Transcript Balanceando ecuaciones químicas redox (método del ion

Los procesos de
oxidación-reducción
Alberto Rojas Hernández
Química Analítica II
Trimestre 2012-P
Balance de
ecuaciones químicas
redox por el método
del ion-electrón
Balanceando ecuaciones químicas redox
Para que la ecuación química redox quede bien balanceada o
ajustada, se recomienda balancear primero los equilibrios
electroquímicos que al sumarse darán lugar a la ecuación química
redox ya balanceada.
Ejemplo: ¿Qué reacción ocurre al mezclar cobre metálico con iones
dicromato? Escribir la ecuación balanceada que representa esta
reacción.
Si se sabe que en el medio el cobre metálico se oxida a cobre (II) y
que el dicromato se reduce a cromo (III), se tiene:

 2

Cu s  
Cu

2
e


 3
Cr2 O 72  e  
 Cr
Balanceando ecuaciones químicas redox
El equilibrio electroquímico de oxidación del cobre ya está
balanceado, tanto en cantidad de sustancia como en carga eléctrica:

 2

Cu s  
Cu

2
e

Pero el equilibrio electroquímico de reducción del cromo no lo está,
por lo que es necesario balancear ese equilibrio electroquímico.
Existen procedimientos sistemáticos para realizar el balance tanto de
equilibrios químicos como electroquímcos. A continuación se
recuerda el procedimiento que se conoce como balance del ion–
electrón.
Balanceando un equilibrio electroquímico por el
método del ion–electrón
1. Se obtiene el estado de oxidación de los átomos que componen
las especies que intercambian los electrones.
El ion Cr3+ tiene estado de oxidación
(VI+)
(III+)

 3 (III+), lo que se obtiene directamente.
Cr2 O 72  e  
 Cr
Pero cada átomo de Cr en el ion Cr2O72tiene estado de oxidación (VI+), si los 7
átomos de O en esa especie tienen estado
de oxidación (II-).
En este caso se ha supuesto que ambos átomos de Cr tienen el mismo estado de oxidación
en el ion dicromato. Si no fuera así se habría obtenido el estado de oxidación promedio de
ambos átomos. Lo que sigue en el procedimiento de todos modos lleva a conclusiones
correctas para el número de electrones intercambiados. Esto ocurre en los llamados
compuestos de valencia mixta.
Balanceando un equilibrio electroquímico por el
método del ion–electrón
2. Se verifica si el número de átomos del elemento que intercambia
los electrones es el mismo en ambos lados del equilibrio
electroquímico. Si no es así, se multiplican las especies por
coeficientes adecuados para que esto ocurra.
(VI+)
 (III+)3 En este caso, al iniciar el procedimiento de
2
 
Cr2O 7  e 
 2Cr
balance hay dos átomos de Cr en el lado
izquierdo y sólo uno en el derecho.
Por lo tanto, se ha multiplicado por 2 el
ion Cr3+ en el lado derecho para que la
cantidad de sustancia del Cr quede
balanceada.
Balanceando un equilibrio electroquímico por el
método del ion–electrón
3. Se obtiene el número de electrones intercambiados, calculando la
diferencia entre el estado de oxidación del oxidante y su reductor
conjugado y multiplicándola por el número de átomos del elemento
que intercambia los electrones.
Se obtiene el número de electrones
(VI+)
(III+)

