BALANCE DE ECUACIONES, MÉTODO IÓN - ELECTRÓN (medio ácido)

redox

Es el método de balance de ecuaciones más difícil de aplicar pero en ocasiones es el único posible.

En principio se debe identificar qué  especie se oxida y cuál se reduce para plantear las dos semi – reacciones.  En segundo lugar se indica cuantos electrones se están perdiendo y cuántos se están ganando.  

Dependiendo de cuál sea el medio se balancea la carga con H⁺ u OH^-. Luego se realiza el balance de masa con agua.

Finalmente se balancean los electrones de manera que los que se pierdan sean igual a los que se ganan

Se halla la ecuación final sumando las dos semi – reacciones.

Ejemplo

Dada la reacción del permanganato de potasio con agua oxigenada en medio ácido.

MnO₄^-  + H₂O₂  →  Mn⁺² + O₂

El permanganato pasa a Mn⁺² y el agua oxigenada a O₂

Variación de los números de oxidación

5 e^-  +  MnO₄^-  →  Mn⁺²

El manganeso en el permanganato tiene número de oxidación +7 (x + (-2).4 = -1) y en el producto  +2, es decir que ha disminuido en 5 su número de oxidación lo que implica la ganancia de 5 electrones. Esta es la reacción de reducción.

El oxígeno del agua oxigenada ha pasado de -1 (número de oxidación del oxígeno en los peróxidos a 0 correspondiente al oxígeno elemental). Es decir que ha perdido un electrón por átomo de oxígeno. Esta es la reacción de oxidación.

H₂O₂  →  2 e^-   + O₂

Para balancear las cargas se utiliza H⁺ porque el medio es ácido.

En la reacción de reducción se observa que la carga del lado de los reactivos es -6 y del lado de los productos es +2. Como se debe balancear con carga positiva se colocan los H⁺  del lado de los reactivos. En este caso 8 para que la carga total sea +2-

8 H⁺ +  5 e^-  +  MnO₄^-  →  Mn⁺²

En la reacción de oxidación se tiene 0 del  lado de los reactivos y -2 en los productos por lo que se balancea de ese lado con 2 H⁺-

H₂O₂  →  2 H⁺  + 2 e^-   + O₂

Una vez realizado el balance de carga se realiza el de masa con agua.

8 H⁺ +  5 e^-  +  MnO₄^-  →  Mn⁺² + 4 H₂O

H₂O₂  →  2 H⁺  + 2 e^-   + O₂

Para igualar la cantidad de electrones es necesario multiplicar la primera semi-reacción por 2 y la segunda por 5-

2.(8 H⁺ +  5 e^-  +  MnO₄^-  →  Mn⁺² + 4 H₂O)

5(H₂O₂                  →  2 H⁺  + 2 e^-   + O₂)  

Si se realiza la suma de las dos semi-reacciones:                                               _.

16 H⁺ + 10 e^- + 2 MnO₄^-  + 5 H₂O₂→ 2 Mn⁺² + 8 H₂O + 10 H⁺  + 10 e^-   +5 O₂

Simplificando se tiene:

6 H⁺ + 2 MnO₄^- + 5 H₂O₂  →  2 Mn⁺² + 8 H₂O + 5 O₂

Si se deseara plantear la ecuación molecular, por ejemplo con ácido sulfúrico, el procedimiento sería el mismo, el anión sulfato y el potasio no intervienen en la reacción y finalmente se tendría:

3 H₂SO₄  + 2 KMnO₄ + 5 H₂O₂ → 2 MnSO₄ + 5 O₂ + 8 H₂O + K₂SO₄

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REACCIONES DE ÓXIDO - REDUCCIÓN (REDOX)

ácido nítrico + cobre (redox)

Las reacciones de óxido – reducción son muy comunes en la vida cotidiana, de hecho algunas reacciones muy importantes como la combustión de hidrocarburos y la oxidación de los metales son reacciones redox.

La mayoría de los metales se obtiene a partir de los minerales por reacciones de oxidación o reducción.

Si consideramos la formación de un óxido de un metal como el de magnesio se tiene:

2 Mg  + O₂ →  2 Mg O

Esta reacción puede desdoblarse en dos semi-reacciones. En una de ellas una de las especies (en este caso el magnesio) pierde electrones, en la otra, el oxígeno gana electrones.

La oxidación es la semi-reacción en la que los electrones se pierden, es decir que el magnesio aumenta su número de oxidación pasando de 0 a +2 (esto representa la pérdida de 2 electrones por cada magnesio.

