Una reacción redox es un tipo de reacción química en la que los estados de oxidación de los átomos cambian y los electrones se intercambian entre los dos reactivos involucrados. Es una reacción que implica el transporte de electrones que combina dos reacciones: oxidación y reducción. Los estados de oxidación de las especies químicas reactivas cambian en esta reacción, con una especie química perdiendo electrones y la otra especie química ganando electrones al mismo tiempo.
Cada aspecto de la vida necesita un sentido de equilibrio. Tampoco es una buena idea comer demasiado chocolate. Incluso las reacciones deben estar equilibradas. El equilibrio de las reacciones redox es un componente esencial de la química. ¿Qué son las reacciones redox y cómo funcionan? El hierro se oxida como resultado de un proceso redox. Otras reacciones redox se pueden encontrar a nuestro alrededor. Aprendamos más sobre ellos y examinemos los pasos involucrados en el equilibrio de la reacción redox.
Reacción quimica de rustreduccioón
El término «reacción redox» se refiere a una reacción en la que tanto la oxidación como la reducción ocurren al mismo tiempo.
¿Qué se entiende por oxidación?
- La adición de oxígeno a una sustancia se llama oxidación.
- La eliminación de hidrógeno de una sustancia también se llama oxidación.
Por ejemplo- 2Cu + O 2 → 2Cuo
En esta reacción, se agrega oxígeno al cobre. Por lo tanto, el cobre se OXIDA.
¿Qué se entiende por reacción de reducción?
- La adición de hidrógeno a una sustancia se llama reducción.
- La eliminación de oxígeno de una sustancia también se llama reducción.
Por ejemplo, CuO + H 2 → Cu + H 2 O
En esta reacción, el oxígeno se elimina del rust de cobre. Por lo tanto, se REDUCE el rust de cobre (CuO).
La ganancia de electrones se conoce como reducción y la pérdida de electrones se conoce como oxidación. La reacción redox/proceso redox se refiere a la combinación de reacciones de reducción y oxidación. Como se indicó anteriormente, es esencial comprender el «equilibrio de las reacciones redox».
En un proceso redox, existen comúnmente dos técnicas para equilibrar las reacciones redox (ecuaciones químicas). El método del número de oxidación y el método de media reacción son los dos tipos de métodos.
Equilibrio de reacciones redox
Las ecuaciones químicas para los procesos redox se equilibran de dos maneras. Una técnica se basa en el cambio del número de oxidación de los agentes reductores y oxidantes, mientras que el otro método se basa en dividir la reacción redox en dos semirreacciones, una de oxidación y otra de reducción. Ambas formas están en uso, y depende de la persona que las use decidir cuál utilizar.
Se utilizan dos métodos para equilibrar la reacción redox. Uno de estos métodos se basa en el método del número de oxidación y el segundo se basa en el método de la mitad de la reacción.
Método del número de oxidación
La composición y las fórmulas de los reactivos y productos deben conocerse al crear ecuaciones para los procesos de oxidación-reducción, al igual que para otras reacciones. El método del número de oxidación se demuestra mejor en los siguientes pasos:
Hay dos medios, medio ácido y medio básico.
Pasos para equilibrar la reacción redox en medio ácido por el método del número de oxidación:
Paso 1: Asigne el número de oxidación a todos los elementos en la reacción para identificar los átomos que cambian el número de oxidación durante la reacción.
¿Cómo encontrar un número de oxidación?
Elementos
Estado de oxidación
Excepciones
Grupo 1 Metales
Siempre +1
Metales del grupo 2
Siempre +2
Flúor
Siempre -1
Oxígeno
Mayormente -2
Perrusts y F 2 O
Hidrógeno
Mayormente +1
Hidruros metálicos (-1)
Cloro
Mayormente -1
Compuestos con O o F
- El número de oxidación de un átomo o molécula es 0 (Cero). Por ejemplo, Cu, N2 .
- La suma del número de oxidación en el compuesto es 0. Por ejemplo, CuO: Número de oxidación (ON) de Cu = +2 y ON de O es -2. ∴ +2 + (-2) = 0.
- Más Átomo electronegativo = -ve OS
- Átomo menos electronegativo = +ve OS
Ejemplos : Encontrar el número de oxidación.
