- passos
- - Generals
- Comprovar els números d'oxidació dels reactius i productes
- Identificar les espècies oxidant i reductora
- Escriure les semireaccions i balancejar àtoms i càrregues
- Substituir coeficients de l'equació iònica en l'equació general
- - Balanceig en medi àcid
- - Balanceig en medi bàsic
- exemples
- exercicis
- exercici 1
- passos generals
- Balanceig en medi bàsic
- exercici 2
- passos generals
- Balanceig en medi àcid
- referències
El mètode de balanceig per redox és aquell que permet balancejar les equacions químiques de les reaccions redox, que d'altra manera resultarien un mal de cap. Aquí una o més espècies intercanvien electrons; la qual els dóna o perd, es diu espècie oxidant, mentre que la que els accepta o guanya, espècie reductora.
En aquest mètode és primordial conèixer els números d'oxidació d'aquestes espècies, ja que revelen quants electrons han guanyat o perdut per mol. Gràcies a això, és possible balancejar les càrregues elèctriques escrivint en les equacions els electrons com si fossin reactants o productes.
Semirreaciones generals d'una reacció redox al costat dels tres protagonistes durant la seva balanceig: H +, H2O i OH-. Font: Gabriel Bolívar.
La imatge superior mostra com efectivament els electrons, i - es col·loquen com a reactius quan l'espècie oxidant els guanya; i com a productes quan l'espècie reductora els perd. Cal notar que per balancejar aquest tipus d'equacions és necessari dominar els conceptes de nombres d'oxidació i oxidació-reducció.
Les espècies H +, H 2 O i OH -, depenent de l'pH de l'medi de reacció, permet el balanceig redox, per la qual cosa és molt comú trobar-les en els exercicis. Si el medi és àcid, recorrem als H +; però si per contra el mitjà és bàsic, llavors fem servir els OH - per al balanceig.
La naturalesa de la reacció per si mateixa dictamina quin ha de ser el pH de l'mig. És per això que si bé es pot procedir a balancejar assumint un mitjà àcid o bàsic, l'equació final equilibrada indicar si són prescindibles o no realment els ions H + i OH -.
passos
- Generals
Comprovar els números d'oxidació dels reactius i productes
Suposem la següent equació química:
Cu (s) + AgNO 3 (ac) → Cu (NO 3) 2 + Ag (s)
Aquesta correspon a una reacció redox, en la qual ocorre un canvi en els nombres d'oxidació dels reactius:
Cu 0 (s) + Ag + NO 3 (ac) → Cu 2+ (NO 3) 2 + Ag (s) 0
Identificar les espècies oxidant i reductora
L'espècie oxidant guanya electrons oxidant a l'espècie reductora. Per tant, el seu nombre d'oxidació disminueix: es torna menys positiu. Mentrestant, el nombre d'oxidació de l'espècie reductora augmenta, ja que perd electrons: es torna més positiu.
Així, en la reacció anterior el coure s'oxida, ja que passa de Cu 0 a Cu 2+; i la plata es redueix, doncs passa de Ag + a Ag 0. El coure és l'espècie reductora, i la plata l'espècie oxidant.
Escriure les semireaccions i balancejar àtoms i càrregues
Identificant quines espècies guanyen o perden electrons, s'escriuen les semireaccions redox tant per a la reacció de reducció com per a la d'oxidació:
Cu 0 → Cu 2+
Ag + → ag 0
El coure perd dos electrons, mentre que la plata guanya un. Col·loquem els electrons en les dues semireaccions:
Cu 0 → Cu 2+ + 2e -
Ag + + i - → Ag 0
Cal notar que les càrregues romanen balancejades en les dues semireaccions; però si se sumessin, es violaria la llei de la conservació de la matèria: el nombre d'electrons ha de ser igual en les dues semireaccions. Per tant, la segona equació es multiplica per 2 i es procedeix a sumar les dues equacions:
(Cu 0 → Cu 2+ + 2e -) x 1
(Ag + + i - → Ag 0) x 2
Cu 0 + 2Ag + + 2e - → Cu 2+ + 2Ag 0 + 2e -
Els electrons es cancel·len per estar en els costats dels reactius i productes:
Cu 0 + 2Ag + → Cu 2+ + 2Ag 0
Aquesta és l'equació iònica global.