La reducción es la semi-reacción en la que los electrones se ganan, en este caso el oxígeno gana 2 electrones por cada átomo pasando su número de oxidación de 0 a -2.

Si se plantea la reacción anterior como las dos semi-reacciones se tiene:

2 Mg           → Mg⁺²  + 4 e^-   oxidación (pérdida de electrones)

O₂ + 4 e^-        →  2O^-2      reducción (ganancia de electrones)

El magnesio se oxida mientras actúa como reductor porque dona los electrones que hacen que el oxígeno se reduzca. El oxígeno se reduce mientras actúa como agente oxidante provocando la oxidación del magnesio.

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TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

Todo cambio químico puede representarse por medio de una reacción, en la que uno o más reactivos dan uno o más productos. Esa reacción se representa por medio de una ecuación química.

Según el mecanismo  de la reacción y el tipo de producto obtenido las reacciones se clasifican de distinta manera.

Reacciones de precipitación:  reacciones que ocurren en un medio líquido y en las que uno de los productos es insoluble (precipitado).

Reacciones de ácido – base: son reacciones de neutralización. Se forma una sal y agua.

Reacciones de óxido – reducción (Redox):  hay un cambio en el número de oxidación de las especies, una de ellas aumenta su número mientras otra lo disminuye.

Reacciones de formación de complejos: el producto es una sustancia compleja llamada también compuesto de coordinación o complejo.

Según el mecanismo pueden ser:

Reacciones de combinación: dos o más reactivos se unen para formar un solo producto.

Reacciones de descomposición: una sustancia se descompone y da más de un producto.

Reacciones de sustitución: uno o más átomos de un compuesto son reemplazados por otro para dar un producto.

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REACCIÓN QUÍMICA

Las reacciones químicas se representan por medio de ecuaciones.

H_{2 (g)} + O_2(g)  → H₂O

Se lee como: el hidrógeno reacciona con el oxígeno (representado por el signo +) para dar agua (representado por la flecha).

Esta ecuación no está balanceada, es decir que el número de átomos de los reactivos no coincide con el de los productos.

Hay dos átomos de oxígeno en los reactivos y solo uno en los productos.

Es necesario balancear la ecuación para cumplir con una de las leyes básicas de la Química (Ley de Lavoisier) que establece que en una reacción química debe conservarse la masa y el número y clase de átomos.

La reacción anterior puede plantearse:

H_{2 (g)} +1/2 O_2(g)  → H₂O

Y mejor aún:

2 H_{2 (g)} + O_2(g)  →  2 H₂O

Que puede leerse: 2 moles  de hidrógeno reaccionan con una de oxígeno para dar 2 de agua.

BALANCE DE ECUACIONES. MÉTODO ALGEBRAICO

Uno de los métodos de balance más usados es el método por tanteo, sin embargo muchas veces no resulta tan simple de aplicar. El método algebraico plantea ecuaciones para hallar los coeficientes estequeométricos.

a MnO₂  + b HCl →  c MnCl₂ + d Cl₂ + e H₂O

a, b, c, d y e son los coeficientes estequeométricos  a hallar.

Se plantean ecuaciones igualando el número de átomos de cada elemento presentes en reactivos y productos.

Mn:  a = c

O:  2 a = e

H: b = 2 e

Cl: b = 2 c + 2 d

Para resolverlos se asigna el valor 1 a uno de los coeficientes, por ejemplo a.

Se tiene: 1 = a = c

2 . 1 = 2 = e       e =2

2 . 2 = 4 = b       b=4

Por último se despeja d y se tiene:

b – 2c / 2 = d          reemplazando: 4 – 2.1 / 2 = d = 4 – 2 / 2 = 1

d=1

Puede entonces plantearse la reacción:

1MnO₂  + 4 HCl →  1MnCl₂ + 1 Cl₂ + 2 H₂O

Si se verifica con el balance de los átomos se tiene:
Mn 1átomo en reactivos y productos
O   2 átomos en reactivos y productos
H   4 átomos en reactivos y productos
Cl  4 átomos en reactivos y productos

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LOS OXÁCIDOS. ÁCIDOS META, ORTO Y PIRO.

Algunos  óxidos ácidos pueden reaccionar con una, dos o tres moléculas de agua, generando una serie de ácidos. Artículo completo en Ácidos meta, piro y orto

SALES HALOIDEAS O NO OXIGENADAS

Las sales haloideas se forman por reacción de un hidrácido con un hidróxido.  Es una reacción de neutralización y se forma agua junto a la sal. Artículo en Sales Haloideas