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Química 2ed

4.2 Clasificación de las reacciones químicas

Química 2ed4.2 Clasificación de las reacciones químicas

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Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. 2.5 La tabla periódica
    7. 2.6 Compuestos iónicos y moleculares
    8. 2.7 Nomenclatura química
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  4. 3 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 3.1 La fórmula de masa y el concepto de mol
    3. 3.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 3.3 Molaridad
    5. 3.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  5. 4 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 4.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 4.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 4.3 Estequiometría de la reacción
    5. 4.4 Rendimiento de la reacción
    6. 4.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  6. 5 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 5.1 Conceptos básicos de energía
    3. 5.2 Calorimetría
    4. 5.3 Entalpía
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  7. 6 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 6.1 Energía electromagnética
    3. 6.2 El modelo de Bohr
    4. 6.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 6.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 6.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  8. 7 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 7.1 Enlace iónico
    3. 7.2 Enlace covalente
    4. 7.3 Símbolos y estructuras de Lewis
    5. 7.4 Cargas formales y resonancia
    6. 7.5 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    7. 7.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  9. 8 Teorías avanzadas del enlace covalente
    1. Introducción
    2. 8.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 8.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 8.3 Enlaces múltiples
    5. 8.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  10. 9 Gases
    1. Introducción
    2. 9.1 Presión del gas
    3. 9.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 9.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 9.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 9.5 La teoría cinético-molecular
    7. 9.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Cinética
    1. Introducción
    2. 12.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 12.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 12.3 Leyes de velocidad
    5. 12.4 Leyes de tasas integradas
    6. 12.5 Teoría de colisiones
    7. 12.6 Mecanismos de reacción
    8. 12.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 16.1 Espontaneidad
    3. 16.2 Entropía
    4. 16.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 16.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  18. 17 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 17.1 Repaso de química redox
    3. 17.2 Celdas galvánicas
    4. 17.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 17.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 17.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 17.6 Corrosión
    8. 17.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 20.1 Hidrocarburos
    3. 20.2 Alcoholes y éteres
    4. 20.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 20.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  22. 21 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 21.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 21.2 Ecuaciones nucleares
    4. 21.3 Decaimiento radiactivo
    5. 21.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 21.5 Usos de los radioisótopos
    7. 21.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

Objetivos de aprendizaje

Al final de esta sección, podrá:

  • Definir tres tipos comunes de reacciones químicas (precipitación, ácido-base y oxidación-reducción)
  • Clasificar las reacciones químicas como uno de estos tres tipos dadas las descripciones o ecuaciones químicas apropiadas
  • Identificar ácidos y bases comunes
  • Predecir la solubilidad de compuestos inorgánicos comunes utilizando las reglas de solubilidad
  • Calcular los estados de oxidación de los elementos en los compuestos

Los seres humanos interactúan entre sí de formas diversas y complejas y clasificamos estas interacciones según patrones comunes de comportamiento. Cuando dos seres humanos intercambian información, decimos que se están comunicando. Cuando intercambian golpes con los puños o con los pies, decimos que están peleando. Ante la gran variedad de interacciones entre sustancias químicas, los científicos también han considerado conveniente (o incluso necesario) clasificar las interacciones químicas identificando patrones comunes de reactividad. Este módulo proporcionará una introducción a tres de los tipos más frecuentes de reacciones químicas: precipitación, ácido-base y oxidación-reducción.

Reacciones de precipitación y reglas de solubilidad

Una reacción de precipitación es aquella en la que las sustancias disueltas reaccionan para formar uno (o varios) productos sólidos. Muchas reacciones de este tipo implican el intercambio de iones entre compuestos iónicos en solución acuosa y a veces se denominan reacciones de doble desplazamiento, doble sustitución o metátesis. Estas reacciones son comunes en la naturaleza y son responsables de la formación de arrecifes de coral en las aguas oceánicas y de los cálculos renales en los animales. Se utilizan ampliamente en la industria para la producción número de productos químicos básicos y especiales. Las reacciones de precipitación también desempeñan un papel fundamental en muchas técnicas de análisis químico, como las pruebas puntuales utilizadas para identificar los iones metálicos y los métodos gravimétricos para determinar la composición de la materia (vea el último módulo de este capítulo).

El grado en que una sustancia puede disolverse en el agua, o en cualquier solvente, se expresa cuantitativamente como su solubilidad, definida como la concentración máxima de una sustancia que puede alcanzarse en condiciones específicas. Se dice que las sustancias con solubilidades relativamente altas son solubles. Una sustancia se precipitará cuando las condiciones de la solución sean tales que su concentración supere su solubilidad. Se dice que las sustancias con solubilidad relativamente baja son insolubles y son las que se precipitan fácilmente de la solución. En un capítulo posterior sobre soluciones se ofrece más información sobre estos importantes conceptos. Para predecir las identidades de los sólidos formados por las reacciones de precipitación, uno puede simplemente referirse a los patrones de solubilidad que se han observado para muchos compuestos iónicos (Tabla 4.1).

Compuestos iónicos solubles contienen estos iones excepciones

NH4+

cationes del grupo I:

Li+

Na+

K+

Rb+

Cs+

ninguno

Cl-

Br-

I-

compuestos con Ag+, Hg22+ y Pb2+
F- compuestos con cationes metálicos del grupo 2, Pb2+, y Fe3+

C2H3O2-

HCO3-

NO3-

ClO3-

ninguno
SO42- compuestos con Ag+, Ba2+, Ca2+, Hg22+, Pb2+ y Sr2+
Compuestos iónicos insolubles contienen estos iones excepciones

CO32-

CrO42-

PO43-

S2-

compuestos con cationes del grupo 1 y NH4+
OH- compuestos con cationes del grupo 1 y Ba2+
Tabla 4.1

Un ejemplo claro de precipitación se observa cuando se mezclan soluciones de yoduro de potasio y nitrato de plomo, lo que da lugar a la formación de yoduro de plomo sólido:

2KI(aq)+Pb(NO3)2 (aq)PbI2(s)+2KNO3(aq)2KI(aq)+Pb(NO3)2 (aq)PbI2(s)+2KNO3(aq)

Esta observación es coherente con las directrices de solubilidad: El único compuesto insoluble entre todos los implicados es el yoduro de plomo, una de las excepciones a la solubilidad general de las sales de yoduro.

