BALANCEO DE REACCIONES REDOX

Las reacciones redox son generalmente difíciles de balancear sobre todo cuando se aplican métodos simples como el de inspección. ¿ahora que hago?

  Método del estado de oxidación Método del ion-electrón (media celda) Método algebraico

MÉTODO DEL ESTADO DE OXIDACIÓN Se basa en el cambio del estado de oxidación de los elementos que intervienen en el proceso redox.

REQUISITO PARA SU APLICACIÓN Solo puede usarse este método si se tiene la reacción completa o global (no se puede aplicar a reacciones iónicas). Las semi-reacciones pueden estar escritas con especies no reales.

Pasos a seguir

Identificar los elementos que sufren cambio de estado de oxidación Identificar los elementos que sufren cambio de estado de oxidación. NaI + H2SO4  H2S + l2 + Na2SO4 + H2O − 6+ 2−

NaI + H2SO4 H2S + l2 + Na2SO4 + H2O Escribir las dos semi-reacciones (oxidación y reducción). Utilizar solo el símbolo del elemento y el estado de oxidación con los electrones ganados o perdidos. S6+ + 8e −  S2− I−  I0 + e − Multiplicar la semi-reacción de acuerdo con el número de veces que tenemos al elemento en el proceso redox. NaI + H2SO4 H2S + l2 + Na2SO4 + H2O S6+ + 8e −  S2− I−  I0 + e − 2 S6+ + 8e −  S2− 2I−  2I0 + 2e −

Igualar el número de electrones ganados con el número de electrones perdidos. (mínimo común múltiplo (m.c.m.) o por multiplicación cruzada) S6+ + 8e −  S2− 2I−  2I0 + 2e − 4 S6+ + 8e −  S2− 8I−  8I0 + 8e −

NaI + H2SO4  H2S + l2 + Na2SO4 + H2O Sumar las dos semi-reacciones para obtener la ecuación neta. S6+ + 8e −  S2− 8I−  8I0 + 8e − S6+ + 8I−  S2− + 8I0 Utilizar los coeficientes de la ecuación obtenida para balancear la reacción completa, continuar con las sustancias que no cambian su estado de oxidación y finalizar con el oxígeno. 8 NaI + H2SO4  H2S + l2 + Na2SO4 + H2O 5 4 4 4

NaI + H2SO4  H2S + l2 + Na2SO4 + H2O 8 NaI + H2SO4  H2S + l2 + Na2SO4 + H2O 5 4 4 4 Verificar que se cumpla la ley de la conservación de la masa. Una ecuación bien balanceada es la mínima expresión con números enteros.

Casos especiales

Dos elementos que cambian en una especie 3+ 2− 5+ 5+ 4+ 6+ Sb2S3 + KNO3 + HCl  Sb2O5 + NO2 + K2SO4 + KCl + H2O Simplificar los cambios que genera esa especie 2 Sb3+  Sb5+ + 2e− S2−  S6+ + 8e− 3 2Sb3+  2Sb5+ + 4e− 3S2−  3S6+ + 24e− 2Sb3+ + 3S2−  2Sb5+ + 3S6+ + 28e−

N5+ + e−  N4+ 2Sb3+ + 3S2−  2Sb5+ + 3S6+ + 28e− N5+ + e−  N4+ 28 2Sb3+ + 3S2− + 28N5+  2Sb5+ + 3S6+ + 28N4+ Sb2S3 + KNO3 + HCl  Sb2O5 + NO2 + K2SO4 + KCl + H2O 28 22 28 3 22 11

Pb4+ + 2e− Pb2+ Pb0  Pb2+ + 2e− Pb4+ + Pb0  2Pb2+ Cambio de dos especies a una especie 4+ 2+ PbO2 + Pb + H2SO4  PbSO4 + H2O Pb4+ + 2e− Pb2+ Pb0  Pb2+ + 2e− Pb4+ + Pb0  2Pb2+ PbO2 + Pb + H2SO4  PbSO4 + H2O 2 2 2

1. MnO2 + HI  MnI2 + I2 +H2O 2. Fe3(PO4)2 + Ca(MnO4)2 + H3PO4 Ca3(PO4)2 + FePO4 + Mn3(PO4)2 + H2O 3. Al2S3 + HNO3  Al(NO3)3 + S6 + NO + Al2(SO4)3 + H2O