- Cr 2 O 7 2-
2(x)+7(-2)=-2, (Aquí, x es ON de Cu y -2 es ON de O)
∴2x-14=-2
∴2x=-2+14
∴x=6 (Número de oxidación de Cu)
- Na 3 PO 3
3(+1)+(x)+3(-2)=0
∴3+x-6=0
∴x=+3 (Número de oxidación de P)
Paso 2: Identificar los elementos/átomos que sufren oxidación y reducción.
Paso 3: Después de equilibrar los átomos que han sufrido oxidación y reducción, equilibre la carga por multiplicación cruzada.
Paso 4: equilibre todos los demás átomos excepto el oxígeno y el hidrógeno.
Paso 5: Agregue H 2 O para equilibrar el oxígeno.
Paso 6: al agregar moléculas de H + a los reactivos o productos, puede igualar la cantidad de átomos de hidrógeno en la expresión en ambos lados.
Hemos estado usando el ejemplo a continuación para explicar los pasos involucrados en el método.
Ejemplo: Equilibrar la Reacción Redox en Medio Ácido por el Método del Número de Oxidación.
P + HNO 3 → HPO 3 + NO + H 2 O
Solución:
Paso 1: Asigne el número de oxidación a todos los elementos en la reacción para identificar los átomos que cambian el número de oxidación durante la reacción.
Paso 2: Identificar los elementos/átomos que sufren oxidación y reducción.
Oxidación: P → HPO 3
Reducción: HNO 3 → NO
Paso 3: Después de equilibrar los átomos que han sufrido oxidación y reducción, equilibre la carga por multiplicación cruzada.
P + HNO 3 → HPO 3 + NO + H 2 O
Hay un aumento en el ON de P de 0 a +5 que es un aumento de 5 en ON y hay una disminución en el ON de N de +5 a +2 que es una disminución de 3 en ON
Multiplicación cruzada: 3P + 5HNO 3 → 3HPO 3 + 5NO + H 2 O
Paso 4: equilibre todos los demás átomos excepto el oxígeno y el hidrógeno.
3P + 5HNO 3 → 3HPO 3 + 5NO + H 2 O
Paso 5: Agregue H 2 O para equilibrar el oxígeno.
3P + 5HNO 3 → 3HPO 3 + 5NO + H 2 O
Paso 6: al agregar moléculas de H + a los reactivos o productos, puede igualar la cantidad de átomos de hidrógeno en la expresión en ambos lados.
3P + 5HNO 3 → 3HPO 3 + 5NO + H 2 O
Por lo tanto, la ecuación está balanceada.
Pasos para Equilibrar la Reacción Redox en Medio Básico por el Método del Número de Oxidación:
Paso 1: Asigne el número de oxidación a todos los elementos en la reacción para identificar los átomos que cambian el número de oxidación durante la reacción.
Paso 2: Identificar los elementos/átomos que sufren oxidación y reducción.
Paso 3: equilibre todos los demás átomos excepto el oxígeno y el hidrógeno.
Paso 4: Después de equilibrar los átomos que han sufrido oxidación y reducción, equilibre la carga por multiplicación cruzada.
Paso 5: Agregue H 2 O para equilibrar el oxígeno.
Paso 6: al agregar moléculas de H + a los reactivos o productos, puede igualar la cantidad de átomos de hidrógeno en la expresión en ambos lados.
Paso 7: agregue tantos iones OH- en ambos lados como iones H + en un lado.
Hemos estado usando el ejemplo a continuación para explicar los pasos involucrados en el método.
Ejemplo: Equilibrar la Reacción Redox en Medio Básico por el Método del Número de Oxidación.
Cl 2 + IO 3 – + OH – → IO 4 – + Cl – + H 2 O
Solución:
Paso 1: Asigne el número de oxidación a todos los elementos en la reacción para identificar los átomos que cambian el número de oxidación durante la reacción.
Paso 2: Identificar los elementos/átomos que sufren oxidación y reducción.
Oxidación: IO 3 – → IO 4 –
Reducción: Cl 2 → Cl –
Paso 3: equilibre todos los demás átomos excepto el oxígeno y el hidrógeno.
Cl 2 + IO 3 – +OH → IO 4 – + 2Cl – + H 2 O
Paso 4: Después de equilibrar el átomo que ha sufrido oxidación y reducción, equilibre la carga mediante multiplicación cruzada.
Cl 2 + IO 3 – +OH – → IO 4 – + 2Cl – + H 2 O
Hay un aumento en el ON de I de +5 a +7 que es un aumento de 2 en ON y hay una disminución en el ON de Cl de 0 a -2 que es una disminución de 2 en ON
Cancele ambas diferencias (2) entre sí.