La ecuación iónica neta que representa esta reacción es:

Pb2+(aq)+2I(aq)PbI2(s).Pb2+(aq)+2I(aq)PbI2(s).

El yoduro de plomo es un sólido de color amarillo brillante que se utilizaba antiguamente como pigmento para artistas, conocido como amarillo de yodo (Figura 4.4). Las propiedades de los cristales de PbI2 puro los hacen útiles para la fabricación de detectores de rayos X y gamma.

Se muestra una fotografía de una sustancia opaca de color amarillo verdoso agitada por un líquido claro e incoloro en un tubo de ensayo.
Figura 4.4 Se forma un precipitado de PbI2 cuando se mezclan soluciones que contienen Pb2+ y I (créditos: Der Kreole/Wikimedia Commons)

Las pautas de solubilidad en la Tabla 4.1 pueden utilizarse para predecir si se producirá una reacción de precipitación cuando se mezclen soluciones de compuestos iónicos solubles. Solo hay que identificar todos los iones presentes en la solución y luego considerar si el posible emparejamiento catión/anión podría dar lugar a un compuesto insoluble. Por ejemplo, al mezclar soluciones de nitrato de plata y cloruro de sodio, se producirá una solución que contiene iones de Ag+, NO3,NO3, iones de Na+ y Cl-. Además de los dos compuestos iónicos presentes originalmente en las soluciones, AgNO3 y NaF, pueden derivarse dos compuestos iónicos adicionales de esta colección de iones: NaNO3 y AgCl. Las directrices de solubilidad indican que todas las sales de nitrato son solubles, pero que el AgCl es uno de los insolubles. Por lo tanto, se prevé que se produzca una reacción de precipitación, tal como se describe en las siguientes ecuaciones:

NaCl(aq)+AgNO3(aq)AgCl(s)+NaNO3(aq)(molecular)Ag+(aq)+Cl(aq)AgCl(s)(iónico neto)NaCl(aq)+AgNO3(aq)AgCl(s)+NaNO3(aq)(molecular)Ag+(aq)+Cl(aq)AgCl(s)(iónico neto)

Ejemplo 4.3

Predicción de las reacciones de precipitación

Prediga el resultado de mezclar soluciones razonablemente concentradas de los siguientes compuestos iónicos. Si se espera una precipitación, escriba una ecuación iónica neta balanceada para la reacción.

a) sulfato de potasio y nitrato de bario

b) cloruro de litio y acetato de plata

c) nitrato de plomo y carbonato de amonio

Solución

(a) Los dos posibles productos de esta combinación son KNO3 y BaSO4. Las directrices de solubilidad indican que el BaSO4 es insoluble, por lo que se espera una reacción de precipitación. La ecuación iónica neta para esta reacción, derivada de la manera detallada en el módulo anterior, es
Ba2+(aq)+SO42−(aq)BaSO4(s).Ba2+(aq)+SO42−(aq)BaSO4(s).

(b) Los dos posibles productos de esta combinación son LiC2H3O2 y AgCl. Las directrices de solubilidad indican que el AgCl es insoluble, por lo que se espera una reacción de precipitación. La ecuación iónica neta para esta reacción, derivada de la manera detallada en el módulo anterior, es

Ag+(aq)+Cl(aq)AgCl(s).Ag+(aq)+Cl(aq)AgCl(s).

(c) Los dos posibles productos de esta combinación son PbCO3 y NH4NO3. Las directrices de solubilidad indican que el PbCO3 es insoluble, por lo que se espera una reacción de precipitación. La ecuación iónica neta para esta reacción, derivada de la manera detallada en el módulo anterior, es

Pb2+(aq)+CO32−(aq)PbCO3(s).Pb2+(aq)+CO32−(aq)PbCO3(s).

Compruebe lo aprendido

¿Qué solución podría utilizarse para precipitar el ion bario, Ba2+, en una muestra de agua: cloruro de sodio, hidróxido de sodio o sulfato de sodio? ¿Cuál es la fórmula del precipitado esperado?

Respuesta:

sulfato de sodio, BaSO4

Reacciones ácido-base

Una reacción ácido-base es aquella en la que un ion hidrógeno, H+, se transfiere de una especie química a otra. Estas reacciones tienen una importancia fundamental en numerosos procesos naturales y tecnológicos, desde las transformaciones químicas que tienen lugar en el interior de las células y los lagos y océanos, hasta la producción a escala industrial de fertilizantes, productos farmacéuticos y otras sustancias esenciales para la sociedad. El tema de la química ácido-base, por lo tanto, merece una discusión profunda, y se dedica un capítulo completo a este tema más adelante en el texto.

En esta breve introducción, consideraremos solo los tipos más comunes de reacciones ácido-base que tienen lugar en soluciones acuosas. En este contexto, un ácido es una sustancia que se disuelve en el agua para producir iones de hidronio, H3O+. Como ejemplo, considere la ecuación que se muestra aquí:

HCl(aq)+H2O(aq)Cl(aq)+H3O+(aq)HCl(aq)+H2O(aq)Cl(aq)+H3O+(aq)

El proceso representado por esta ecuación confirma que el cloruro de hidrógeno es un ácido. Cuando se disuelve en agua, los iones H3O+ se producen por una reacción química en la que los iones H+ se transfieren de las moléculas de HCl a las de H2O (Figura 4.5).

