Hay muchos tipos de reacciones químicas; algunas crean explosiones, otras emiten luz y otras desencadenan un montón de reacciones subsecuentes. El tipo de reacciones químicas en el que nos centraremos hoy son las reacciones de óxido-reducción, o reacciones redox.
Figura 1: Algunas reacciones provocan explosiones. Imagen de: Wikimedia Commons.
- Este artículo trata sobre la estequiometría redox.
- Para comenzar, veremos qué son las reacciones redox.
- Estudiaremos el equilibrio de las reacciones redox, las semirreacciones redox y algunos ejemplos.
- Analizaremos cómo se hacen los cálculos estequiométricos.
- Terminaremos haciendo algunos ejercicios para consolidar los conocimientos adquiridos.
Reacciones redox
Aunque ya sabes lo que es una reacción redox, vamos a repasarlo.
Una reacción redox implica la transferencia de electrones de una especie a otra. En una reacción redox, el estado de oxidación de dos especies cambia: una se reduce (disminuye) y otra se oxida (aumenta).
En una reacción redox, el estado de oxidación de dos especies cambia: una se reduce (disminuye) y otra se oxida (aumenta).
Para más información acerca de cómo calcular el estado de oxidación, lee el artículo Estados de oxidación.
Figura 2: Las reacciones redox son muy comunes en los laboratorios de química. Imagen de: Wikimedia commons.
Equilibrio de reacciones redox y ejemplos de reacciones redox
Una reacción redox consiste en una reacción de un compuesto donde un átomo recibe los electrones de otro; por eso, que para que haya reducción, es esencial que haya oxidación. Además, un átomo solo va a poder aceptar la cantidad de electrones cedidos, por lo que la reacción debe estar equilibrio y las reacciones estequiometrías deben estar balanceadas. Para poder calcular los coeficientes estequiométricos se separan las dos reacciones (la de reducción y la de oxidación) en semirreacciones.
Semirreacciones redox
Un componente importante de las reacciones redox es que deben estar equilibradas tanto por la carga como por la masa. Utilizamos el método de las semirreacción para equilibrar las ecuaciones en las que una o más de las especies están cargadas.
El método de equilibrio de las semirreacciones se utiliza para equilibrar las reacciones redox.
A través de este método, una reacción redox se divide en la semirreacción de oxidación y la semirreacción de reducción. Estas semirreacciones se equilibran individualmente y luego se recombinan en la ecuación equilibrada completa.
Para escribir estas semirreacciones, tenemos que seguir los siguientes pasos:
- Escribir la reacción desequilibrada en su forma iónica.
- Determinar el estado de oxidación de cada especie de la reacción.
- Definir qué especie se oxida y cuál se reduce.
- Dividir la reacción en las dos semirreacciones.
- Utilizar los electrones para equilibrar la carga de cada semirreacción.
- Multiplicar las semirreacciones necesarias para que el número de electrones se cancele.
- Combinar cada semirreacción y cancelar los términos iguales.
Empecemos con un ejemplo:
1. Equilibra la reacción redox utilizando la ecuación del esqueleto que aparece a continuación:
$$FeBr_{3}+SnCl_{2}\rightarrow FeCl_{2}+SnBr_{4}$$
Solución:
Primero, escribimos cada especie en su forma iónica:
$$Fe^{3+}+Br^{-}+Sn^{2+}+Cl^{-}\rightarrow Fe^{2+}+Cl^{-}+Sn^{4+}+Br^{-}$$
Los iones que son iguales en ambos lados se denominan iones espectadores, ya que aparecen tanto como reactivo como producto, por lo que no influyen en la reacción redox. Por lo tanto, no los tenemos en cuenta:
$$Fe^{3+}+Sn^{2+}\rightarrow Fe^{2+}+Sn^{4+}$$
Ya tenemos la reacción en su forma iónica, así que empezamos por determinar el estado de oxidación de cada especie. Este paso es bastante sencillo: como todos nuestros elementos son iones, sus estados de oxidación son solo sus cargas.
Ahora tenemos que dividir esta reacción en sus semirreacciones. Empecemos por el Fe:
$$Fe^{3+}\rightarrow Fe^{2+}$$
Esta semirreacción es la semirreacción de reducción, puesto que el estado de oxidación del Fe se está reduciendo.