Cl 2 + IO 3 – +OH – → IO 4 – + 2Cl – + H 2 O
Paso 5: Agregue H 2 O para equilibrar el oxígeno.
Cl 2 + IO 3 – + H 2 O → IO 4 – + 2Cl –
Paso 6: al agregar moléculas de H + a los reactivos o productos, puede igualar la cantidad de átomos de hidrógeno en la expresión en ambos lados.
Cl 2 + IO 3 – + H 2 O → IO 4 – + 2Cl – + 2H +
Paso 7: agregue tantos iones OH- en ambos lados como iones H+ en un lado.
Cl 2 + IO 3 – + H 2 O + 2OH – → IO 4 – + 2Cl – + 2H + + 2OH –
∴ Cl 2 + IO 3 – + H 2 O + 2OH – → IO 4 – + 2Cl – + 2H 2 O
∴ Cl 2 + IO 3 – + 2OH – → IO 4 – + 2Cl – + ( 2H2O – H 2 O )
∴ Cl 2 + IO 3 – + 2OH – → IO 4 – + 2Cl – + H 2 O
Por lo tanto, la ecuación está balanceada.
Método de media reacción (método de iones y electrones):
Las dos medias ecuaciones se balancean individualmente y luego se combinan para crear una ecuación balanceada en este método.
Hay dos medios: medio ácido y medio básico
Pasos para equilibrar la reacción redox en medio ácido por el método de media reacción:
Paso 1: En forma iónica, genera una ecuación desequilibrada para la reacción.
Paso 2: Identificar los elementos/átomos que sufren oxidación y reducción.
Paso 3: Divide la reacción en dos mitades.
- Mitad de oxidación
- Mitad de reducción
Paso 4: equilibre la reacción de Half.
- Equilibre todos los demás átomos excepto el oxígeno y el hidrógeno.
- Agregue H2O para equilibrar el oxígeno.
- Equilibrar el hidrógeno (añadir iones H+) con protones.
- Equilibrar la carga con el electrón.
Paso 5: Para equilibrar las cargas, agregue electrones a un lado de la semirreacción. Si es necesario, multiplique una o ambas semirreacciones por un valor apropiado para igualar el número de electrones en las dos semirreacciones.
Paso 6: Para obtener la reacción general, combinamos las dos semirreacciones y cancelamos el término común en ambos lados. Se obtiene así la ecuación iónica neta.
Paso 7: Comprueba que ambos lados de la ecuación tengan el mismo tipo y número de átomos, así como las mismas cargas. Esta comprobación final confirma que la ecuación está perfectamente equilibrada en términos de átomos y cargas.
Ejemplo: equilibrar la reacción redox en medio ácido por el método de la mitad de la reacción.
Cr 2 O 7 2- (aq) + HNO 2 (aq) → Cr 3+ (aq) + NO 3 – (aq)
Solución:
Paso 1: En forma iónica, genera una ecuación desequilibrada para la reacción.
Paso 2: Identificar los elementos/átomos que sufren oxidación y reducción.
Oxidación: HNO 2 (aq) → NO 3 – (aq)
Reducción: Cr 2 O 7 2- (aq) → Cr 3+ (aq)
Paso 3: Divide la reacción en dos mitades.
reducción a la mitad,
Cr 2 O 7 2- (ac) → Cr 3+ (ac)
Mitad de oxidación,
HNO 2 (ac) → NO 3 – (ac)
Paso 4: equilibre la reacción de Half.
- Equilibre todos los demás átomos excepto el oxígeno y el hidrógeno.
(En la primera reacción, hay 2 moles de Cr en el lado izquierdo, por lo que debemos tomar 2 moles de Cr en el lado derecho).
Cr 2 O 7 2- (ac) → 2Cr 3+ (ac)
(En 2ª reacción),
HNO 2 (ac) → NO 3 – (ac)
- Agregue H2O para equilibrar el oxígeno.
Cr 2 O 7 2- (aq) → 2Cr 3+ (aq) + 7H 2 O(l)
HNO 2 (ac) + H 2 O(l) → NO 3 – (ac)
- Equilibrar el hidrógeno (añadir iones H+) con protones.
Cr 2 O 7 2- (aq) + 14H + (aq) → 2Cr 3+ (aq) + 7H 2 O(l)
HNO 2 (aq) + H 2 O(l) → NO 3 – (aq) + 3H + (aq)
- Equilibrar la carga con electrones.