Esta figura muestra dos matraces, etiquetados como a y b. Los matraces están cerrados con tapones y están llenos de un líquido en casi tres cuartas partes. El matraz a está marcado como H C l seguido de g entre paréntesis. En el líquido hay aproximadamente veinte modelos moleculares de espacio lleno, compuestos por una esfera roja y dos esferas blancas más pequeñas unidas. La marcación H subíndice 2 O seguida de a q entre paréntesis está conectada con una línea a uno de estos modelos. En el espacio por encima del líquido en el matraz, se muestran cuatro modelos moleculares de espacio lleno, compuestos por una esfera verde más grande a la que se enlaza una esfera blanca más pequeña. A uno de estos modelos se le adjunta la marcación H C l seguida de g entre paréntesis con un segmento de línea. Se dibuja una flecha desde el espacio por encima del líquido que apunta hacia el líquido por debajo. El matraz b está marcado H subíndice 3 O superíndice signo positivo seguido de una a q entre paréntesis. A esto le sigue un signo más y C l signo negativo en superíndice que también va seguido de una a q entre paréntesis. En este matraz, no aparecen moléculas en el espacio abierto por encima del líquido. Una marcación, C l signo negativo en superíndice seguido de una a q entre paréntesis, está conectada con un segmento de línea a una esfera verde. Esta esfera está rodeada por cuatro moléculas compuestas cada una por una esfera roja y dos esferas blancas más pequeñas. Algunas de estas mismas moléculas aparecen separadas de las esferas verdes en el líquido. Un segmento de línea conecta una de ellas con la marcación H subíndice 2 O que va seguida de l entre paréntesis. Hay unas cuantas moléculas formadas por una esfera roja central más grande a la que se enlazan tres esferas blancas más pequeñas. Se traza un segmento de línea desde uno de ellos hasta la etiqueta H subíndice 3 O superíndice signo positivo, seguido de una q entre paréntesis.
Figura 4.5 Cuando el cloruro de hidrógeno gaseoso se disuelve en agua, (a) reacciona como un ácido, transfiriendo protones a las moléculas de agua para producir (b) iones de hidronio (e iones de cloruro solvatados).

La naturaleza del HCl es tal que su reacción con el agua, tal y como se acaba de describir, es esencialmente eficaz al 100%: Prácticamente todas las moléculas de HCl que se disuelven en el agua sufren esta reacción. Los ácidos que reaccionan completamente de esta manera se llaman ácidos fuertes y el HCl es uno de los pocos compuestos ácidos comunes que se clasifican como fuertes (Tabla 4.2). Un número mucho mayor de compuestos se comportan como ácidos débiles y solo reaccionan parcialmente con el agua, dejando una gran mayoría de moléculas disueltas en su forma original y generando una cantidad relativamente pequeña de iones de hidronio. Los ácidos débiles son habituales en la naturaleza, ya que son las sustancias responsables, en parte, del sabor ácido de los cítricos, de la sensación de picadura de los insectos y de los olores desagradables asociados al olor corporal. Un ejemplo conocido de ácido débil es el ácido acético, el principal ingrediente de los vinagres alimentarios:

CH3CO2H(aq)+H2O(l)CH3CO2(aq)+H3O+(aq)CH3CO2H(aq)+H2O(l)CH3CO2(aq)+H3O+(aq)

Cuando se disuelve en agua en condiciones típicas, solo alrededor del 1% de las moléculas de ácido acético están presentes en la forma ionizada, CH3CO2CH3CO2 (Figura 4.6). (El uso de una flecha doble en la ecuación anterior denota el aspecto de reacción parcial de este proceso, un concepto que se aborda completamente en los capítulos sobre el equilibrio químico).

Esta figura contiene dos imágenes, cada una con una fórmula estructural asociada en la esquina inferior izquierda de la imagen. La primera imagen es una fotografía de una variedad de secciones transversales circulares de cítricos cortados en rodajas finas, que van desde el color verde al amarillo, pasando por el naranja y el naranja rojizo. Las rodajas están muy juntas sobre un fondo blanco. La fórmula estructural con esta imagen muestra una cadena central de cinco átomos de C. El átomo de C más a la izquierda tiene un átomo de O con doble enlace por encima y a la izquierda y un átomo de O con enlace simple por debajo y a la izquierda. Este átomo de O de enlace simple tiene un átomo de H indicado en rojo en su lado izquierdo, que está resaltado en rosa. El segundo átomo de C que se desplaza hacia la derecha tiene átomos de H unidos por encima y por debajo. El tercer átomo de C tiene un único átomo de O con enlace simple por encima que tiene un átomo de H a su derecha. Este tercer átomo de C tiene un átomo de C enlazado por debajo que tiene un átomo de O de doble enlace por debajo y a la izquierda y un átomo de O enlazado individualmente por debajo y a la derecha. Un átomo de H aparece en rojo y está resaltado en rosa a la derecha del átomo de O de enlace simple. El cuarto átomo de C tiene átomos de H unidos por encima y por debajo. El quinto átomo de C está en el extremo derecho de la estructura. Tiene un átomo de O con doble enlace por encima y a la derecha y un átomo de O con enlace simple por debajo y a la derecha. Este átomo de O de enlace simple tiene un átomo de H rojo en su lado derecho que está resaltado en rosa. La segunda imagen es una fotografía de botellas de vinagre. Las botellas llevan la etiqueta "Vinagre Balsámico" y parecen ser transparentes e incoloras. El líquido de esta botella parece ser de color marrón. La fórmula estructural que aparece con esta imagen muestra una cadena de dos átomos de C. El átomo de C más a la izquierda tiene átomos de H unidos por encima, por debajo y a la izquierda. El átomo de C de la derecha tiene un átomo de O de doble enlace por encima y a la derecha y un átomo de O de enlace simple por debajo y a la derecha. Este átomo de O tiene un átomo de H unido a su derecha que está resaltado en rosa.
Figura 4.6 (a) Las frutas como las naranjas, los limones y los pomelos contienen el ácido débil ácido cítrico. (b) Los vinagres contienen el ácido débil ácido acético. (créditos: a: modificación del trabajo de Scott Bauer; b: modificación del trabajo de Brücke-Osteuropa/Wikimedia Commons).
Ácidos fuertes comunes
Fórmula del compuesto Nombre en solución acuosa
HBr ácido bromhídrico
HCl ácido clorhídrico
HI ácido hidroyódico
HNO3 ácido nítrico
HClO4 ácido perclórico
H2SO4 ácido sulfúrico
Tabla 4.2

Una base es una sustancia que se disuelve en el agua para producir iones de hidróxido, OH. Las bases más comunes son compuestos iónicos formados por cationes de metales alcalinos o alcalinotérreos (grupos 1 y 2) combinados con el ion hidróxido; por ejemplo, NaOH y Ca(OH)2. A diferencia de los compuestos ácidos que se han comentado anteriormente, estos compuestos no reaccionan químicamente con el agua, sino que se disuelven y disocian, liberando iones de hidróxido directamente en la solución. Por ejemplo, el KOH y el Ba(OH)2 se disuelven en agua y se disocian completamente para producir cationes (K+ y Ba2+, respectivamente) e iones hidróxido, OH. Estas bases, junto con otros hidróxidos que se disocian completamente en el agua, se consideran bases fuertes.