 
3
intercambiados multiplicando el
Cr2 O 72  ne
2
Cr
6e- 

valor absoluto de la diferencia de
los estados de oxidación por el
número de átomos del elemento
que intercambia los electrones:
n = {(+6)-(+3)}2 = {3}2 = 6
Balanceando un equilibrio electroquímico por el
método del ion–electrón
4. Se verifica si el número de átomos de otro elemento, que no sea
oxígeno o hidrógeno y que no intercambia electrones, es el mismo
en ambos lados del equilibrio electroquímico. Si no es así, se
multiplican las especies por coeficientes adecuados para que esto
ocurra. Este procedimiento se repite en forma exhaustiva, dejando
como penúltimo elemento al oxígeno y como último elemento al
hidrógeno.
Desde este punto se está considerando que las reacciones redox
ocurren en solución acuosa.
En este caso, después del cromo ya no hay más que oxígeno e
hidrógeno, por lo que se pasa al punto 5.
Balanceando un equilibrio electroquímico por el
método del ion–electrón
5. Se verifica si el número de átomos de oxígeno es el mismo en
ambos lados del equilibrio electroquímico. Si no es así, se suman
tantas moléculas de agua como sea necesario del lado en donde
haya deficiencia de oxígeno, hasta lograr el balance de O.


3
Se observa que hay 7 átomos de
Cr2 O 72  6e  
2
Cr
+
7H
O
2

O en el lado izquierdo y
ninguno en el derecho.
Por lo tanto, se suman 7
moléculas de agua en el lado
derecho para que haya 7 átomos
de O en ambos lados.
Balanceando un equilibrio electroquímico por el
método del ion–electrón
6. Se verifica si el número de átomos de hidrógeno es el mismo en
ambos lados del equilibrio electroquímico. Si no es así, se suman
tantos protones como sea necesario del lado en donde haya
deficiencia de hidrógeno, hasta lograr el balance de H.

2
 
3
Se observa que hay 14 átomos
2
Cr

7
H
O
14H+ + Cr2 O 7  6e 
2

de H en el lado derecho y
ninguno en el izquierdo.
Por lo tanto, se suman 14
protones en el lado izquierdo
para que haya 14 átomos de
H en ambos lados.
Balanceando un equilibrio electroquímico por el
método del ion–electrón
7. Finalmente, se verifica si el número neto de cargas eléctricas es el
mismo en ambos lados de la igualdad.


3
14H   Cr2 O72  6e  
2
Cr
 7H 2 O

El número de cargas eléctricas del lado izquierdo es:
(+)14+{(-2)1+(-1)6} = +6
en tanto que en el lado derecho es:
(+3)2 = +6
Por lo que el balance de carga eléctrica es correcto.
Si en este punto no se ha logrado un balance correcto de carga
eléctrica debe revisarse dónde se cometió el error previamente.
Balanceando un equilibrio electroquímico por el
método del ion–electrón. Observaciones.
* Si se desea el balance en medio básico, basta sumar el equilibrio
de autoprotólisis del agua o su inverso al equilibrio
electroquímico, tantas veces como sea necesario para cancelar
todos los protones.
* Por claridad y simplicidad de explicación no se acostumbra
escribir ecuaciones balanceadas que contengan tanto protones
como hidroxilos (la única excepción es el equilibrio de
autoprotólisis o su inverso).
* Iones espectadores, como los de los elementos alcalinos y algunos
aniones, en algunas ocasiones, se balancean al final, agregando en
ambos lados la misma cantidad de iones y asociándolos para
formar electrolitos.
Balanceando ecuaciones químicas redox (método del ion-electrón)
Ahora bien, para obtener la ecuación química correspondiente con los equilibrios
electroquímicos balanceados deben cancelarse los electrones al hacer la suma, ya que
son las partículas intercambiadas en el proceso.

