Cómo equilibrar las ecuaciones de redox

Las ecuaciones de redox son a menudo tan complejas que no siempre funciona bien jugar con los coeficientes para equilibrar las ecuaciones químicas. Los químicos han desarrollado un método alternativo (además del método del número de oxidación) que se llama método de ion-electrón (media reacción).

En el método ión-electrón, la ecuación redox desequilibrada se convierte en la ecuación iónica y luego se descompone en dos medias reacciones: oxidación y reducción. Cada una de estas medias reacciones se equilibra por separado y luego se combina para obtener la ecuación iónica equilibrada.

Finalmente, los iones espectador se ponen en la ecuación iónica equilibrada, convirtiendo la reacción de nuevo a la forma molecular. Es importante seguir los pasos con precisión y en el orden indicado. De lo contrario, es posible que no consigas equilibrar las ecuaciones redox.

El siguiente ejemplo muestra cómo utilizar el método ión-electrón para equilibrar esta ecuación redox:

  • Convierte la reacción redox desequilibrada a la forma iónica, en esta reacción se muestra el ácido nítrico en la forma iónica, porque es un ácido fuerte. El nitrato de cobre(II) es soluble (indicado por (aq)), por lo que se muestra en su forma iónica. Debido a que el NO(g) y el agua son compuestos moleculares, permanecen en la forma molecular:
  • Si es necesario, asigne números de oxidación y luego escriba dos medias reacciones (oxidación y reducción) que muestren las especies químicas a las que se les ha cambiado el número de oxidación, en algunos casos es fácil saber lo que se ha oxidado y reducido, pero en otros no es tan fácil. Empiece por repasar el ejemplo de reacción y asignar números de oxidación. A continuación, puede utilizar las especies químicas a las que se han modificado sus números de oxidación para escribir sus medias reacciones desequilibradas: el cobre cambió su número de oxidación (de 0 a 2) y por lo tanto tiene nitrógeno (de -2 a +2). Tus medias reacciones desequilibradas lo son:
  • Equilibrar todos los átomos, con la excepción del oxígeno y el hidrógeno, es una buena idea esperar hasta el final para equilibrar los átomos de hidrógeno y oxígeno, por lo que siempre hay que equilibrar primero los otros átomos. Se pueden equilibrar jugando con los coeficientes. Sin embargo, en este caso en particular, tanto los átomos de cobre como los de nitrógeno ya se equilibran, con uno cada uno en ambos lados:
  • Equilibrar los átomos de oxígeno La forma de equilibrar estos átomos depende de si se trata de soluciones ácidas o básicas: En las soluciones ácidas, tome el número de átomos de oxígeno necesarios y añada el mismo número de moléculas de agua al lado que necesita oxígeno; en las soluciones básicas, añada el lado que necesita oxígeno para cada átomo de oxígeno que necesite. Luego, al otro lado de la ecuación, agregue la mitad de las moléculas de agua que los asaniones utilizados, la ecuación de ejemplo es en condiciones ácidas. No hay nada que hacer con la media reacción del cobre, porque no hay átomos de oxígeno presentes. Pero necesitas equilibrar los átomos de oxígeno en la segunda mitad de la reacción:
  • De nuevo, la forma de equilibrar estos átomos depende de si se trata de soluciones ácidas o básicas: En las soluciones ácidas, tome el número de átomos de hidrógeno necesarios y añada el mismo número al lado que necesita hidrógeno; en las soluciones básicas, añada una molécula de agua al lado que necesita hidrógeno para cada átomo de hidrógeno necesario. Luego, al otro lado de la ecuación, agregue tantosaniones como moléculas de agua haya usado, la ecuación de ejemplo es en condiciones ácidas. Necesitas equilibrar los átomos de hidrógeno en la segunda mitad de la reacción:
  • Equilibrar la carga iónica en cada media reacción añadiendo electrones, los cuales deben terminar en lados opuestos de la ecuación en las dos medias reacciones. Recuerde que está usando carga iónica, no números de oxidación:
  • Los electrones que se pierden en la media reacción de oxidación son los mismos que se ganan en la media reacción de reducción. El número de electrones perdidos y ganados debe ser el mismo. Pero el Paso 6 muestra una pérdida de 2 electrones y una ganancia de 3. Así que debes ajustar los números usando multiplicadores apropiados para ambas medias reacciones. En este caso, hay que encontrar el mínimo común denominador entre 2 y 3. Es 6, así que multiplica la primera mitad de reacción por 3 y la segunda mitad de reacción por 2.
  • Los electrones siempre deben cancelarse (el número de electrones debe ser el mismo en ambos lados).
  • Si es necesario agregar iones espectador a un lado de la ecuación, agregue el mismo número al otro lado de la ecuación.
  • Compruebe que todos los átomos estén equilibrados, que todas las cargas estén equilibradas (si trabaja con una ecuación iónica al principio), y que todos los coeficientes estén en la proporción más baja de números enteros.
  • Las reacciones que tienen lugar en la base son igual de fáciles, siempre y cuando se sigan las reglas.

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