Consideremos como ejemplo la disolución de la lejía (hidróxido de sodio) en el agua:

NaOH(s)Na+(aq)+OH(aq)NaOH(s)Na+(aq)+OH(aq)

Esta ecuación confirma que el hidróxido de sodio es una base. Cuando está disuelto en agua, el NaOH se disocia para dar lugar a iones Na+ y OH. Esto también es cierto para cualquier otro compuesto iónico que contenga iones de hidróxido. Dado que el proceso de disociación es esencialmente completo cuando los compuestos iónicos se disuelven en agua en condiciones típicas, el NaOH y otros hidróxidos iónicos se clasifican como bases fuertes.

A diferencia de los hidróxidos iónicos, algunos compuestos producen iones de hidróxido cuando se disuelven al reaccionar químicamente con las moléculas de agua. En todos los casos, estos compuestos reaccionan solo parcialmente, por lo que se clasifican como bases débiles. Estos tipos de compuestos también son abundantes en la naturaleza y productos importantes en diversas tecnologías. Por ejemplo, la producción mundial de amoníaco de base débil suele superar las 100 toneladas métricas anuales, siendo ampliamente utilizado como fertilizante agrícola, materia prima para la síntesis química de otros compuestos y como ingrediente activo en los limpiadores domésticos (Figura 4.7). Cuando se disuelve en agua, el amoníaco reacciona parcialmente para dar lugar a iones de hidróxido, como se muestra aquí:

NH3(aq)+H2O(l)NH4+(aq)+OH(aq)NH3(aq)+H2O(l)NH4+(aq)+OH(aq)

Se trata, por definición, de una reacción ácido-base, que en este caso implica la transferencia de iones H+ de las moléculas de agua a las de amoníaco. En condiciones normales, solo un 1% del amoníaco disuelto está presente como iones de NH4+NH4+.

Esta fotografía muestra un gran tractor agrícola en un campo tirando de un pulverizador de campo y un gran tanque cilíndrico blanco que lleva la etiqueta “Precaución Amoníaco”.
Figura 4.7 El amoníaco es una base débil que se utiliza en una gran variedad de aplicaciones. (a) El amoníaco puro se aplica habitualmente como fertilizante agrícola. (b) Las soluciones diluidas de amoníaco son eficaces limpiadores domésticos (créditos: a: modificación del trabajo del Servicio Nacional de Conservación de Recursos; b: modificación del trabajo de pat00139).

Una reacción de neutralización es un tipo específico de reacción ácido-base en la que los reactivos son un ácido y una base (pero no agua), y los productos suelen ser una sal y agua

ácido+basesal+aguaácido+basesal+agua

Para ilustrar una reacción de neutralización, consideremos lo que ocurre cuando se ingiere un antiácido típico como la leche de magnesia (una suspensión acuosa de Mg(OH)2 sólido) para aliviar los síntomas asociados al exceso de ácido estomacal (HCl):

Mg(OH)2(s)+2HCl(aq)MgCl2(aq)+2H2O(l).Mg(OH)2(s)+2HCl(aq)MgCl2(aq)+2H2O(l).

Observe que, además de agua, esta reacción produce una sal, el cloruro de magnesio.

Ejemplo 4.4

Escritura de ecuaciones para reacciones ácido-base

Escriba ecuaciones químicas balanceadas para las reacciones ácido-base descritas aquí:

a) el ácido débil hipoclorito de hidrógeno reacciona con el agua

b) una solución de hidróxido de bario se neutraliza con una solución de ácido nítrico

Solución

(a) Se proporcionan los dos reactivos, HOCl y H2O. Dado que la sustancia es un ácido, su reacción con el agua implicará la transferencia de H+ del HOCl al H2O para generar iones hidronio, H3O+ e iones hipoclorito, OCl.
HOCl(aq)+H2O(l)OCl(aq)+H3O+(aq)HOCl(aq)+H2O(l)OCl(aq)+H3O+(aq)

La doble flecha es apropiada en esta ecuación porque indica que el HOCl es un ácido débil que no ha reaccionado completamente.

(b) Se proporcionan los dos reactivos, Ba(OH)2 y HNO3. Al tratarse de una reacción de neutralización, los dos productos serán agua y una sal compuesta por el catión del hidróxido iónico (Ba2+) y el anión generado cuando el ácido transfiere su ion hidrógeno (NO3).(NO3).

Ba(OH)2(aq)+2HNO3(aq)Ba(NO3)2 (aq)+2H2O(l)Ba(OH)2(aq)+2HNO3(aq)Ba(NO3)2 (aq)+2H2O(l)

Compruebe lo aprendido

Escriba la ecuación iónica neta que representa la neutralización de cualquier ácido fuerte con un hidróxido iónico. (Pista: Considere los iones producidos cuando un ácido fuerte se disuelve en agua).