En la 1ª reacción,
Cr 2 O 7 2- (aq) + 14H + (aq) → 2Cr 3+ (aq) + 7H 2 O(l)
LHS: (2-) + (14+) = (12+) cargos
RHS: 2(3+) = (6+)cargas
Por lo tanto,
Cr 2 O 7 2- (aq) + 14H + (aq) + 6e – → 2Cr 3+ (aq) + 7H 2 O(l)
En la 2ª reacción,
HNO 2 (aq) + H 2 O(l) → NO 3 – (aq) + 3H + (aq)
LHS : Sin cargos
RHS: (1-) + (3+) = (2+) cargos
Por lo tanto,
HNO 2 (aq) + H 2 O(l) → NO 3 – (aq) + 3H + (aq) + 2e –
Paso 5: Para equilibrar las cargas, agregue electrones a un lado de la media reacción. Si es necesario, multiplique una o ambas semirreacciones por un valor apropiado para igualar el número de electrones en las dos semirreacciones.
Aquí, 6 electrones en la 1ra reacción y 2 electrones en la 2da reacción. entonces multiplicamos
primera reacción,
Cr 2 O 7 2- (aq) + 14H + (aq) + 6e – → 2Cr 3+ (aq) + 7H 2 O(l)
segunda reacción,
HNO 2 (aq) + H 2 O(l) → NO 3 – (aq) + 3H + (aq) + 2e –
∴ 3( HNO 2 (aq) + H 2 O(l) → NO 3 – (aq) + 3H + (aq) + 2e – )
∴ 3HNO 2 (aq) + 3H 2 O(l) → 3NO 3 – (aq) + 9H + (aq) + 6e –
Paso 6: Para obtener la reacción total, combinamos las dos semirreacciones y cancelamos el término común en ambos lados. Se obtiene así la ecuación iónica neta.
Cr 2 O 7 2- (aq) + 5H + (aq) + 3HNO 2 (aq) → 2Cr 3+ (aq) + 4H 2 O(l) + 3NO 3- (aq)
Paso 7] Comprueba que ambos lados de la ecuación tengan el mismo tipo y número de átomos, así como las mismas cargas. Esta comprobación final confirma que la ecuación está perfectamente equilibrada en términos de átomos y cargas.
Por lo tanto, la ecuación está balanceada.
Pasos para equilibrar la reacción redox en medio básico por el método de media reacción:
Paso 1: En forma iónica, genera una ecuación desequilibrada para la reacción.
Paso 2: Identificar los elementos/átomos que sufren oxidación y reducción.
Paso 3: Divide la reacción en dos mitades.
- Mitad de oxidación
- Mitad de reducción
Paso 4: equilibre la reacción de Half.
- Equilibre todos los demás átomos excepto el oxígeno y el hidrógeno.
- Agregue H2O para equilibrar el oxígeno.
- Equilibrar el hidrógeno (añadir iones H+) con protones.
- Equilibrar la carga con el electrón.
Paso 5: Para equilibrar las cargas, agregue electrones a un lado de la semirreacción. Si es necesario, multiplique una o ambas semirreacciones por un valor apropiado para igualar el número de electrones en las dos semirreacciones.
Paso 6: Para obtener la reacción general, combinamos las dos semirreacciones y cancelamos el término común en ambos lados. Se obtiene así la ecuación iónica neta.
Paso 7: agregue tantos iones OH- en ambos lados como iones H+ en un lado.
Paso 8: Comprueba que ambos lados de la ecuación tengan el mismo tipo y número de átomos, así como las mismas cargas. Esta comprobación final confirma que la ecuación está perfectamente equilibrada en términos de átomos y cargas.
Ejemplo: equilibrar la reacción redox en medio básico por el método de la mitad de la reacción.
MnO 4 – + I – → MnO 2 + I 2
Solución:
Paso 1: En forma iónica, genera una ecuación desequilibrada para la reacción.
Paso 2: Identificar los elementos/átomos que sufren oxidación y reducción.
Oxidación: I – → I 2
Reducción: MnO 4 – → MnO 2
Paso 3: Divide la reacción en dos mitades.
Mitad de oxidación
yo – → yo 2
Mitad de reducción
MnO4 – → MnO2 _
Paso 4: equilibre la reacción de Half.
- Equilibre todos los demás átomos excepto el oxígeno y el hidrógeno.