Substituir coeficients de l'equació iònica en l'equació general
Finalment, els coeficients estequiomètrics de l'equació anterior es traslladen a la primera equació:
Cu (s) + 2AgNO 3 (ac) → Cu (NO 3) 2 + 2Ag (s)
Cal notar que el 2 es va posicionar amb el AgNO 3 perquè en aquesta sal la plata està com Ag +, i el mateix passa amb el Cu (NO 3) 2. Si aquesta equació no està balancejada a la fin, es procedeix a realitzar el tempteig.
L'equació proposta en els passos anteriors va poder haver-se balancejat directament per tempteig. Cal, però, reaccions redox que necessiten d'un medi àcid (H +) o bàsic (OH -) per tenir lloc. Quan això succeeix, no es pot balancejar assumint que el mitjà és neutre; tal com acaba de mostrar-se (no es va addicionar ni H + i tampoc OH -).
D'altra banda, convé saber que en les semireaccions s'escriuen els àtoms, ions o compostos (òxids en la seva majoria) en què ocorren els canvis en els nombres d'oxidació. Això es ressaltarà en l'apartat dels exercicis.
- Balanceig en medi àcid
Quan el mitjà és àcid cal aturar-se en les dues semireaccions. Aquest cop a l'hora de balancejar ignorem els àtoms d'oxigen i d'hidrogen, i també els electrons. Els electrons es balancejaran a al final.
Després, en el costat de la reacció amb menys àtoms d'oxigen, afegim molècules d'aigua per compensar-ho. De l'altra banda, balanceamos els hidrògens amb ions H +. I finalment, hi afegim els electrons i es procedeix seguint els passos generals ja exposats.
- Balanceig en medi bàsic
Quan el mitjà és bàsic, es procedeix de la mateixa manera que en el medi àcid amb una petita diferència: aquesta vegada de la banda on hi hagi més oxígens, se situaran un nombre molècules d'aigua igual a aquest excés d'oxigen; i de l'altra banda, ions OH - per compensar els hidrògens.
Finalment, es balancegen els electrons, se sumen les dues semireaccions, i se substitueixen els coeficients de l'equació iònica global en l'equació general.
exemples
Les següents equacions redox sense balancejar i balancejades serveixen d'exemples per observar què tant canvien després d'aplicar aquest mètode de balanceig:
P 4 + ClO - → PO 4 3- + Cl - (sense balancejar)
P 4 +10 ClO - + 6 H 2 O → 4 PO 4 3- +10 Cl - + 12 H + (equilibrada medi àcid)
P 4 +10 ClO - + 12 OH - → 4 PO 4 3- +10 Cl - + 6 H 2 O (equilibrada mitjà bàsic)
I 2 + KNO 3 → R - + KIO 3 + NO 3 - (sense balancejar)
3I 2 + KNO 3 + 3H 2 O → 5I - + KIO 3 + NO 3 - + 6H + (equilibrada medi àcid)
Cr 2 O 2 7- + HNO 2 → Cr 3+ + NO 3 - (sense balancejar)
3HNO 2 + 5H + + Cr 2 O 2 7- → 3No 3+ 2Cr 3+ + 4H 2 O (equilibrada medi àcid)
exercicis
exercici 1
Balancejar la següent equació en medi bàsic:
I 2 + KNO 3 → R - + KIO 3 + NO 3 -
passos generals
Comencem per escriure els números d'oxidació de les espècies que sospitem s'han oxidat o reduït; en aquest cas, els àtoms de iode:
I 2 0 + KNO 3 → R - + KI 5+ O 3 + NO 3 -
Nota: el iode s'oxida i a el mateix temps es redueix, de manera que procedim a escriure les seves dues semireaccions respectives:
I 2 → I - (reducció, per cada I - es consumeix 1 electró)
I 2 → IO 3 - (oxidació, per cada IO 3 - s'alliberen 5 electrons)
A la semireacció d'oxidació col·loquem l'anió IO 3 -, i no a l'àtom de iode com I 5+. Balanceamos els àtoms de iode:
I 2 → 2I -
I 2 → 2IO 3 -
Balanceig en medi bàsic
Ara ens centrem en balancejar en medi bàsic la semirreación d'oxidació, ja que aquesta posseeix una espècie oxigenada. Afegim al costat dels productes el mateix nombre de molècules d'aigua com àtoms d'oxigen hagi:
I 2 → 2IO 3 - + 6H 2 O
I de la banda esquerra balanceamos els hidrògens amb OH -:
I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O
Escrivim les dues semireaccions i afegim els electrons que faltaven per balancejar les càrregues negatives:
I 2 + 2e - → 2I -
I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O + 10e -
Igualem en ambdues semireaccions els números dels electrons i les sumem:
(I 2 + 2e - → 2I -) x 10
(I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O + 10e -) x 2
12I 2 + 24 OH - + 20e - → 20i - + 4IO 3 - + 12H 2 O + 20e -
Els electrons es cancel·len i dividim tots els coeficients entre quatre per simplificar l'equació iònica global:
(12I 2 + 24 OH - → 20i - + 4IO 3 - + 12H 2 O) x ¼
3I 2 + 6OH - → 5I - + IO 3 - + 3H 2 O
I finalment, substituïm els coeficients de l'equació iònica en la primera equació:
3I 2 + 6OH - + KNO 3 → 5I - + KIO 3 + NO 3 - + 3H 2 O
L'equació ja està balancejada. Compari aquest resultat amb el balanceig en medi àcid de l'exemple 2.