Respuesta:

H3O+(aq)+OH(aq)2H2O(l)H3O+(aq)+OH(aq)2H2O(l)

La química en la vida cotidiana

Antiácidos para el estómago

Nuestros estómagos contienen una solución de aproximadamente 0,03 M de HCl, que nos ayuda a digerir los alimentos que ingerimos. La sensación de ardor asociada al acidez es el resultado de la fuga de ácido del estómago a través de la válvula muscular de la parte superior del estómago hacia la parte inferior del esófago. El revestimiento del esófago no está protegido de los efectos corrosivos del ácido estomacal como lo está el revestimiento del estómago, y los resultados pueden ser muy dolorosos. Cuando tenemos acidez, nos sentimos mejor si reducimos el exceso de ácido en el esófago tomando un antiácido. Como habrá adivinado, los antiácidos son bases. Uno de los antiácidos más comunes es el carbonato de calcio, CaCO3. La reacción,

CaCO3(s)+2HCl(aq)CaCl2(aq)+H2O(l)+CO2(g)CaCO3(s)+2HCl(aq)CaCl2(aq)+H2O(l)+CO2(g)

no solo neutraliza el ácido estomacal, sino que también produce CO2(g), lo que puede dar lugar a un satisfactorio eructo.

La leche de magnesia es una suspensión de la base poco soluble hidróxido de magnesio, Mg(OH)2. Funciona según la reacción:

Mg(OH)2 (s)Mg2+(aq)+2OH(aq)Mg(OH)2 (s)Mg2+(aq)+2OH(aq)

Los iones de hidróxido generados en este balance pasan a reaccionar con los iones de hidronio del ácido estomacal, de modo que:

H3O++OH2H2O(l)H3O++OH2H2O(l)

Esta reacción no produce dióxido de carbono, pero los antiácidos que contienen magnesio pueden tener un efecto laxante. Varios antiácidos tienen hidróxido de aluminio, Al(OH)3, como ingrediente activo. El hidróxido de aluminio tiende a causar estreñimiento, y algunos antiácidos utilizan hidróxido de aluminio junto con hidróxido de magnesio para balancear los efectos secundarios de las dos sustancias.

La química en la vida cotidiana

Aspectos culinarios de la Química

Los ejemplos de química ácido-base son abundantes en el mundo culinario. Un ejemplo es el uso de bicarbonato de sodio en la repostería. El NaHCO3 es una base. Cuando reacciona con un ácido como el zumo de limón, el suero de leche o la crema agria en una masa, se forman burbujas de gas carbónico por la descomposición del ácido carbónico resultante, y la masa "sube". La levadura en polvo es una combinación de bicarbonato de sodio y una o más sales ácidas que reaccionan cuando los dos productos químicos entran en contacto con el agua de la masa.

A mucha gente le gusta poner zumo de limón o vinagre, ambos ácidos, al pescado cocinado (Figura 4.8). Resulta que los peces tienen aminas volátiles (bases) en sus sistemas, que son neutralizadas por los ácidos para dar lugar a sales de amonio no volátiles. Esto reduce el olor del pescado, y también añade un sabor "agrio" que parece gustarnos.

Se muestra una imagen de dos pescados sin cabeza y con piel, con rodajas de limón colocadas en la cavidad corporal. La primera línea de una ecuación debajo de la imagen dice C H subíndice 3 C O O H más N H subíndice 2 C H subíndice 2 C H subíndice 2 C H subíndice 2 N H subíndice 2 N H subíndice 2 flecha C H subíndice 3 C O O superíndice signo negativo más N H subíndice 3 superíndice signo positivo C H subíndice 2 C H subíndice 2 C H subíndice 2 C H subíndice 2 N H subíndice 2. La segunda línea de la ecuación se lee ácido acético con signo de más el signo putrescina flecha ion de acetato más el signo ion de putrescinio.
Figura 4.8 Se produce una reacción de neutralización entre el ácido cítrico de los limones o el ácido acético del vinagre y las bases de la carne del pescado.

El encurtido es un método utilizado para conservar las verduras utilizando un ambiente acídico producido de forma natural. La hortaliza, por ejemplo un pepino, se coloca en un frasco sellado y se sumerge en una solución de salmuera. La solución de salmuera favorece el crecimiento de las bacterias beneficiosas y suprime el de las dañinas. Las bacterias beneficiosas se alimentan de los almidones del pepino y producen ácido láctico como producto de desecho en un proceso llamado fermentación. El ácido láctico acaba aumentando la acidez de la salmuera hasta un nivel que mata cualquier bacteria dañina, que requiere un entorno básico. Sin que las bacterias dañinas consuman los pepinos, estos pueden durar mucho más tiempo que si estuvieran desprotegidos. Un subproducto del proceso de encurtido cambia el sabor de las hortalizas, ya que el ácido las hace agrias.

Reacciones de oxidación-reducción

La atmósfera de la Tierra contiene aproximadamente un 20 % de oxígeno molecular, O2, un gas químicamente reactivo que desempeña un papel esencial en el metabolismo de los organismos aeróbicos y en muchos procesos medioambientales que dan forma al mundo. El término oxidación se utilizaba originalmente para describir las reacciones químicas en las que intervenía el O2, pero su significado ha evolucionado para referirse a una amplia e importante clase de reacción conocida como reacciones de oxidación-reducción (redox). Se utilizarán algunos ejemplos de estas reacciones para desarrollar una imagen clara de esta clasificación.

Algunas reacciones redox implican la transferencia de electrones entre especies reaccionantes para obtener productos iónicos, como la reacción entre el sodio y el cloro para obtener cloruro de sodio:

2Na(s)+Cl2(g)2NaCl(s).2Na(s)+Cl2(g)2NaCl(s).

