Oxido Reducido

EQUILIBRIO Y VOLUMETRIA REDOX

Las reacciones de óxido- reducción

Se denominan reacciones de oxido-reducción aquellas reacciones en las que se produce variación en el número de oxidación de diferentes elementos.

Se denomina oxidación al proceso en el cual se produce un aumento del número de oxidación; éste se lleva a cabo mediante la pérdida de electrones:

Ca Ca +2 + 2 electrones(e -)

Se entiende por reducción, al proceso en el cual se produce una disminución del número de oxidación, éste se lleva a cabo mediante la ganancia de electrones:

Fe+3 + e- Fe +2

Balance de ecuaciones de óxido-reducción (redox) por el método del ion-electrón

En este método la reacción global se divide en dos hemireacciones, una para la oxidación y la otra para la reducción.Las dos hemireacciones se balancean por separado, en carga y masa, y se suman para dar la ecuación global.
En este método se representan las especies químicas intervinientes tal como se encuentran en el medio de reacción. Supongamos la reacción entre el Zn y una solución de CuSO4:

Zn + CuSO4 Cu + ZnSO4

1. Determinar los números de oxidación e identificar los elementos que sufren cambio deéste:

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2. Escribir las hemireacciones usando las especies químicas que existen en solución acuosa, balanceándolas en carga y masa.

El CuSO4 se encuentra en solución disociado en iones Cu+2 y SO4-2. Lo mismo ocurre con el ZnSO4 obtenido en la reacción.

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3. Los coeficientes obtenidos luego de la suma son llevados a la ecuación molecular. En este caso loscoeficientes son todos unitarios, quedando la ecuación:

CuSO4 + Zn Cu + ZnSO4

Agente oxidante y agente reductor: el Zn, en la reacción anterior, fue oxidado a Zn +2 por la acción del CuSO4, diciéndose entonces que esta sal es el agente oxidante. Con idéntico criterio, el Cu+2 fue reducido por el Zn, siendo este último el agente reductor.
Se llama agente oxidante al reactivo quecontiene al elemento que se reduce, y agente reductor al reactivo que contiene al elemento que se oxida.
Nótese que la extensión de la oxidación tiene que ser igual a la extensión de la reducción; esto es, el número de electrones perdidos por el agente reductor debe ser igual al número de electrones ganados por el agente oxidante. Matemáticamente se logra multiplicando la hemireacción de oxidaciónpor el número de electrones ganados en la hemireacción de reducción y viceversa
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Por lo tanto la ecuación global será:

2 Ag + Cl2 2 AgCl

Analicemos ahora algunos casos más complejos, como es la reacción entre el FeCl3 y el K2Cr2O7.
El ion Cr2O7-2 es estable solamente en medio ácido, lo que debe ser tenido en cuenta en el balanceo de la ecuación:

Cr2O7 -2Cr +3

Los 7 átomos de O del ion Cr2O7 -2 aparecen del lado derecho de la ecuación en 7 moléculas de H2O:

Cr2O7 -2 2 Cr+3 + 7 H2O

Para balancear los átomos de H y recordando que el medio es ácido, se agregan 14 H+ del lado izquierdo:

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El Cr se reduce de +6 a +3, debiendo ganar 3 electrones. En este caso son dos los átomos de Cr que intervienenen la reacción, por lo tanto se ganan 6 electrones. A la misma conclusión se arriba mediante el balanceo de cargas:

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Es evidente que los protones provienen de un ácido, por ejemplo HCl:
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Si el medio de reacción es alcalino se deben utilizar OH- en el balanceo.Consideremos por ejemplo, la reacción entre KMnO4 y el KI.
Cuando se reduce el MnO4- en medio neutro o débilmentealcalino, el producto es MnO2 (s).
+7 +4
MnO4- MnO2
El número de oxidación del Mn se reduce de +7 a +4, mediante la captación de 3 electrones:

MnO4 - + 3 e - MnO2

En el lado izquierdo de la ecuación existen 4 cargas negativas que deben ser compensadas por otras tantas en el lado derecho. La especie química que las provee es el OH- :

MnO4- + 3 e - MnO2 +...