redox

Dpto. de Física Y Química

AJUSTE DE REACCIONES REDOX Existen dos métodos de ajuste de las ecuaciones redox: 1. Método del número de oxidación: Se basa en que el aumento total de los números de oxidación de los átomos que se oxidan es igual a la disminución total de los números de oxidación de los que se reducen. Un ejemplo puede ser el siguiente: HCl + MnO2  MnCl2 + Cl2 + H2O Se calculan los números de oxidación de todos los elementos y se identifican los átomos que cambian de número de oxidación: +1 −1

+4

−2

+2

−1

0

+1

−2

H Cl+ Mn O 2 → Mn Cl 2 + Cl 2 + H 2 O Los átomos que cambian de número de oxidación son: Cl-1 → Cl0 + 1eMn4+ + 2 e- → Mn2+ Como el número de electrones ganados y perdidos tiene que ser el mismo multiplicamos la primera ecuación por dos y las sumamos: 2 . (Cl-1 → Cl0 + 1e-) Mn4+ + 2 e- → Mn2+ 2 Cl-1 + Mn4+ → 2 Cl0 + Mn2+ y estos coeficientes se llevan a la ecuación inicial: 2 HCl + MnO2  MnCl2 + Cl2 + H2O como todavía no está ajustada, el resto de los átomos se ajusta por tanteo. 2 HCl + MnO2  MnCl2 + Cl2 + 2 H2O

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2. Método del ion-electrón Supongamos el siguiente ejemplo: As2S5 + KClO3 + H2O  H3AsO4 + H2SO4 + KCl 1. Identificamos el número de oxidación de cada átomo y localizamos los elementos que cambian de número de oxidación: +5

−2

+1 +5

−2

+1 −2

+1

+5 −2

+1

+6 −2

+1 −1

As 2 S 5 + K Cl O 3 + H 2 O → H 3 As O 4 + H 2 S O 4 + K Cl

en este caso cambian de estado de oxidación el azufre y el cloro: S-2  S+6 Cl+5  Cl-1 El azufre se oxida y el cloro se reduce. 2. Se escribe la ecuación de forma iónica localizando la especie oxidante y la reductora: + + 2 As +5 + 5 S −2 + K + + ClO 3- + H2 O  AsO −43 + 3 H + + SO -2 4 + 2 H + Cl + K -

La especie oxidante es ClO 3 (el cloro se reduce) y la especie reductora es S-2 (el azufre se oxida). 3. Planteamiento de las semireacciones redox: 6 ClO 3- + 6 e - → Cl 5 S -2 → 5 SO -2 4 + 40 e

4. Ajuste de las semireacciones redox: En este punto hay que distinguir si la reacción se verifica en medio ácido o en medio básico: Medio ácido: - al miembro que tiene defecto de oxígeno se le añaden tantas moléculas de agua como oxígeno le falte y al otro miembro el doble número de protones. - el hidrógeno se ajusta poniendo tantos protones como defecto haya en el miembro correspondiente. Medio básico: - al miembro que tiene exceso de oxígeno se le añaden tantas moléculas de agua como exceso tenga y al que tiene defecto, doble número de OH-

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- el hidrógeno se ajusta poniendo en el miembro donde hay exceso tantos grupos OH- como exceso hay y en el otro el mismo número de moléculas de H2O En nuestro caso, la reacción transcurre en medio ácido (presencia de H2SO4), luego: 6 H + + ClO 3- + 6 e - → Cl - + 3 H 2 O + 5 S -2 + 20 H2 O → 5 SO -2 4 + 40 H + 40 e

5. Igualación del número de electrones cedidos y ganados. En este caso, el mínimo común múltiplo de 40 y 6 es 120, luego multiplicamos la primera semireación por 20 y la segunda por 3: 120 H + + 20 ClO -3 + 120 e - → 20 Cl - + 60 H 2 O + 15 S -2 + 60 H2 O → 15 SO -2 4 + 120 H + 120 e

6. Suma de las dos semireacciones: + 120 H + + 20 CLO 3- + 120 e - + 15 S -2 + 60 H2 O → 20 Cl - + 60 H2 O + 15 SO -2 4 + 120 H + 120 e

simplificando nos queda: 20 ClO 3- + 15 S -2 → 20 Cl - + 15 SO -2 4

7. Llevamos estos coeficientes a la ecuación inicial y ajustamos las especies químicas que no intervienen en las semireaacciones: Teníamos: As2S5 + KClO3 + H2O  H3AsO4 + H2SO4 + KCl Y nos quedará: 3 As2S5 + 20 KClO3 + 24 H2O  6 H3AsO4 + 15 H2SO4 + 20 KCl El balance final exige 6 moléculas de H3AsO4, como consecuencia de haber puesto 3 As2S5 y 24 moléculas de agua. La reacción de este modo queda ajustada.

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