Es útil ver el proceso con respecto a cada reactivo individual, es decir, representar el destino de cada reactivo en forma de una ecuación llamada media reacción:

2Na(s)2Na+(s)+2 eCl2(g)+2 e2Cl(s)2Na(s)2Na+(s)+2 eCl2(g)+2 e2Cl(s)

Estas ecuaciones muestran que los átomos de Na pierden electrones mientras que los átomos de Cl (en la molécula de Cl2) ganan electrones, los subíndices "s" para los iones resultantes significan que están presentes en forma de un compuesto iónico sólido. En este tipo de reacciones redox, la pérdida y la ganancia de electrones definen los procesos complementarios que se producen:

oxidación=pérdida de electronesreducción=ganancia de electronesoxidación=pérdida de electronesreducción=ganancia de electrones

En esta reacción, pues, el sodio se oxida y el cloro se reduce. Visto desde una perspectiva más activa, el sodio funciona como un agente reductor (reductor), ya que proporciona electrones al cloro (o lo reduce). Así mismo, el cloro funciona como agente oxidante (oxidante), ya que elimina eficazmente los electrones del sodio (lo oxida).

agente reductor=especie que se oxidaagente oxidante=especies que se reducenagente reductor=especie que se oxidaagente oxidante=especies que se reducen

Sin embargo, algunos procesos redox no implican la transferencia de electrones. Consideremos, por ejemplo, una reacción similar a la que produce el NaCl:

H2(g)+Cl2(g)2HCl(g)H2(g)+Cl2(g)2HCl(g)

El producto de esta reacción es un compuesto covalente, por lo que no hay transferencia de electrones en el sentido explícito. Para aclarar la similitud de esta reacción con la anterior y permitir una definición inequívoca de las reacciones redox, se ha definido una propiedad denominada número de oxidación. El número de oxidación (o estado de oxidación) de un elemento en un compuesto es la carga que poseerían sus átomos si el compuesto fuera iónico. Para asignar los números de oxidación a cada elemento de una molécula o un ion se utilizan las siguientes directrices.

  1. El número de oxidación de un átomo en una sustancia elemental es cero.
  2. El número de oxidación de un ion monatómico es igual a la carga del ion.
  3. Los números de oxidación de los no-metales comunes se suelen asignar de la siguiente manera:
    • Hidrógeno: +1 cuando se combina con no-metales, -1 cuando se combina con metales
    • Oxígeno: -2 en la mayoría de los compuestos, a veces -1 (los llamados peróxidos, O22−),O22−), muy raramente 1212 (los llamados superóxidos, O2),O2), valores positivos cuando se combina con F (los valores varían)
    • Halógenos: -1 para el F siempre, -1 para otros halógenos excepto cuando se combinan con oxígeno u otros halógenos (números de oxidación positivos en estos casos, valores variables)
  4. La suma de los números de oxidación de todos los átomos de una molécula o ion poliatómico es igual a la carga de la molécula o ion.

Nota: La convención adecuada para informar de la carga es escribir primero el número, seguido del signo (por ejemplo, 2+), mientras que el número de oxidación se escribe con la secuencia inversa, signo seguido de número (por ejemplo, +2). Esta convención pretende destacar la distinción entre estas dos propiedades relacionadas.

Ejemplo 4.5

Asignación de números de oxidación

Siga las directrices de esta sección del texto para asignar los números de oxidación a todos los elementos de las siguientes especies:

(a) H2S

(b) SO32−SO32−

(c) Na2SO4

Solución

(a) Según la directriz 3, el número de oxidación del H es +1.

Utilizando este número de oxidación y la fórmula del compuesto, se puede utilizar la directriz 4 para calcular el número de oxidación del azufre:

carga enH2S=0=(2×+1)+(1×x)x=0(2×+1)=–2carga enH2S=0=(2×+1)+(1×x)x=0(2×+1)=–2

(b) La directriz 3 sugiere que el número de oxidación del oxígeno es -2.

Utilizando este número de oxidación y la fórmula del ion, la directriz 4 puede utilizarse para calcular el número de oxidación del azufre:

carga enSO32−=-2=(3×-2)+(1×x)x=-2(3×-2)=+4carga enSO32−=-2=(3×-2)+(1×x)x=-2(3×-2)=+4

(c) Para los compuestos iónicos, es conveniente asignar números de oxidación para el catión y el anión por separado.

Según la directriz 2, el número de oxidación del sodio es +1.

Asumiendo el número de oxidación habitual para el oxígeno (-2 según la directriz 3), el número de oxidación para el azufre se calcula según la directriz 4:

carga enSO42−=-2=(4×-2)+(1×x)x=-2(4×-2)=+6carga enSO42−=-2=(4×-2)+(1×x)x=-2(4×-2)=+6

Compruebe lo aprendido

Asigne los estados de oxidación a los elementos cuyos átomos están subrayados en cada uno de los siguientes compuestos o iones:

(a) KNO3

(b) AlH3

(c) N_H4+N_H4+

(d) H2P_O4H2P_O4

Respuesta:

(a) N, +5; (b) Al, +3; (c) N, −3; (d) P, +5

Utilizando el concepto de número de oxidación, se ha establecido una definición global de reacción redox. Las reacciones de reducción-oxidación (redox) son aquellas en las que uno o varios elementos implicados sufren un cambio de número de oxidación. (Aunque la gran mayoría de las reacciones redox implican cambios en el número de oxidación de dos o más elementos, existen algunas excepciones interesantes a esta regla: Ejemplo 4.6.) Las definiciones de los procesos complementarios de esta clase de reacción se revisan correspondientemente, como se muestra aquí:

oxidación=aumento del número de oxidaciónreducción=disminución del número de oxidaciónoxidación=aumento del número de oxidaciónreducción=disminución del número de oxidación

Volviendo a las reacciones utilizadas para introducir este tema, ambas pueden identificarse ahora como procesos redox. En la reacción entre el sodio y el cloro para producir cloruro de sodio, el sodio se oxida (su número de oxidación aumenta de 0 en Na a +1 en NaCl) y el cloro se reduce (su número de oxidación disminuye de 0 en Cl2 a -1 en NaCl). En la reacción entre el hidrógeno molecular y el cloro, el hidrógeno se oxida (su número de oxidación aumenta de 0 en H2 a +1 en HCl) y el cloro se reduce (su número de oxidación disminuye de 0 en Cl2 a −1 en HCl).