Hay que igualar las cargas, debido a que en los reactivos hay 3 cargas positivas y en los productos hay 2 cargas positivas. Sabemos que las especies que se reducen ganan un electrón, así que queremos equilibrar la carga añadiendo un electrón al lado izquierdo:
$$Fe^{3+} + e^{-}\rightarrow Fe^{2+}$$
Ahora nuestra semirreacción de oxidación es la siguiente:
$$Sn^{2+}\rightarrow Sn^{4+}$$
Hay que añadir cargas negativas a los productos para igualar cargas, y sabemos que las especies que se oxidan pierden un electrón, por lo que equilibramos añadiendo 2 electrones al lado derecho:
$$Sn^{2+}\rightarrow Sn^{4+}+e^{-}$$
Antes de combinar estas reacciones, tenemos que asegurarnos de que los electrones se cancelarán.
$$Fe^{3+} + e^{-}\rightarrow Fe^{2+}$$
$$Sn^{2+}\rightarrow Sn^{4+}+e^{-}$$
Vemos que el estaño pierde dos electrones y el hierro solo necesita un electrón para reducirse, pero no podemos tener electrones flotando por la disolución, por lo que tenemos que multiplicar la reacción de reducción por 2 para que nuestros electrones se cancelen.
Ahora podemos combinar nuestras reacciones para obtener la reacción final equilibrada:
$$2Fe^{3+}+2e^{-}+Sn^{2+}\rightarrow 2Fe^{2+}+Sn^{4+}+2e^{+}$$
$$2Fe^{3+}+Sn^{2+}\rightarrow 2Fe^{2+}+Sn^{4+}$$
La reacción final no debería tener ningún electrón como reactivo o producto, así que asegúrate de que se cancela. Además, la semirreacción de reducción siempre tendrá sus electrones a la izquierda y la semirreacción de oxidación los tendrá a la derecha.
En algunas ocasiones los electrones se ponen en los reactivos y solo cambian el signo: - e- para la oxidación y + e- para la reducción. Pero, el resultado es siempre igual , ya que en esto no aparecen los electrones, entonces puedes elegir qué método utilizar. Para saber cómo ajustar en disoluciones ácidas o básicas, dirígete a Método ion-anión.
Cálculos estequiométricos
Con cálculos estequimétricos podemos calcular concentraciones de las sustancias mediante valoraciones redox o moles. Para simplificar el cálculo, utilizamos equivalentes.
Un equivalente es la cantidad de sustancia implicada en un proceso redox.
Se calcula con la siguiente fórmula:
$$eq=\frac{moles\ de\ sustancias}{moles\ de\ electrones}$$
Estequiometría redox: Ejercicios
Practiquemos lo que hemos visto haciendo algunos ejercicios:
Calcula los equivalentes de los dos compuestos en la reacción:
$$2Fe^{3+}+Sn^{2+}\rightarrow 2Fe^{2+}Sn^{4+}$$
Solución:
Como procedimos anteriormente con las semirreacciones, sabemos que:
$$Sn^{2+}\rightarrow Sn^{4+}+2e^{-}$$
Como un mol de Sn pierde 2 electrones, el equivalente de Sn = 1/2 mol de Sn (ya que medio mol reacciona con 1 mol de Fe):
$$Fe^{3+}+e^{-}\rightarrow Fe^{2+}$$
Como un mol de Fe gana un electrón, el equivalente de Fe = 1.
Hagamos otro ejercicio:
¿Cuál es la concentración de FeBr3 en una muestra de 43,2 mL, cuando se necesitan 36,4 mL de una muestra de 0,2 M SnCl2 para alcanzar el punto de equivalencia?
Solución:
En la pregunta anterior, ya calculamos la estequiometría y vimos que la estequiometría de Fe:Sn era 2:1.
Por tanto:
Primero tenemos que convertir de M a mol de SnCl2:
$$0.2\frac{mol}{L}\cdot \frac{L}{1000mL}\cdot 36.4mL=0.00728\ moles\ de\ SnCl_{2}$$
Seguido, como ya tenemos el SnCl2 en unidades molares, podemos utilizar la estequiometría para calcular los moles de FeBr3:
$$0.00728\ moles\ de\ SnCl_{2}\cdot \frac{2\ moles\ de\ FeBr_{3}}{1\ mol\ de\ SnCl_{2}}=0.01456\ moles\ de\ FeBr_{3}$$
Por último, tenemos que convertir de mol a M:
$$\frac{0.01456\ moles}{43.2mL}\cdot \frac{1000mL}{1L}=0.337M$$
Para más información, dirígete a Valoraciones Redox.
Estequiometría Redox - Puntos Claves
- Una reacción redox implica la transferencia de electrones de una especie a otra. En una reacción redox, el estado de oxidación de dos especies cambia: una se reduce (disminuye) y otra se oxida (aumenta).
- Hay que ajustar las reacciones de redox según el método de semiecuaciones.
- La estequiometría nos permite calcular la molaridad de un compuesto desconocido mediante una valoración química.
- Una valoración redox es el proceso de determinar la concentración de un analito (reactivo de concentración desconocida) añadiendo un valorante (reactivo de concentración conocida). La reacción entre ambos es una reacción de oxidación-reducción (redox).
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