Método ion-electrón

Por ejemplo, los ácidos siempre se dividen en protones y un ion negativo, mientras que las bases se disocian en iones hidróxido y un ion positivo.

Cuando el cobre reacciona con el oxígeno, forma óxido de cobre. El cobre se oxida:

$$Cu_{(s)}+\frac{1}{2}O_{2\ (g)}\rightarrow CuO_{(s)}$$

Pero, al reaccionar el hidrógeno con el óxido de cobre se separan el cobre y el oxígeno. El óxido de cobre se reduce:

$$CuO_{(s)}+H_{2\ (g)}\rightarrow Cu_{(s)}+H_{2}O_{(l)}$$

¿Te has dado cuenta de que hemos añadido hidrógeno para reducir el óxido de cobre? Esto nos lleva a la segunda serie de definiciones de oxidación y reducción.

¿Qué ocurre cuando el cobre reacciona con el oxígeno? Se forma óxido de cobre, un compuesto iónico.

El óxido de cobre está formado por iones de cobre e iones de oxígeno, Cu²⁺ y O^2- respectivamente. Para formar estos iones a partir de átomos neutros, necesitamos mover algunos electrones.

• Para convertir un átomo de cobre en un ion de cobre, el átomo debe perder dos electrones. Por tanto, el cobre se oxida.
• Para convertir un átomo de oxígeno en un ion de oxígeno, el átomo debe ganar dos electrones. Por tanto, el oxígeno se reduce.

Escribe ecuaciones de equilibrio para la reacción de desplazamiento entre iones bromo y yoduro.

La ecuación desequilibrada se da a continuación:

\(Br_2+I^-\rightarrow I_2+Br^- \)

Solución:

Primero, elijamos un reactivo. Empezaremos con el bromo. El bromo (Br₂) reacciona para formar iones bromuro (Br^-):

\(Br_2\rightarrow Br^- \)

Esta ecuación no está equilibrada. Hay dos Br a la izquierda, pero solamente uno a la derecha. Para equilibrarla, necesitamos duplicar el número de iones bromuro:

\(Br_2\rightarrow 2Br^- \)

No hay átomos de oxígeno ni de hidrógeno implicados en la ecuación, por lo que no necesitamos añadir moléculas de agua ni iones de hidrógeno para equilibrarla. Sin embargo, sí tenemos que equilibrar las cargas en ambos lados de la ecuación. El lado izquierdo tiene una carga de +0, mientras que el derecho tiene una carga de 2·(-1), igual a -2. Para equilibrar las cargas de la ecuación, tenemos que añadir una carga de -2 al lado izquierdo. Esto significa que debemos añadir dos electrones negativos:

\(Br_2+2e^-\rightarrow 2Br^- \)

Ahora ambos lados tienen el mismo número de cada elemento y la misma carga. La semirreacción está equilibrada. Pero, no hemos terminado: necesitamos escribir una segunda semirreacción para el yodo.

En esta reacción, los iones yoduro reaccionan para formar yodo:

\(I^-\rightarrow I_2\)

Equilibrando la ecuación en términos de I, nos da lo siguiente:

\(2I^-flecha derecha I_2)

Esta vez, la carga en el lado izquierdo de la ecuación es 2·(-1) = -2, y la carga en el lado derecho es +0. Esto significa que tenemos que añadir dos electrones (cargas negativas) en el lado derecho:

\(2I^-\rightarrow I_2+2e^- \)

La ecuación está ahora equilibrada en términos de elementos y cargas. ¡Las dos semirreacciones están ya correctamente escritas!

Escribe semirreacciones para la misma reacción de desplazamiento entre iones de bromo y yoduro utilizando cambios en el estado de oxidación.

Solución:

Una vez más, empezaremos considerando el bromo. En esta reacción, el bromo (Br₂) reacciona para formar iones bromuro (Br^-). Si equilibramos el número de bromos de cada lado, obtenemos lo siguiente:

\(Br_2\rightarrow 2Br^-\)

Ahora, observa los estados de oxidación de las dos especies. El Br₂ es un elemento no combinado, por lo que cada Br en su interior tiene un estado de oxidación de 0. Por otro lado, el Br^- es un ion con carga -1, por lo que en esta especie, el Br tiene un estado de oxidación de -1.