Se reconocen varias subclases de reacciones redox, incluidas las reacciones de combustión en las que el reductor (también llamado combustible) y el oxidante (a menudo, pero no necesariamente, oxígeno molecular) reaccionan vigorosamente y producen cantidades significativas de calor, y a menudo luz, en forma de llama. Las reacciones de los combustibles sólidos para cohetes, como la representada en la Figura 4.1, son procesos de combustión. Una reacción típica de propulsión en la que el aluminio sólido es oxidado por el perclorato de amonio está representada por esta ecuación:

10Al(s)+6NH4ClO4(s)4Al2O3(s)+2AlCl3(s)+12H2O(g)+3N2(g)10Al(s)+6NH4ClO4(s)4Al2O3(s)+2AlCl3(s)+12H2O(g)+3N2(g)

Las reacciones de desplazamiento único (reemplazo) son reacciones redox en las que un ion en solución es desplazado (o reemplazada) mediante la oxidación de un elemento metálico. Un ejemplo común de este tipo de reacción es la oxidación ácida de ciertos metales:

Zn(s)+2HCl(aq)ZnCl2(aq)+H2(g)Zn(s)+2HCl(aq)ZnCl2(aq)+H2(g)

Los elementos metálicos también pueden ser oxidados por soluciones de otras sales metálicas; por ejemplo:

Cu(s)+2AgNO3(aq)Cu(NO3)2 (aq)+2Ag(s).Cu(s)+2AgNO3(aq)Cu(NO3)2 (aq)+2Ag(s).

Esta reacción puede observarse colocando un hilo de cobre en una solución que contenga una sal de plata disuelta. Los iones de plata en solución se reducen a plata elemental en la superficie del alambre de cobre, y los iones Cu2+ resultantes se disuelven en la solución para producir un color azul característico (Figura 4.9).

Esta figura contiene tres fotografías. En la a, se muestra un cable de cobre enrollado junto a un tubo de ensayo lleno de un líquido claro e incoloro. En la b, el alambre se ha introducido en el tubo de ensayo con el líquido claro e incoloro. En la c, el tubo de ensayo contiene un líquido azul claro y el cable en espiral parece tener un recubrimiento gris plateado difuso.
Figura 4.9 (a) Se muestra un alambre de cobre junto a una solución que contiene iones de plata(I). (b) El desplazamiento de los iones de plata disueltos por los iones de cobre da como resultado (c) la acumulación de metal de plata de color gris en el alambre y el desarrollo de un color azul en la solución debido a los iones de cobre disueltos (créditos: modificación del trabajo de Mark Ott).

Ejemplo 4.6

Descripción de las reacciones redox

Identifique qué ecuaciones representan reacciones redox, proporcionando un nombre para la reacción si es apropiado. Para las reacciones identificadas como redox, nombre el oxidante y el reductor.

(a) ZnCO3(s)ZnO(s)+CO2(g)ZnCO3(s)ZnO(s)+CO2(g)

(b) 2Ga(l)+3Br2(l)2GaBr3(s)2Ga(l)+3Br2(l)2GaBr3(s)

(c) 2H2O2(aq)2H2O(l)+O2(g)2H2O2(aq)2H2O(l)+O2(g)

(d) BaCl2(aq)+K2SO4(aq)BaSO4(s)+2KCl(aq)BaCl2(aq)+K2SO4(aq)BaSO4(s)+2KCl(aq)

(e) C2H4(g)+3O2(g)2CO2(g)+2H2O(l)C2H4(g)+3O2(g)2CO2(g)+2H2O(l)

Solución

Las reacciones redox se identifican por definición si uno o más elementos sufren un cambio en el número de oxidación.

(a) No se trata de una reacción redox, ya que los números de oxidación permanecen inalterados para todos los elementos.

(b) Se trata de una reacción redox. El galio se oxida, su número de oxidación aumenta de 0 en Ga(l) a +3 en GaBr3(s). El agente reductor es el Ga(l). El bromo se reduce, su número de oxidación disminuye de 0 en Br2(l) a -1 en GaBr3(s). El agente oxidante es Br2(l).

(c) Se trata de una reacción redox. Se trata de un proceso especialmente interesante, ya que implica que el mismo elemento, el oxígeno, sufra tanto una oxidación como una reducción (la llamada reacción de desproporción). El oxígeno se oxida, su número de oxidación aumenta de -1 en H2O2(aq) a 0 en O2(g). El oxígeno también se reduce, su número de oxidación disminuye de -1 en H2O2(aq) a -2 en H2O(l). En las reacciones de desproporción, la misma sustancia funciona como oxidante y reductor.

(d) No se trata de una reacción redox, ya que los números de oxidación permanecen inalterados para todos los elementos.

(e) Se trata de una reacción redox (combustión). El carbono se oxida, su número de oxidación aumenta de -2 en el C2H4(g) a +4 en el CO2(g). El agente reductor (combustible) es C2H4(g). El oxígeno se reduce, su número de oxidación disminuye de 0 en O2(g) a -2 en H2O(l). El agente oxidante es el O2(g).

Compruebe lo aprendido

Esta ecuación describe la producción de cloruro de estaño (II):
Sn(s)+2HCl(g)SnCl2(s)+H2(g)Sn(s)+2HCl(g)SnCl2(s)+H2(g)

¿Es una reacción redox? En caso afirmativo, proporcione un nombre más específico para la reacción, si procede, e identifique el oxidante y el reductor.

Respuesta:

Sí, una reacción de sustitución única. Sn(s)es el reductor, HCl(g) es el oxidante.

Balance de las reacciones redox por el método de la media reacción

Las reacciones redox que tienen lugar en medios acuosos suelen incluir agua, iones de hidronio e iones de hidróxido como reactivos o productos. Aunque estas especies no se oxidan ni se reducen, participan en el cambio químico de otras maneras (por ejemplo, proporcionando los elementos necesarios para formar oxianiones). Las ecuaciones que representan estas reacciones son a veces muy difíciles de balancear por inspección, por lo que se han desarrollado enfoques sistemáticos para ayudar en el proceso. Un enfoque muy útil es utilizar el método de las semirreacciones, que implica los siguientes pasos:

1. Escriba las dos semirreacciones que representan el proceso redox.

2. Balancee todos los elementos excepto el oxígeno y el hidrógeno.

3. Balancee los átomos de oxígeno añadiendo moléculas de H2O.

4. Balancee los átomos de hidrógeno añadiendo iones H+.

5. Balancee la carga añadiendo electrones.

6. Si es necesario, multiplique los coeficientes de cada semirreacción por los números enteros más pequeños posibles para obtener un número igual de electrones en cada uno.

