Calculadora Redox
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A muchos estudiantes de bachillerato y de primer año de carrera les resulta difícil equilibrar las reacciones redox. Aquí se presenta un método que utiliza el número de oxidación cero para equilibrar las ecuaciones redox. Este método puede acortar el tiempo de balanceo y disminuir el esfuerzo. Es un complemento útil del método tradicional del número de oxidación y del método de la media reacción.
Para los estudiantes de bachillerato y de primer año de licenciatura, el equilibrio de las ecuaciones de oxidación-reducción (redox) es un buen entrenamiento para entender la ganancia/pérdida de electrones y la semirreacción en electroquímica (Andraos, 2016; Herndon, 1997; Jensen, 2009). Podría ser un reto para equilibrar las reacciones orgánicas, como las oxidaciones exhaustivas de compuestos orgánicos, ya que podría implicar diferentes números de oxidación para el mismo tipo de átomos o un número de oxidación fraccionario en promedio. Como un caso especial del método del número de oxidación no convencional de Ludwig (Ludwig, 1996), se presenta aquí una estrategia que utiliza el número de oxidación cero para equilibrar algunas ecuaciones redox.
Equilibrio redox
Al equilibrar las reacciones redox, hay que equilibrar la carga electrónica global, además de las relaciones molares habituales de los reactivos y productos componentes. Este problema de ejemplo ilustra cómo utilizar el método de la media reacción para equilibrar una reacción redox en una solución.
Esto se consigue añadiendo sustancias a la reacción. La única regla es que las únicas sustancias que se pueden añadir deben estar ya en la solución. Entre ellas están el agua (H2O), los iones H+ (en soluciones ácidas), los iones OH- (en soluciones básicas) y los electrones.
El segundo paso es equilibrar los átomos de oxígeno. Esto se hace añadiendo agua al lado que necesita más oxígeno. En este caso, el lado del reactivo tiene tres oxígenos y el lado del producto sólo tiene un oxígeno. Añade dos moléculas de agua al lado del producto.
El tercer paso es equilibrar los átomos de hidrógeno. Esto se consigue añadiendo iones H+ al lado que necesita más hidrógeno. El lado del reactante tiene un átomo de hidrógeno mientras que el lado del producto tiene cuatro. Añade 3 iones H+ al lado del reactante.
Tarea de reacción redox
Hay un átomo de S en ambos lados de la ecuación, por lo que el azufre está equilibrado. Sin embargo, el lado del reactivo tiene cuatro átomos de O mientras que el lado del producto tiene tres. Está claro que necesitamos más átomos de O en el lado del producto, así que empecemos por incluir el coeficiente 2 en el SO3:
A primera vista, esta ecuación parece equilibrada: hay un átomo de Ag en ambos lados y un átomo de Al en ambos lados. Sin embargo, si se observa la carga total de cada lado, hay un desequilibrio de carga: el lado del reactivo tiene una carga total de 1+, mientras que el lado del producto tiene una carga total de 3+. Algo falla en esta ecuación química; a pesar del mismo número de átomos en cada lado, no está equilibrada.
Un punto fundamental sobre las reacciones redox que no se ha planteado anteriormente es que el número total de electrones que se pierden debe ser igual al número total de electrones que se ganan para que una reacción redox esté equilibrada. Este no es el caso de la reacción del aluminio y la plata: el átomo de Al pierde tres electrones para convertirse en el ion Al3+, mientras que el ion Ag+ gana sólo un electrón para convertirse en plata elemental.
Preguntas y respuestas sobre la reacción redox
Comentario nº 1: observe que en la respuesta final no hay H+, pero tenga en cuenta que su presencia es necesaria para que la reacción se produzca. En casos como éste, el H+ está actuando de forma catalítica; se gasta en una reacción y se regenera en otra (en igual cantidad), por lo que no aparece en la respuesta final.
Comentario #2: este tipo de reacción se llama desproporción. Se encuentra a menudo en situaciones redox, aunque no siempre. Una reacción de desproporción importante que no implica redox es 2H2O —> H3O+ + OH¯. Esta reacción es de importancia central en la química ácido-base acuosa.
1) Primero un poco de discusión antes de la respuesta correcta. El H2O de la derecha en el problema resulta ser una pista. Esto se debe a que se necesitan DOS semirreacciones. Por ejemplo, supón que el agua no estuviera en la ecuación y vieras esto:
Y eso es incorrecto porque hay un electrón en la respuesta final. No puedes tener electrones en la respuesta final de una reacción redox. (Sí puedes en una semirreacción, pero recuerda que las semirreacciones no ocurren solas, sino que ocurren en pares de reducción-oxidación).