Considera cómo ha cambiado el estado de oxidación del Br del lado izquierdo de la ecuación al lado derecho: ha disminuido en 1. Cada Br en el Br₂ debe ganar un electrón para convertirse en Br-. Podemos añadir este electrón sobrante al lado izquierdo de la ecuación.

Pero, hay que tener en cuenta que hay dos Br en Br₂, por lo que tenemos que añadir dos electrones al lado derecho.

\(Br_2+2e^ \rightarrow 2Br^- \)

Esta es nuestra ecuación de la primera mitad. También podemos aplicar el mismo proceso a la segunda mitad de la ecuación, en la que interviene el yodo. Empezamos con iones yoduro (I^-) reaccionando para formar yodo (I₂):

\(2I^-\rightarrow I_2\)

El estado de oxidación de I en I- es -1, mientras que el estado de oxidación de I en I2 es 0. En esta reacción, el estado de oxidación de I aumenta en 1. Esto significa que cada I pierde un electrón; podemos añadir este electrón sobrante al lado derecho de la ecuación. Pero una vez más, ten en cuenta que empezamos con 2 I-, y, por lo tanto, tenemos que añadir dos electrones en el lado derecho:

\(2I^-\rightarrow I_2+2e^- \)

Escribe una ecuación redox para la reacción entre el magnesio y el sulfato de cobre. La ecuación general se da a continuación:

$$Mg_{(s)}+CuSO_{4\ (aq)}\rightarrow MgSO_{4\ (aq)}+Cu_{(s)}$$

Solución:

En primer lugar, tenemos que averiguar cuáles son los iones espectadores de la ecuación. Estos no cambian de estado de oxidación: no se oxidan ni se reducen, por lo que no debemos preocuparnos por ellos.

Para que te sea más fácil identificar los iones espectadores, divide las sales iónicas en sus iones constituyentes:

$$Mg_{(s)} + Cu^{2+}_{(aq)} + SO^{2-}_{4\ (aq)} \rightarrow Mg^{2+}_{(aq)} + SO^{2-}_{4\ (aq)} + Cu_{(s)}$$

El ion sulfato, SO₄^2-, está presente en ambos lados de la ecuación. No cambia de estado físico, estado de oxidación, ni carga. Esto significa que es un ion espectador.

Para escribir una ecuación redox global, simplemente omitimos este ion. Por tanto, aquí tienes la respuesta final:

$$Mg_{(s)} + Cu^{2+}_{(aq)} \rightarrow Mg^{2+}_{(aq)} + Cu_{(s)}$$

Ajusta la siguiente reacción química por el método del ion-electrón en medio básico:

$$K_{2}Cr_{2}O_{7}+H_{2}O+S\rightarrow SO_{2}+KOH+Cr_{2}O_{3}$$

Solución:

Para llevar a cabo este método, necesitamos conocer los números de oxidación de los elementos que componen cada molécula. A partir de ello, tendremos que saber cuáles de ellos han cambiado su número de oxidación, según forme parte de las moléculas de reactivos o productos.

Veamos los números de oxidación de estos elementos:

En los elementos que forman los reactivos, tenemos los siguientes elementos, que actúan con los siguientes números de oxidación:

• K: +1.
• Cr: +6
• O: —2.
• H: +1.
• S: 0.

En los productos, tenemos los siguientes elementos con los siguientes números de oxidación:

• S: +4.
• O: —2.
• K: +1.
• H: +1.
• Cr: +3.

Por lo tanto, tenemos que los elementos que han cambiado de valencia cuando han pasado de ser un reactivo a ser un producto son:

• El cromo (Cr), que ha pasado de actuar con su número de oxidación +6 a actuar con el número de oxidación +3.
• El azufre (S), que ha pasado de actuar con su número de oxidación 0 a actuar con el número de oxidación +4.

