Edward J. Neth; Paul Flowers; Klaus Theopold; Richard Langley; William R. Robinson, PhD

Objetivos de aprendizaje

Al final de esta sección, podrá:

Describir los rasgos definitorios de la química redox
Identificar el oxidante y el reductor de una reacción redox
Balancear las ecuaciones químicas de las reacciones redox utilizando el método de la semirreacción

Dado que las reacciones que implican la transferencia de electrones son esenciales para el tema de la electroquímica, se ofrece aquí un breve repaso de la química redox que resume y amplía el contenido de un capítulo anterior del texto (vea el capítulo sobre estequiometría de las reacciones). Los lectores que deseen un repaso adicional deben remitirse al capítulo del texto sobre estequiometría de las reacciones.

Números de oxidación

Por definición, una reacción redox es aquella que conlleva cambios en el número de oxidación (o estado de oxidación) de uno o varios de los elementos implicados. El número de oxidación de un elemento en un compuesto es esencialmente una evaluación de cómo el entorno electrónico de sus átomos es diferente en comparación con los átomos del elemento puro. Según esta descripción, el número de oxidación de un átomo de un elemento es igual a cero. Para un átomo de un compuesto, el número de oxidación es igual a la carga que tendría el átomo en el compuesto si este fuera iónico. Según estas reglas, la suma de los números de oxidación de todos los átomos de una molécula es igual a la carga de la molécula. Para ilustrar este formalismo, se considerarán ejemplos de las dos clases de compuestos, iónicos y covalentes.

Los compuestos iónicos simples presentan los ejemplos más sencillos para ilustrar este formalismo, ya que por definición los números de oxidación de los elementos son numéricamente equivalentes a las cargas iónicas. El cloruro de sodio, NaCl, está compuesto por cationes Na⁺ y aniones Cl^-, por lo que los números de oxidación del sodio y del cloro son, respectivamente, +1 y -1. El fluoruro de calcio, CaF₂, está compuesto por cationes Ca²⁺ y aniones F^-, por lo que los números de oxidación del calcio y del flúor son, respectivamente, +2 y -1.

Los compuestos covalentes requieren un uso más difícil del formalismo. El agua es un compuesto covalente cuyas moléculas están formadas por dos átomos de H enlazados por separado a un átomo de O central mediante enlaces covalentes polares O-H. Los electrones compartidos que componen un enlace O-H son más fuertemente atraídos por el átomo O más electronegativo, por lo que adquiere una carga negativa parcial en la molécula de agua (en relación con un átomo O del oxígeno elemental). En consecuencia, los átomos de H de una molécula de agua presentan cargas positivas parciales en comparación con los átomos de H del hidrógeno elemental. La suma de las cargas parciales negativas y positivas de cada molécula de agua es cero, y la molécula de agua es neutra.

Imagine que la polarización de los electrones compartidos dentro de los enlaces O-H del agua fuera completa al 100 %: el resultado sería la transferencia de electrones de H a O, y el agua sería un compuesto iónico formado por aniones O^2- y cationes H⁺. Y por lo tanto, los números de oxidación del oxígeno y del hidrógeno en el agua son -2 y +1, respectivamente. Aplicando esta misma lógica al tetracloruro de carbono, CCl₄, se obtienen números de oxidación de +4 para el carbono y -1 para el cloro. En el ion de nitrato, ${NO}_{_{3}}^{-}$ , el número de oxidación del nitrógeno es +5 y el del oxígeno es -2, sumándose para igualar la carga 1- de la molécula:

(1 N átomo) (\frac{+ 5}{N átomo}) + (3 O átomos) (\frac{-2}{O átomo}) = +5 + -6 = -1

Balancear las ecuaciones redox

La ecuación desbalanceada siguiente describe la descomposición del cloruro de sodio fundido:

NaCl (l) ⟶ Na (l) + {Cl}_{2} (g) desbalanceada

Esta reacción satisface el criterio de clasificación redox, ya que el número de oxidación del Na disminuye de +1 a 0 (sufre una reducción) y el del Cl aumenta de -1 a 0 (sufre una oxidación). La ecuación en este caso se balancea fácilmente por inspección, requiriendo coeficientes estequiométricos de 2 para el NaCl y el Na:

2NaCl (l) ⟶ 2 Na (l) + {Cl}_{2} (g) balanceada

Las reacciones redox que tienen lugar en soluciones acuosas se encuentran comúnmente en la electroquímica, y muchas involucran al agua o a sus iones característicos, H⁺(aq) y OH^-(aq), como reactivos o productos. En estos casos, las ecuaciones que representan la reacción redox pueden ser muy difíciles de equilibrar por inspección, y es útil el uso de un enfoque sistemático llamado método de la semirreacción. Este enfoque implica los siguientes pasos:

Escribir ecuaciones esqueletales para las semirreacciones de oxidación y reducción.
Balancear cada semirreacción para todos los elementos excepto el H y el O.
Balancear cada semirreacción para el O añadiendo H₂O.
Balancear cada semirreacción para el H añadiendo H⁺.
Balancear cada semirreacción para la carga añadiendo electrones.
Si es necesario, multiplique una o ambas semirreacciones para que el número de electrones consumidos en una sea igual al número producido en la otra.
Sume las dos semirreacciones y simplifique.
Si la reacción tiene lugar en un medio básico, añada iones de OH^- a la ecuación obtenida en el paso 7 para neutralizar los iones de H⁺ (añada en igual número a ambos lados de la ecuación) y simplifique.

Los ejemplos siguientes demuestran la aplicación de este método a las ecuaciones de equilibrio para reacciones redox acuosas.

Ejemplo 16.1

Balancear ecuaciones para reacciones redox en soluciones ácidas

Escriba la ecuación balanceada que representa la reacción entre el cobre sólido y el ácido nítrico para producir iones de cobre(II) acuosos y monóxido de nitrógeno gaseoso.

Solución

Siguiendo los pasos del método de semirreacción:

Escriba ecuaciones esqueletales para las semirreacciones de oxidación y reducción.
$oxidación: Cu (s) ⟶ {Cu}^{2+} (a q)$
$reducción: {HNO}_{3} (a q) ⟶ NO (g)$
Balancee cada semirreacción para todos los elementos excepto el H y el O.
$oxidación: Cu (s) ⟶ {Cu}^{2+} (a q)$
$reducción: {HNO}_{3} (a q) ⟶ NO (g)$
Balancee cada semirreacción para el O añadiendo H₂O.
$oxidación: Cu (s) ⟶ {Cu}^{2+} (a q)$
$reducción: {HNO}_{3} (a q) ⟶ NO (g) + {2H}_{2} O (l)$
Balancee cada semirreacción para el H añadiendo H⁺.
$oxidación: Cu (s) ⟶ {Cu}^{2+} (a q)$
$reducción: {3H}^{+} (aq) + {HNO}_{3} (a q) ⟶ NO (g) + {2H}_{2} O (l)$
Balancee cada semirreacción para la carga añadiendo electrones.
$oxidación: Cu (s) ⟶ {Cu}^{2+} (a q) + 2 e^{–}$
$reducción: 3 e^{–} + 3 H^{+} (a q) + {HNO}_{3} (a q) ⟶ NO (g) + {2H}_{2} O (l)$
Si es necesario, multiplique una o ambas semirreacciones para que el número de electrones consumidos en una sea igual al número producido en la otra.
$oxidación (×3): 3 Cu (s) ⟶ 3 {Cu}^{2+} (a q) + 62 e^{–}$
$reducción (×2): 63 e^{–} + 63 H^{+} (a q) + 2 {HNO}_{3} (a q) ⟶ 2 NO (g) + 42 H_{2} O (l)$
Sume las dos semirreacciones y simplifique.
$3 Cu (s) + 6 e^{–} + 6 H^{+} (a q) + 2 {HNO}_{3} (a q) ⟶ 3 {Cu}^{2+} (a q) + 6 e^{–} + 2 NO (g) + 4 H_{2} O (l)$
$3 Cu (s) + 6 H^{+} (a q) + 2 {HNO}_{3} (a q) ⟶ 3 {Cu}^{2+} (a q) + 2 NO (g) + 4 H_{2} O (l)$
Si la reacción tiene lugar en un medio básico, añada iones de OH^- a la ecuación obtenida en el paso 7 para neutralizar los iones de H⁺ (añada en igual número a ambos lados de la ecuación) y simplifique.
Este paso no es necesario ya que la solución está estipulada como ácida.

La ecuación balanceada para la reacción en una solución ácida es entonces

3 Cu (s) + 6 H^{+} (a q) + 2 {HNO}_{3} (a q) ⟶ 3 {Cu}^{2+} (a q) + 2 NO (g) + 4 H_{2} O (l)

Compruebe lo aprendido

La reacción anterior se produce cuando se utiliza ácido nítrico relativamente diluido. Si se utiliza ácido nítrico concentrado, se produce dióxido de nitrógeno en lugar de monóxido de nitrógeno. Escriba una ecuación balanceada para esta reacción.