MÉTODO DEL ION ELECTRÓN O MEDIAS CELDAS

Sólo se pueden utilizar especies químicas reales (reconocer compuestos iónicos y compuestos moleculares) La reacción deberá ocurrir en disolución ácida o básica. Se puede partir de reacciones completas o de reacciones iónicas

Pasos a seguir

K2Cr2O 7 + HBr + H2SO4  CrO2 + Br2 + K2SO4 + H2O 1. Identificar el agente oxidante, agente reductor, producto reducido y producto oxidado (medio ácido). K2Cr2O 7 + HBr + H2SO4  CrO2 + Br2 + K2SO4 + H2O A. O A. R P. R P. O

K2Cr2O 7 + HBr + H2SO4  CrO2 + Br2 + K2SO4 + H2O 2. Quitar las especies espectadoras y escribir las dos semi-reacciones. [Cr2O 7]2 − Br− K2Cr2O 7 + HBr + H2SO4  CrO2 + Br2 + K2SO4 + H2O Cr2O 72−  CrO2 Br−  Br2

2. Balancear aquellos elementos distintos al oxígeno e hidrógeno Cr2O 72−  CrO2 Br−  Br2 2 2 3. Balancear el oxígeno agregando moléculas de agua y el hidrógeno con iones H+ 6H+ + Cr2O 72−  2CrO2 2Br−  Br2 + 3H2O

4. Balancear cada semir-reacción agregando electrones para igualar cargas en ambos lados 6H+ + Cr2O 72−  2CrO2 + 3H2O 2Br−  Br2 + 2e− 5. Igualar el número de electrones ganados y perdidos (multiplicando por un mcm o de manera cruzada). 6H+ + Cr2O 72−  2CrO2 + 3H2O 2Br−  Br2 4e− + + 2e− 2 4e− + 6H+ + Cr2O 72−  2CrO2 + 3H2O 4Br−  2Br2 + 4e−

6. Sumar las dos semi-reacciones para obtener la ecuación iónica neta. 4e− + 6H+ + Cr2O 72−  2CrO2 + 3H2O 4Br−  2Br2 + 4e− 6H+ + Cr2O 72− + 4Br−  2CrO2 + 2Br2 + 3H2O 7. Verificar que la ecuación neta tenga la misma carga en ambos lados. 6H+ + Cr2O 72− + 4Br−  2CrO2 + 2Br2 + 3H2O + 6 −2 −4 = 0 + 0 + 0 0 = 0

8. Trasladar los coeficientes obtenidos a la reacción y terminar el balance de las especies espectadoras por inspección. K2Cr2O 7 + HBr +H2SO4  CrO2 + Br2 +K2SO4+ H2O 4 2 2 3 9. Verificar que se cumpla la ley de la conservación de la masa.

NO3−  NO semi-reacción de reducción Ajustar la siguiente reacción por medio del método de ión electrón (medio ácido) HNO3 + H2S  NO + S + H2O A. O. A. R. P. R. P. O. NO3−  NO semi-reacción de reducción H2S  S semi-reacción de oxidación

NO3−  NO 3e− + 4H+ + + 2H2O + 2e− H2S  S + 2H+ NO3−  NO [ H2S  S + 2H2O] 2 4H+ + + 2H+ [3e− + + 2e−] 3 8H+ + 2NO3− + 6e−  2NO + 4H2O 3H2S  3S + 6H+ + 6e− 2H+ +2NO3− +3H2S 2NO + 4H2O+ 3S

2HNO3 + 3H2S  2NO + 3S + 4H2O 2H+ +2NO3− + 3H2S 2NO + 4H2O+ 3S +2 − 2 = 0 2HNO3 + 3H2S  2NO + 3S + 4H2O

CoCl2 + Na2O2 + NaOH + H2O  Co(OH)3 + NaCl Ajustar la siguiente reacción por medio del método de ión electrón (medio básico) A. R. A. O. P. O. P. R. CoCl2 + Na2O2 + NaOH + H2O  Co(OH)3 + NaCl Co2+  Co3+ Na2O2  (OH)− + Na+ 2 H+ + 2 2