Veamos las reacciones en las que intervienen estos elementos:

$$S\rightarrow SO_{2}$$

$$Cr_{2}O_{7}\rightarrow Cr_{2}O_{3}$$

Ajustemos estas dos reacciones en medio básico:

$$4OH^{-}+S\rightarrow SO_{2}+2H_{2}O$$

$$4H_{2}O+Cr_{2}O_{7} \rightarrow Cr_{2}O_{3}+8OH^{-}$$

El siguiente paso es ajustar electrónicamente; es decir, añadir electrones:

$$4OH^{-}+S\rightarrow SO_{2}+2H_{2}O+4e^{-}$$

$$4H_{2}O+Cr_{2}O_{7}+6e^{-}\rightarrow Cr_{2}O_{3}+8OH^{-}$$

Aquí, el oxidante es el azufre (S) y el reductor es el heptaóxido de dicromo (Cr₂O₇).

Vamos a ver la reacción global. Para ello, tenemos que multiplicar la primera ecuación por 3 y la segunda por 2, para igualar los electrones y eliminarlos de la ecuación:

$$12OH^{-}+3S\rightarrow 3SO_{2}+6H_{2}O+12e^{-}$$

$$8H_{2}O+2Cr_{2}O_{7}+12e^{-}\rightarrow 2Cr_{2}O_{3}+16OH^{-}$$

Por lo tanto, la reacción final, sin electrones:

$$2H_{2}O+3S+2Cr_{2}O_{7}\rightarrow 2Cr_{2}O_{3}+4OH^{-}+3SO_{2}$$

Ahora, comparamos estas moléculas con las que tenemos en la ecuación inicial, ya que esta reacción nos acaba de dar el número de moléculas de cada tipo que tenemos que tener en la final.

La reacción ajustada es:

$$2K_{2}Cr_{2}O_{7}+2H_{2}O+3S \rightarrow 3SO_{2}+4KOH+2Cr_{2}O_{3}$$

Ajusta la siguiente reacción química por el método del ion-electrón:

$$K_{2}Cr_{2}O_{7}+HI+HClO_{4}\rightarrow Cr(ClO_{4})_{3}+KClO_{4}+I_{2}+H_{2}O$$

Solución:

Para llevar a cabo este método, al igual que en el ejemplo anterior, necesitamos conocer los números de oxidación de los elementos que componen cada molécula. A partir de ello, tendremos que saber cuáles de ellos han cambiado su número de oxidación, según forme parte de las moléculas de reactivos o productos.

Veamos los números de oxidación de los elementos de la primera parte de la ecuación; es decir, la que se corresponde con los reactivos:

• K: +1.
• Cr: +6.
• O: -2.
• H: +1.
• I: -1.
• Cl: +7.

En la segunda parte de la reacción, la de los productos:

• Cr: +3.
• Cl: +7.
• O: -2.
• K: +1.
• I: 0.
• H: +1.

Por lo tanto, comparando los números de oxidación de los elementos, tenemos que los elementos en los que cambia son:

• El cromo (Cr), que pasa de actuar con su número de oxidación +6 a +3.
• El yodo (I), que pasa de actuar con su número de oxidación +1 a 0.

Veamos las semirreacciones de estos elementos. Ten en cuenta que tenemos que balancear las ecuaciones añadiendo moléculas de agua y electrones:

$$Cr_{2}O_{7}^{-2}+14H^{+}+6e^{-}\rightarrow 2Cr^{+3}+7H_{2}O$$

$$2I^{-}\rightarrow I_{2}+2e^{-}$$

A partir de esto, sabemos que el oxidante es el Cr₂O₇ (está tomando electrones) y el reductor es el I.

Ahora, eliminemos los electrones de la ecuación, para obtener la ecuación global. La manera más fácil, en este caso es: como tenemos 6 electrones en la primera ecuación y 2 en la segunda, debemos multiplicar por 3 la segunda. Entonces, las ecuaciones quedan de la siguiente forma:

$$Cr_{2}O_{7}^{-2}+14H^{+}+6e^{-}\rightarrow 2Cr^{+3}+7H_{2}O$$

$$6I^{-}\rightarrow 3I_{2}+6e^{-}$$

Y la reacción global iónica sería:

$$14H^{+}+6I^{-}+Cr_{2}O_{7}^{-2}\rightarrow 3I_{2}+2Cr^{+3}+7H_{2}O$$

A partir de ella, podemos ajustar la ecuación inicial. Así, queda la reacción siguiente:

$$K_{2}Cr_{2}O_{7}+6HI+8HClO_{4}\rightarrow 2Cr(ClO_{4})_{3}+2KClO_{4}+3I_{2}+H_{2}O$$