 2

Cu

2
e
( Cu s  
)6



3
(14H   Cr2 O72  6e  
2
Cr
 7H 2 O )2



2
3
28H   2Cr2 O 72  6Cu (s ) 
6
Cu

4
Cr
 14H 2O


 2

( Cu s  
)3
Cu

2
e



3
14H   Cr2 O72  6e  
2
Cr
 7H 2 O



2
3
14H   Cr2O72  3Cu (s ) 
3
Cu

2
Cr
 7H 2 O

Una forma común de hacerlo es
“cruzar los electrones intercambiados”
En este caso se representaría el
intercambio de 12e-.
Otra forma de hacerlo, en este caso,
es multiplicar por 3 el equilibrio
electroquímico del Cu. En este caso
se representaría el intercambio de 6e-
Aunque las ecuaciones químicas obtenidas anteriormente no representan procesos diferentes, la
primera representa el proceso en un sistema 2 veces más grande que la segunda.
Balanceando ecuaciones químicas redox (método intuitivo
considerando el intercambio de electrones y los estados de oxidación)
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Asignar el estado de oxidación a cada uno de los átomos de los
elementos.
Identificar los elementos que han cambiado de estado de oxidación.
Escribir por separado los pares redox hacia la oxidación y hacia la
reducción, balanceando el número de átomos de los elementos que
han cambiado su estado de oxidación y el número de electrones
intercambiados.
Multiplicar la ecuaciones por los menores números que permitan
igualar el número de electrones donados y recibidos.
Transferir los coeficientes encontrados a la ecuación original.
Terminar el balanceo de los átomos de los elementos restantes (por
“tanteo”).
Balanceando ecuaciones químicas redox (método intuitivo)
Problema: Balancear correctamente la ecuación química:
aK2Cr2O7 + bCu(s) + cHCl  dCrCl3 + eKCl + fCuCl2 + gH2O
1. Asignar el número de oxidación a cada uno de los átomos de los elementos.
1+
6+
2-
0
1+ 1-
3+ 1-
1+ 1-
2+ 1-
1+ 2-
aK2Cr2O7 + bCu(s) + cHCl  dCrCl3 + eKCl + fCuCl2 + gH2O
2. Identificar los elementos que han cambiado su estado de oxidación.
6+
0
3+
2+
aK2Cr2O7 + bCu(s) + cHCl  dCrCl3 + eKCl + fCuCl2 + gH2O
Balanceando ecuaciones químicas redox (método intuitivo)
3. Escribir por separado los pares redox hacia la oxidación y hacia la reducción,
balanceando el número de átomos de los elementos que han cambiado su
estado de oxidación y el número de electrones intercambiados.
0
2+
Cu(s)  CuCl2 + 2 e-
Oxidación:
6+
3+
K2Cr2O7 + 6 e-  2 CrCl3
Reducción:
4. Multiplicar las ecuaciones por los números menores que permitan igualar
el número de electrones donados y recibidos.
0
2+
0
2+
(Cu(s)  CuCl2 + 2 e ) 3 = 3 Cu(s)  3 CuCl2 + 6 e-
6+
3+
6+
3+
(K2Cr2O7 + 6 e-  2 CrCl3) 1 = K2Cr2O7 + 6 e-  2 CrCl3
Balanceando ecuaciones químicas redox (método intuitivo)
5. Transferir los coeficientes encontrados en el paso 4 a la ecuación original.
aK2Cr2O7 + bCu(s) + cHCl  dCrCl3 + eKCl +fCuCl2 + gH2O
(a = 1, b = 3, d = 2, f = 3)
K2Cr2O7 + 3Cu(s) + cHCl  2CrCl3 + eKCl +3CuCl2 + gH2O
6. Terminar el balanceo de los átomos de los elementos restantes (por “tanteo”).
K2Cr2O7 + 3Cu(s) +14HCl  2CrCl3 + 2KCl +3CuCl2 + 7H2O
Recomendaciones
Finalmente, en la revisión de los temas de balance de ecuaciones químicas, es
recomendable evitar el proponer ejercicios muy complicados, con demasiadas
especies químicas, sobre todo para examen.
Es mejor proponerse alcanzar el objetivo de que los conceptos queden claros a la
mayoría de los alumnos, más que permitir el lucimiento de los profesores o de los
alumnos más aventajados.
En general, aunque debe procurarse evitar el proponer a un grupo un problema que
el profesor no haya resuelto con anterioridad, es más importante evitarlo en estos
temas de balance de ecuaciones redox; ya que debe tenerse presente que existe la
posibilidad de proponer ecuaciones redox en donde un solo elemento o más de dos
elementos cambian su estado de oxidación. También es posible encontrar ejemplos
en donde hay más de una forma de balancear “la reacción”. Problemas como los
que se describen en este párrafo están fuera del nivel medio de enseñanza.
Alberto Rojas Hernández
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