exercici 2
Balancegi la següent equació en medi àcid:
Fe 2 O 3 + CO → Fe + CO 2
passos generals
Observem els números d'oxidació de l'ferro i de l'carboni per saber quin dels dos s'ha oxidat o reduït:
Fe 2 3+ O 3 + C 2 + O → Fe 0 + C 4+ O 2
El ferro s'ha reduït, pel que és l'espècie oxidant. Mentrestant, el carboni s'ha oxidat, comportant-se com l'espècie reductora. Les semireaccions per a l'oxidació i redución concernents vénen a ser:
Fe 2 3+ O 3 → Fe 0 (reducció, per cada Fe es consumeixen 3 electrons)
CO → CO 2 (oxidació, per cada CO 2 s'alliberen 2 electrons)
Cal notar que escrivim l'òxid, Fe 2 O 3, perquè conté a l'Fe 3+, en lloc de només col·locar el Fe 3+. Balanceamos els àtoms que calguin excepte els d'oxigen:
Fe 2 O 3 → 2Fe
CO → CO 2
I es procedeix a realitzar el balanceig en medi àcid en les dues semireaccions, ja que hi ha espècies oxigenades pel mig.
Balanceig en medi àcid
Afegim aigua per balancejar els oxígens, i després H + per balancejar els hidrògens:
Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O
6H + + Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O
CO + H 2 O → CO 2
CO + H 2 O → CO 2 + 2H +
Ara balanceamos les càrregues col·locant els electrons involucrats en les semireaccions:
6H + + 6e - + Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O
CO + H 2 O → CO 2 + 2H + + 2e -
Igualem el nombre d'electrons en les dues semireaccions i les sumem:
(6H + + 6e - + Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O) x 2
(CO + H 2 O → CO 2 + 2H + + 2e -) x 6
12 H + + 12e - + 2Fe 2 O 3 + 6CO + 6H 2 O → 4Fe + 6H 2 O + 6CO 2 + 12H + + 12e -
Cancel·lem els electrons, els ions H + i les molècules d'aigua:
2Fe 2 O 3 + 6CO → 4Fe + 6CO 2
Però aquests coeficients poden dividir entre dos per simplificar l'equació encara més, tenint:
Fe 2 O 3 + 3CO → 2Fe + 3CO 2
Sorgeix aquesta pregunta: ¿era necessari el balanceig redox per a aquesta equació? Per tempteig hauria estat molt més ràpid. Això demostra que aquesta reacció procedeix indistintament de quin sigui el pH de l'mig.
referències
- Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Química. (8va ed.). Cengage Learning.
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22 de setembre de al 2019). How to Balanç Redox Reactions. Recuperat de: thoughtco.com
- Ann Nguyen & Luvleen Brar. (5 juny 2019). Balancing Redox Reactions. Chemistry LibreTexts. Recuperat de: chem.libretexts.org
- Quimitube. (2012). Exercici 19: Ajust d'una reacció redox en medi bàsic amb dos semireaccions d'oxidació. Recuperat de: quimitube.com
- Washington University in St. Louis. (Sf). Practice Problems: Redox Reactions. Recuperat de: chemistry.wustl.edu
- John Wiley & Sons. (2020). How to Balanç Redox Equations. Recuperat de: dummies.com
- Rubén Darío OG (2015). Balanceig d'equacions químiques. Recuperat de: aprendeenlinea.udea.edu.co