2I – → Yo 2
(Aquí, 2 moles de I en el lado derecho, por lo que tenemos que tomar 2 moles de I en el lado izquierdo).
MnO4 – → MnO2 _
- Agregue H2O para equilibrar el oxígeno.
2I – → Yo 2
MnO4 – → MnO2 + 2H2O _ _
- Equilibrar el hidrógeno (añadir iones H + ) con protones.
2I – → Yo 2
MnO 4 – + 4H + → MnO 2 + 2H 2 O
- Equilibrar la carga con electrones.
2I – → I 2 + 2e –
MnO 4 – + 4H + + 3e – → MnO 2 + 2H 2 O
Paso 5: Para equilibrar las cargas, agregue electrones a un lado de la media reacción. Si es necesario, multiplique una o ambas semirreacciones por un valor apropiado para igualar el número de electrones en las dos semirreacciones.
Aquí, 2 electrones en la primera reacción y 3 electrones en la segunda reacción. así equilibramos el electrón.
3( 2I – → I 2 + 2e – )
∴ 6I – → 3I 2 + 6e –
2( MnO 4 – + 4H + + 3e – → MnO 2 + 2H 2 O )
∴ 2MnO 4 – + 8H + + 6e – → 2MnO 2 + 4H 2 O
Paso 6: Para obtener la reacción total, combinamos las dos semirreacciones y cancelamos el término común en ambos lados. Se obtiene así la ecuación iónica neta.
Paso 7: agregue tantos iones OH- en ambos lados como iones H+ en un lado.
6I – + 2MnO 4 – + 8H + + 8OH – → 3I 2 + 2MnO 2 + 4H 2 O + 8OH –
∴ 6I – + 2MnO 4 – + 8H 2 O → 3I 2 + 2MnO 2 + 4H 2 O + 8OH –
∴ 6I – + 2MnO 4 – + 4H 2 O → 3I 2 + 2MnO 2 + 8OH –
Paso 8: Comprueba que ambos lados de la ecuación tengan el mismo tipo y número de átomos, así como las mismas cargas. Esta comprobación final confirma que la ecuación está perfectamente equilibrada en términos de átomos y cargas.
Por lo tanto, la ecuación está balanceada.
Problemas de muestra
Problema 1: Determinar la Reacción Equilibrio Redox en medio ácido por el método del número de Oxidación para:
CuO + NH 3 → Cu + N 2 + H 2 O
Solución:
Paso 1] Asigne el número de oxidación a todos los elementos en la reacción para identificar los átomos que cambian el número de oxidación durante la reacción.
Paso 2] Identifique los elementos/átomos que sufren oxidación y reducción.
Oxidación:
NH 3 → N 2
Reducción :
CuO → Cu
Paso 3] Después de equilibrar el átomo que ha sufrido oxidación y reducción, equilibre la carga por multiplicación cruzada.
CuO + NH 3 → Cu + N 2 + H 2 O
Hay un aumento en el ON de N de -3 a 0 que es un aumento de 3 en ON y hay una disminución en el ON de Cu de +2 a 0 que es una disminución de 2 en ON
multiplicación cruzada,
3CuO + 2NH 3 → 3Cu + 2N 2 + H 2 O
Paso 4] Equilibre todos los demás átomos excepto el oxígeno y el hidrógeno.
3CuO + 4NH3 → 3Cu + 2N2 + H2O
Paso 5] Agregue H2O para equilibrar el oxígeno.
3CuO + 4NH3 → 3Cu + 2N2 + H2O + 2H2O
Paso 6] Al agregar moléculas de H + a los reactivos o productos, puede igualar el número de átomos de hidrógeno en la expresión en ambos lados.
3CuO + 4NH3 → 3Cu + 2N2 + H2O + 2H2O + 6H +
∴ 3CuO + 2NH 3 → 3Cu + N 2 + 3H 2 O
Por lo tanto, la ecuación está balanceada.
Problema 2: Encuentre la Reacción Redox Equilibrada en medio ácido por el método de Ion electron para:
Fe 2+ + Cr 2 O 7 2- → Cr 3+ + Fe 3+
Solución:
Paso 1] En forma iónica, genere una ecuación desequilibrada para la reacción.
Paso 2] Identifique los elementos/átomos que sufren oxidación y reducción.
Oxidación,
Fe 2+ → Fe 3+
Reducción,
Cr2O 7 2- → Cr 3+
Paso 3] Divide la reacción en dos mitades.