Respuesta:

$Cu (s) + 2 H^{+} (a q) + 2 {HNO}_{3} (a q) ⟶ {Cu}^{2+} (a q) + 2 {NO}_{2} (g) + 2 H_{2} O (l)$

Ejemplo 16.2

Balancear ecuaciones para reacciones redox en soluciones básicas

Escriba la ecuación balanceada que representa la reacción entre el ion de permanganato acuoso,

{MnO}_{4}^{–}

, y el hidróxido de cromo(III) sólido, Cr(OH)₃, para producir óxido de manganeso(IV) sólido, MnO₂, y el ion de cromato acuoso,

{CrO}_{4}^{2−}

La reacción tiene lugar en una solución básica.

Solución

Siguiendo los pasos del método de semirreacción:

Escriba ecuaciones esqueletales para las semirreacciones de oxidación y reducción.
$oxidación: {Cr(OH)}_{3} (s) ⟶ {CrO}_{4}^{2−} (a q)$
$reducción: {MnO}_{4}^{–} (a q) ⟶ {MnO}_{2} (s)$
Balancee cada semirreacción para todos los elementos excepto el H y el O.
$oxidación: {Cr(OH)}_{3} (s) ⟶ {CrO}_{4}^{2−} (a q)$
$reducción: {MnO}_{4}^{–} (a q) ⟶ {MnO}_{2} (s)$
Balancee cada semirreacción para el O añadiendo H₂O.
$oxidación: H_{2} O (l) + Cr (OH)_{3} (s) ⟶ {CrO}_{4}^{2−} (a q)$
$reducción: {MnO}_{4}^{–} (a q) ⟶ {MnO}_{2} (s) + 2 H_{2} O (l)$
Balancee cada semirreacción para el H añadiendo H⁺.
$oxidación: H_{2} O (l) + Cr (OH)_{3} (s) ⟶ {CrO}_{4}^{2−} (a q) + 5 H^{+} (aq)$
$reducción: 4 H^{+} (aq) + {MnO}_{4}^{–} (a q) ⟶ {MnO}_{2} (s) + 2 H_{2} O (l)$
Balancee cada semirreacción para la carga añadiendo electrones.
$oxidación: H_{2} O (l) + Cr (OH)_{3} (s) ⟶ {CrO}_{4}^{2−} (a q) + 5 H^{+} (a q) + 3 e^{–}$
$reducción: 3 e^{–} + 4 H^{+} (a q) + {MnO}_{4}^{–} (a q) ⟶ {MnO}_{2} (s) + 2 H_{2} O (l)$
Si es necesario, multiplique una o ambas semirreacciones para que el número de electrones consumidos en una sea igual al número producido en la otra.
Este paso no es necesario porque el número de electrones ya está equilibrado.
Sume las dos semirreacciones y simplifique.
$\begin{matrix} H_{2} O (l) + {Cr(OH)}_{3} (s) + 3 e^{–} + 4 H^{+} (aq) + {MnO}_{4}^{–} (a q) ⟶ & {CrO}_{4}^{2−} (a q) + 5 H^{+} (a q) \\ + 3 e^{–} + {MnO}_{2} (s) + 2 H_{2} O (l) \end{matrix}$
$Cr {(OH)}_{3} (s) + {MnO}_{4}^{–} (a q) ⟶ {CrO}_{4}^{2−} (a q) + H^{+} (a q) + {MnO}_{2} (s) + H_{2} O (l)$
Si la reacción tiene lugar en un medio básico, añada iones de OH^- a la ecuación obtenida en el paso 7 para neutralizar los iones de H⁺ (añada en igual número a ambos lados de la ecuación) y simplifique.
${OH}^{–} (aq) + {Cr(OH)}_{3} (s) + {MnO}_{4}^{–} (a q) ⟶ {CrO}_{4}^{2−} (a q) + H^{+} (a q) + {OH}^{–} (aq) + {MnO}_{2} (s) + H_{2} O (l)$
${OH}^{–} (a q) + {Cr(OH)}_{3} (s) + {MnO}_{4}^{–} (a q) ⟶ {CrO}_{4}^{2 -} (a q) + {MnO}_{2} (s) + 2 H_{2} O (l)$

Compruebe lo aprendido

El ion de permanganato acuoso también puede reducirse utilizando el ion de bromuro acuoso, Br^-, siendo los productos de esta reacción el óxido de manganeso(IV) sólido y el ion de bromato acuoso, BrO₃^-. Escriba la ecuación balanceada para esta reacción que ocurre en un medio básico.

Respuesta:

$H_{2} O (l) + {2MnO}_{4}^{–} (a q) + {Br}^{–} (a q) ⟶ 2 {MnO}_{2} (s) + {BrO}_{3}^{–} (a q) + 2 {OH}^{–} (a q)$

16.1 Repaso de química redox

Números de oxidación

Balancear las ecuaciones redox

Balancear ecuaciones para reacciones redox en soluciones ácidas

Solución

Compruebe lo aprendido

Balancear ecuaciones para reacciones redox en soluciones básicas

Solución

Compruebe lo aprendido