7. Sume las semirreacciones balanceadas y simplifique eliminando las especies que aparecen en ambos lados de la ecuación.

8. Para las reacciones que se producen en medios básicos (exceso de iones hidróxido), realice estos pasos adicionales:

  1. Añada iones OH a ambos lados de la ecuación en número igual al de los iones H+.
  2. En el lado de la ecuación que contiene los iones H+ y OH, combine estos iones para obtener moléculas de agua.
  3. Simplifique la ecuación eliminando las moléculas de agua redundantes.

9. Por último, compruebe que tanto el número de átomos como las cargas totales1 están balanceados.

Ejemplo 4.7

Balance de las reacciones redox en solución ácida

Escriba una ecuación balanceada para la reacción entre el ion dicromato y el hierro(II) para dar lugar a hierro(III) y cromo(III) en solución ácida.
Cr2O72−+Fe2+Cr3++Fe3+Cr2O72−+Fe2+Cr3++Fe3+

Solución

  1. Paso 1.

    Escriba las dos semirreacciones.

    Cada media reacción contendrá un reactivo y un producto con un elemento en común.

    Fe2+Fe3+Fe2+Fe3+
    Cr2O72−Cr3+Cr2O72−Cr3+
  2. Paso 2.

    Balancee todos los elementos excepto el oxígeno y el hidrógeno. La semirreacción del hierro ya está balanceada, pero la semirreacción del cromo muestra dos átomos de Cr a la izquierda y un átomo de Cr a la derecha. Cambiando el coeficiente del lado derecho de la ecuación a 2 se consigue el balance con respecto a los átomos de Cr.

    Fe2+Fe3+Fe2+Fe3+
    Cr2O72−2Cr3+Cr2O72−2Cr3+
  3. Paso 3.

    Balancee los átomos de oxígeno añadiendo H2O molecular. La media reacción del hierro no contiene átomos de O. La semirreacción del cromo muestra siete átomos de O a la izquierda y ninguno a la derecha, por lo que se añaden siete moléculas de agua al lado derecho.

    Fe2+Fe3+Cr2O72−2Cr3++7H2OFe2+Fe3+Cr2O72−2Cr3++7H2O
  4. Paso 4.

    Balancee los átomos de hidrógeno añadiendo H+ de iones. La semirreacción del hierro no contiene átomos de H. La semirreacción del cromo muestra 14 átomos de H a la derecha y ninguno a la izquierda, por lo que se añaden 14 iones de hidrógeno al lado izquierdo.

    Fe2+Fe3+Fe2+Fe3+
    Cr2O72−+14H+2Cr3++7H2OCr2O72−+14H+2Cr3++7H2O
  5. Paso 5.

    Balancee la carga añadiendo electrones. La semirreacción del hierro muestra una carga total de 2+ en el lado izquierdo (1 ion Fe2+) y 3+ en el lado derecho (1 ion Fe3+). Al añadir un electrón al lado derecho, la carga total de ese lado es (3+) + (1−) = 2+, y se consigue el balance de carga.

    La semirreacción del cromo muestra una carga total de (1 ×× 2−) + (14 ×× 1+) = 12+ en el lado izquierdo (1 Cr2O72−(1 Cr2O72− y 14 iones H+). La carga total del lado derecho es (2 ×× 3+) = 6 + (2 iones Cr3+). Si se añaden seis electrones al lado izquierdo, la carga total de ese lado será de (12+ + 6−) = 6+, y se alcanzará el balance de carga.

    Fe2+Fe3++eFe2+Fe3++e
    Cr2O72−+14H++6e2Cr3++7H2OCr2O72−+14H++6e2Cr3++7H2O
  6. Paso 6.

    Multiplique las dos semirreacciones para que el número de electrones de una reacción sea igual al número de electrones de la otra. Para ser coherente con la conservación de la masa y con la idea de que las reacciones redox implican la transferencia (no la creación ni la destrucción) de electrones, el coeficiente de la semirreacción del hierro debe multiplicarse por 6.

    6Fe2+6Fe3++6e6Fe2+6Fe3++6e
    Cr2O72−+6e+14H+2Cr3++7H2OCr2O72−+6e+14H+2Cr3++7H2O
  7. Paso 7.

    Sume las semirreacciones balanceadas y cancele las especies que aparecen en ambos lados de la ecuación.

    6Fe2++Cr2O72−+6e+14H+6Fe3++6e+2Cr3++7H2O6Fe2++Cr2O72−+6e+14H+6Fe3++6e+2Cr3++7H2O

    Solo los seis electrones son especies redundantes. Si se eliminan de cada lado de la ecuación, se obtiene la ecuación simplificada y balanceada que aparece aquí:

    6Fe2++Cr2O72−+14H+6Fe3++2Cr3++7H2O6Fe2++Cr2O72−+14H+6Fe3++2Cr3++7H2O

Una última comprobación del balance de átomos y cargas confirma que la ecuación está balanceada.

Reactivos Productos
Fe 6 6
Cr 2 2
O 7 7
H 14 14
carga 24+ 24+

Compruebe lo aprendido

En una solución básica, el cloro molecular, Cl2, reacciona con los iones de hidróxido, OH, para producir iones de cloruro, Cl. e iones de clorato, ClO3. PISTA: Se trata de una reacción de desproporción en la que el elemento cloro se oxida y se reduce. Escriba una ecuación balanceada para esta reacción.

Respuesta:

3Cl2(aq)+6OH(aq)5Cl(aq)+ClO3(aq)+3H2O(l)3Cl2(aq)+6OH(aq)5Cl(aq)+ClO3(aq)+3H2O(l)

Notas a pie de página

  • 1El requisito de "balance de carga" es solo un tipo específico de "balance de masa" en el que las especies en cuestión son los electrones. Una ecuación debe representar igual número de electrones en el lado del reactivo y del producto, por lo que tanto los átomos como las cargas deben estar balanceados.
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