Mitad de oxidación,
Fe 2+ → Fe 3+
reducción a la mitad,
Cr 2 O 7 2- → Cr 3+
Paso 4] Equilibrar la reacción Half.
- Equilibre todos los demás átomos excepto el oxígeno y el hidrógeno.
Fe 2+ → Fe 3+
Cr 2 O 7 2- → 2Cr 3+
- Agregue H2O para equilibrar el oxígeno.
Fe 2+ → Fe 3+
Cr 2 O 7 2- → 2Cr 3+ + 7H 2 O
- Equilibrar el hidrógeno (añadir iones H+) con protones.
Fe 2+ → Fe 3+
Cr 2 O 7 2- + 14H + → 2Cr 3+ + 7H 2 O
- Equilibrar la carga con electrones.
En la primera reacción,
Fe 2+ → Fe 3+
LHS: (2+) cargos
RHS: (3+) cargos
Por lo tanto,
Fe 2+ → Fe 3+ + e –
En la segunda reacción,
Cr 2 O 7 2- + 14H + → 2Cr 3+ + 7H 2 O
LHS: (2-) + (14+) = (12+) cargos
RHS: (6+) = (6+) cargos
Por lo tanto,
Cr 2 O 7 2- + 14H + + 6e – → 2Cr 3+ + 7H 2 O
Paso 5] Para equilibrar las cargas, agregue electrones a un lado de la mitad de la reacción. Si es necesario, multiplique una o ambas semirreacciones por un valor apropiado para igualar el número de electrones en las dos semirreacciones.
(Aquí, 1 electrón en la primera reacción y 6 electrones en la segunda reacción, así equilibramos los electrones).
primera reacción,
6( Fe 2+ → Fe 3+ + e – )
∴ 6Fe 2+ → 6Fe 3+ + 6e –
segunda reacción,
Cr 2 O 7 2- + 14H + + 6e – → 2Cr 3+ + 7H 2 O
Paso 6] Para obtener la reacción general, combinamos las dos semirreacciones y cancelamos el término común en ambos lados. Se obtiene así la ecuación iónica neta.
6Fe 2+ + Cr 2 O 7 2- + 14H + → 6Fe 3+ + 2Cr 3+ + 7H 2 O
Paso 7] Comprueba que ambos lados de la ecuación tengan el mismo tipo y número de átomos, así como las mismas cargas. Esta comprobación final confirma que la ecuación está perfectamente equilibrada en términos de átomos y cargas.
Por lo tanto, la ecuación está balanceada.
Problema 3: Determinar la Reacción Redox Balanceada en el medio Básico por el método de Semirreacción para:
Ag(s) + Zn 2+ (aq) → Ag 2 O(aq) + Zn(s)
Solución:
Paso 1] En forma iónica, genere una ecuación desequilibrada para la reacción.
Paso 2] Identifique los elementos/átomos que sufren oxidación y reducción.
Oxidación,
Ag(s) → Ag 2 O(aq)
Reducción,
Zn 2+ (aq) → Zn(s)
Paso 3] Divide la reacción en dos mitades.
Mitad de oxidación,
Ag(s) → Ag 2 O(aq)
reducción a la mitad,
Zn 2+ (aq) → Zn(s)
Paso 4] Equilibrar la reacción Half.
- Equilibre todos los demás átomos excepto el oxígeno y el hidrógeno.
2Ag(s) → Ag 2 O(aq)
Zn 2+ (aq) → Zn(s)
- Agregue H2O para equilibrar el oxígeno.
H2O (l) + 2Ag(s) → Ag2O ( aq)
Zn 2+ (aq) → Zn(s)
- Equilibrar el hidrógeno (añadir iones H+) con protones.
H2O (l) + 2Ag(s) → Ag2O (aq) + 2H + ( aq)
Zn 2+ (aq) → Zn(s)
- Equilibrar la carga con electrones.
H 2 O(l) + 2Ag(s) → Ag 2 O(aq) + 2H + (aq) + 2e –
Zn 2+ (aq) + 2e – → Zn(s)
Paso 5] Para equilibrar las cargas, agregue electrones a un lado de la mitad de la reacción. Si es necesario, multiplique una o ambas semirreacciones por un valor apropiado para igualar el número de electrones en las dos semirreacciones.
