Ecuaciones Redox y los Métodos de igualación

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• Las reducciones orgánicas, las oxidaciones orgánicas o las reacciones redox orgánicas son reacciones redox en las que intervienen compuestos orgánicos como reactivos. En química orgánica, las oxidaciones y reducciones son diferentes de las reacciones redox normales, porque muchas de estas reacciones llevan el nombre de oxidación o reducción, pero en realidad no implican la transferencia de electrones en el sentido electroquímico de la palabra

1. El agente reductor

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   • es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir, siendo oxidado.
   1. EJEMPLO

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      • Por ejemplo, en la reacción de formación del cloruro de hidrógeno a partir de los gases dihidrógeno y dicloro, se da un proceso redox y sin embargo se forma un compuesto covalente. 
2. El agente oxidante

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   • es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo reducido.
   1. EJEMPLO

      Annotations:

      • El ion hierro (III) puede ser reducido a hierro (II): Fe3+ + e− → Fe2+ 
3. Reglas para asignar el número de oxidación

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   • l número de oxidación de todos los elementos sin combinar es cero. Independientemente de la forma en que se representen. El número de oxidación de las especies iónicas monoatómicas coincide con la carga del ion. El número de oxidación del hidrógeno combinado es +1, excepto en los hidruros metálicos, donde su número de oxidación es –1 (ej: AlH3, LiH) El número de oxidación del oxígeno combinado es –2, excepto en los peróxidos, donde su número de oxidación es –1 (ej.:Na2O2, H2O2). El número de oxidación en los elementos metálicos, cuando están combinados es siempre positivo y numéricamente igual a la carga del ion. El número de oxidación de los halógenos en los hidrácidos y sus respectivas sales es –1, en cambio el número de oxidación del azufre en su hidrácido y respectivas sales es –2. El número de oxidación de una molécula es cero. O lo que es lo mismo, la suma de los números de oxidación de los átomos de una molécula neutra es cero.
   1. METODOS
      1. REDOX OXIDACION-REDUCCION)

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         • Una reacción de óxido-reducción no es otra cosa que una pérdida y ganancia de electrones, es decir, desprendimiento o absorción de energía (presencia de luz, calor electricidad, etc.) En una reacción si un elemento se oxida, también debe de existir un elemento que se reduce.
         1. PROCEDIMIENTO PARA EL MÉTODO DE REDOX

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            • PROCEDIMIENTO PARA EL MÉTODO DE REDOX 1.- Verificar que la ecuación este bien escrita y completa. 2.- Colocar los números de oxidación en cada uno de los elementos. 3.- Observar que números de oxidación cambiaron (un elemento se oxida y uno se reduce). 4.- Escribir la diferencia de números de oxidación de un mismo elemento. 5.- Multiplicar la diferencia de números de oxidación por los subíndices correspondientes de cada elemento. 6.- Cruzar los resultados 7..- Colocar los resultados como coeficientes en el lugar correspondiente. 8.-Completar el balanceo por tanteo. 9.- Verifica la cantidad de átomos en cada miembro de la ecuación. 10.-En caso de que todos los coeficientes sean divisibles se reducen a su mínima expresión.
            1. EJEMPLOS

               Annotations:

               • HCl + MnO2 -----> MnCl2 + H2O + Cl2Cu + HNO3 -----> Cu(NO3)2 + NO + H2OH2SO4 + HI -----> H2SO3 + I2 + H2OHNO3 + HI -----> NO + I2 + H2OHNO3 + H2S ------> NO2 + H2O + SCuS + HNO3 -----> Cu(NO3)2 + S + H2O + NOK2Cr2O7 + HCl ------> CrCl3 + KCl + H2O + Cl2KMnO4 + HBr -------> MnBr2 + KBr + H2O + Br2MnO2 + HCl ------> MnCl2 + H2O + Cl2
      2. Método del Número de Oxidación

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         • xisten distintos métodos para balancear las ecuaciones químicas. Uno de ellos, el que menos cálculo requiere pero no muy simple en algunas ocasiones es el de tanteo.
         1. PROCEDIMIENTO

            Annotations:

            • Reglas para resolver una Ecuación Redox  1- Los elementos libres actúan con valencia cero (0).  2- Los metales actúan con valencias positivas (+).  3- Los metaloides o no metales actúan con valencias negativas (-).  4- Los metaloides combinados con el oxígeno actúan con valencias positivas (+).  5- El hidrógeno actúa con valencia (+1).  6- El oxígeno actúa con valencia (-2), excepto en los peróxidos que actúa con valencia (-1).  7- La valencia de un elemento compuesto es siempre cero (0); y resulta de sumar la valencia de cada elemento multiplicada por la cantidad de átomos que aporta a la molécula. 
            1. EJEMPLO

               Annotations:

               • Ejemplo K + H2 O  → KOH + H2 Se observa que el potasio y el oxígeno están en un solo reactivo y producto pero ya se hallan balanceados por lo que se debe balancear el hidrógeno. K + H2 O  → KOH +1 /2 H2 Hay 2 átomos de hidrógeno en los reactivos  y 3 en los productos por lo que puede balancearse colocando ½ de hidrógeno en los productos Para no trabajar con números fraccionarios se multiplican reactivos y productos por 2- 2 K + 2 H2 O  → 2 KOH + H2
      3. Óxido-Reducción. Método del ión-electrón.

         Annotations:

         • ecuaciones químicas sencillas por simple inspección o tanteo. Muchas ecuaciones son demasiado complejas para que este procedimiento de balanceo por tanteo resulte práctico; sin embargo, la gran mayoría de las reacciones de interés en este semestre (electroquímica, equilibrio iónico) son reacciones deóxido-reducción que comprenden la transferencia de electrones de un reactivo a otro, y en estos casos, el balanceo se efectúa aplicando procedimientos sistemáticos. Este último capítulo esta dedicado a los métodos comúnmente usados para el balanceo de estasecuaciones, a saber el método de la media reacción (o del ión-electrón) y el métododel número de oxidación.
         1. PROCEDIMIENTO

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            • PASOS PARA IGUALAR ECUACIONES POR IÓN-ELECTRÓN 1.- Si la ecuación está en forma molecular pasarla a forma iónica. Aquí hay que tener en cuenta que los elementos libres, los óxidos, el H2O y el H2O2 no se disocian, sólo se disocian los electrolitos (ácidos, bases y sales). Ilustraremos todos los pasos con el siguiente ejemplo: I2 + HNO3 HIO3 + NO + H2O (Molecular) Se pasa a forma iónica; o o o I2 + H+NO3- H+lO3- + NO + H2O (Iónica) 2.- Se escribe por separado el esqueleto de las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y el agente reductor. o I2 lO3- o NO3- NO 3.- Se balancea por tanteo (inspección) los átomos distintos de H y O : o I2 2lO3- o NO3- NO 4.- Igualar los átomos de oxígenos agregando moléculas de H2O para balancear los oxígenos: o I2 + 6H2O 2lO3- o NO3- NO + 2 H2O 5.- Igualar los átomos de hidrógenos H+ (iones hidrógenos) donde falta hidrógeno. o I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+ o NO3- + 4H+ NO + 2H2O 6.- Contar la carga total en ambos lados de cada ecuación parcial y agregar e- en el miembro deficiente en carga negativa (-) o que tenga exceso de carga positiva (+) o o -2 +12 = +10 - 10 = 0 I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+ + 10 e- (oxidación) -1 +4 = +3 - 3 = 0 o o NO3- + 4H+ + 3e- NO + 2H2O (reducción) Estos pasos aquí son comunes para reacciones en medio ácidos, neutros o básicos (alcalinos). Si la reacción está en medio básico o alcalino después de haber colocado los e- se debe: “agregar a cada miembro de las ecuaciones parciales tantos OH- como H+ haya. Combinar los H+ y OH- para formar H2O y anular el agua que aparezca duplicado en ambos miembros”. Nota: En esta ecuación no se realiza porque no tiene OH-, es decir, no está en medio básico (está en medio ácido, HNO3). 7.- Igualar el número de e- perdidos por el agente reductor, con los e- ganados por el agente oxidante, multiplicando las ecuaciones parciales por los número mínimos necesario para esto. o 3 x (I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+ + lOe-) o o 10 x (NO3- + 4H+ + 3e- NO + 2H2O)
            1. EJEMPLO

               Annotations:

               • ) Zn + NO3- + H+ Zn+2 + NH4+ + H2O b) Fe+2 + NO3- Fe+3 + NO (solución ácida) c) MnO4- + I- + H2O MnO2 + I2 + OH- d) CIO3- + I- CI- + I2 (solución básica)