2Co2+ + Na2O2 + 2H2O  2Co3+ + 4(OH)− + 2Na+ Co2+  Co3+ Na2O2  (OH)− + Na+ 2 2 H+ + 2 (OH)− + + 2 (OH)− 2H2O Reescribir las dos semi-reacciones Co2+  Co3+ Na2O2  (OH)− + Na+ 4 2 2H2O + 2[ ] + e− 2e− + 2Co2+  2Co3+ Na2O2  (OH)− + Na+ 4 2 2H2O + + 2e− 2e− + 2Co2+ + Na2O2 + 2H2O  2Co3+ + 4(OH)− + 2Na+

2 CoCl2 + Na2O2+ NaOH + H2O  Co(OH)3 + NaCl 2 2 2 4

Balanceo a partir de una reacción iónica en medio ácido +   

6e− 7 2 e− 6e− 2 7 6 ( e− ) 2 7 6e− 6e−  + + +  + + +  +  +  + 

Balanceo a partir de una reacción iónica en medio básico +   

2 2( 3e− ) ) 3( 2e− 6e− 6e−  + + + +  + + + +  + +  + +  +  + +

Resolver los siguientes ejercicios

KI + Ca(ClO)2 HCl  I2 CaCl2 KCl H2O KBrO3 Na2HAsO3 KBr H3AsO4 NaCl   Cu2S HNO3 Cu(NO3)2 S NO NO2 Pb3O4 H2SO4 Cl2 PbCl2 K2SO4 [Cr(OH)4]− + H2O2  (CrO4)2− H2O   (medio básico) P4S3 CNO− (PO4)3− (SO4)2− CN− ácido) (HPO3)2− (BrO) − Br−

EJERCICIOS ADICIONALES

Balancear y obtener las reacciones iónicas netas correspondientes a) CrO42−(ac)+ S2O42−(ac) Cr(OH)3(s)+ SO32−(ac) medio básico b) Fe2+ (ac) + MnO4− (ac)  Fe3+ (ac) + Mn2+(ac) medio ácido c) As2O3 + MnO4─  H3AsO4 + Mn2+ medio ácido

RESOLVER EL EJERCIO 51, 58, 59 y 61 DE LA PÁGINA 396 y 397 DEL LIBRO “QUÍMICA” DE WHITTEN

MÉTODO ALGEBRAICO

A B C D E F Na: A=D Br: A=D K: B=F Mn: B=E O: 4B + C = 3D + 2E + F H: Asignar a cada sustancia una variable (A, B, C, D, E, F, etc.). A B C D E F NaBr + KMnO4 + H2O  NaBrO3 + MnO2 + KOH Obtener las ecuaciones de acuerdo a los elementos participantes Na: A=D Br: A=D K: B=F Mn: B=E O: 4B + C = 3D + 2E + F H: 2C = F

A D C E F B Na: Br: A=D B=F B=E 2C = F 4B + C = 3D + 2E + F K: Mn: O: Calcular el número de grados de libertad, nG.L.: nG.L. = nv – ne NaBr + KMnO4 + H2O  NaBrO3 + MnO2 + KOH A D C E F B Na: Br: A=D B=F B=E 2C = F 4B + C = 3D + 2E + F K: Mn: O: H:

Na: A=D A=D Br: A=D 4B + B/2 = 3D + 2B + B B=F K: B=E=F B = 3D 3/2 B=E 5. Reducir todas las ecuaciones en función de dos variables (las letras que más se repitan generalmente A y B). Na: A=D A=D Br: A=D 4B + B/2 = 3D + 2B + B B=F K: B=E=F B = 3D 3/2 B=E Mn: 4B + C = 3D + 2E + F O: 2C = F H: A=D=1 C = B/2 B = 2 B=E=F= 2 C = 1

NaBr + KMnO4 + H2O  NaBrO3 + MnO2 + KOH

Cr + Al(MnO4)3 + H3PO4  Mn3(PO4)2 + CrPO4 + AlPO4 + H2O b) FeHPO3 + NaClO + NaOH  Na3PO4 + NaCl + Fe(OH)3 + H2O c) SbI3 + Sb(IO3)3 + H4SiO4  I2 + Sb4(SiO4)3 + H2O