H 2 O(l) + 2Ag(s) → Ag 2 O(aq) + 2H + (aq) + 2e –
Zn 2+ (aq) + 2e – → Zn(s)
Paso 6] Para obtener la reacción general, combinamos las dos semirreacciones y cancelamos el término común en ambos lados. Se obtiene así la ecuación iónica neta.
H 2 O(l) + 2Ag(s) + Zn 2+ → Ag 2 O(aq) + 2H + (aq) + Zn(s)
Paso 7] Agregue tantos iones OH- en ambos lados como iones H+ en un lado.
2Ag(s) + Zn 2+ (aq) + 2OH – (aq) → Zn(s) + Ag 2 O(aq) + H 2 O(l)
Paso 8] Comprueba que ambos lados de la ecuación tienen el mismo tipo y número de átomos, así como las mismas cargas. Esta comprobación final confirma que la ecuación está perfectamente equilibrada en términos de átomos y cargas.
Por lo tanto, la ecuación está balanceada.
Problema 4: ¿Qué es la Reacción Redox Balanceada en medio ácido por el método del número de Oxidación para:
Cu + NO 3 – → NO 2 + Cu 2+
Solución:
Paso 1] Asigne el número de oxidación a todos los elementos en la reacción para identificar los átomos que cambian el número de oxidación durante la reacción.
Paso 2] Identifique los elementos/átomos que sufren oxidación y reducción.
Oxidación,
Cu → Cu 2+
Reducción,
NÚMERO 3 – → NÚMERO 2
Paso 3] Después de equilibrar el átomo que ha sufrido oxidación y reducción, equilibre la carga por multiplicación cruzada.
Cu + NO 3 – → NO 2 + Cu 2+
Hay un aumento en el ON de Cu de 0 a +2 que es un aumento de 2 en ON y hay una disminución en el ON de N de +5 a +4 que es una disminución de 1 en ON
multiplicación cruzada,
Cu + 2NO 3 – → 2NO 2 + Cu 2+
Paso 4] Equilibre todos los demás átomos excepto el oxígeno y el hidrógeno.
Cu + 2NO 3 – → 2NO 2 + Cu 2+
Paso 5] Agregue H2O para equilibrar el oxígeno.
Cu + 2NO 3 – → 2NO 2 + Cu 2+ + 2H 2 O
Paso 6] Al agregar moléculas de H + a los reactivos o productos, puede igualar el número de átomos de hidrógeno en la expresión en ambos lados.
Cu + 2NO 3 – + 4H + → 2NO 2 + Cu 2+ + 2H 2 O
Por lo tanto, la ecuación está balanceada.
Problema 5: Encuentre la Reacción Redox Equilibrada en el medio Básico por el método del número de Oxidación para:
[Cr(OH) 4 ] + H 2 O 2 → CrO 4 2- + H 2 O
Solución:
Paso 1] Asigne el número de oxidación a todos los elementos en la reacción para identificar los átomos que cambian el número de oxidación durante la reacción.
Paso 2] Identifique los elementos/átomos que sufren oxidación y reducción.
Oxidación,
[Cr(OH) 4 ] → CrO 4 2-
Reducción,
H 2 O 2 → H 2 O
Paso 3] Equilibre todos los demás átomos excepto el oxígeno y el hidrógeno.
[Cr(OH) 4 ] + H 2 O 2 → CrO 4 2- + H 2 O
Paso 4] Después de equilibrar el átomo que ha sufrido oxidación y reducción, equilibre la carga por multiplicación cruzada.
Hay un aumento en el ON de cromo de +3 a +6 que es un aumento de 3 en ON y hay una disminución en el ON de un átomo de oxígeno en el perrust de hidrógeno de -1 a -2 que es una disminución de 1 en ON
multiplicación cruzada,
2[Cr(OH) 4 ] – + 3H 2 OCr 2 → CrO 4 2- + H 2 O
Paso 5] Agregue H2O para equilibrar el oxígeno.
2[Cr(OH) 4 ] – + 3H 2 O 2 → 2CrO 4 2- + 6H 2 O
Paso 6] Agregue tantos iones OH- en ambos lados como cantidad de iones H+ en un lado.
2[Cr(OH) 4 ] – + 3H 2 O 2 + 2OH – → 2CrO 4 2- + 8H 2 O
Por lo tanto, la ecuación está balanceada.
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Artículo escrito por bhagyashrijadhav25630 y traducido por Barcelona Geeks. The original can be accessed here. Licence: CCBY-SA