Oxidación reducción. Redox. Medio básico.

Medio básico

En medio básico se agregan iones hidróxilo (aniones) (OH) y agua (H2O) a las semirreacciones para balancear la ecuación final.

Por ejemplo, tenemos la reacción entre el Permanganato de Potasio y el Sulfito de Sodio.

Ecuación sin balancear:

KMnO_4 + Na_2SO_3 + H_2O \to MnO_2 + Na_2SO_4 + KOH \,\!

Separamos las semirreacciones en

Oxidación: SO_3^{-2} \to SO_4^{-2} + 2e^-
Reducción: 3e^- + MnO_4^- \to MnO_2

Agregamos la cantidad adecuada de Hidróxidos y Agua (las moléculas de agua se sitúan en donde hay mayor cantidad de oxígenos).

Oxidación: \color{BlueViolet}2OH^-\color{Black} + SO_3^{-2} \to SO_4^{-2} + \color{BlueViolet}H_2O\color{Black} + 2e-
Reducción: 3e^- + \color{BlueViolet}2H_2O\color{Black} + MnO_4^- \to MnO_2 + \color{BlueViolet}4OH^-\color{Black}

Balanceamos la cantidad de electrones al igual que en el ejemplo anterior.

Oxidación: ( 2OH^- + SO_3^{-2} \to SO_4^{-2} + H_2O + \color{OliveGreen}2 e^-\color{Black} ) \; \color{Orange}\times 3\color{Black}
Reducción: ( \color{Orange}3 e^-\color{Black} + 2H_2O + MnO_4^- \to MnO_2 + 4OH^- ) \; \color{OliveGreen}\times 2\color{Black}

Obtenemos:

Oxidación: 6OH^- + 3SO_3^{-2} \to 3SO_4^{-2} + 3H_2O + 6e^-
Reducción: 6e^- + 4H_2O + 2MnO_4^- \to 2MnO_2 + 8OH^-

Como se puede ver, los electrones están balanceados, así que procedemos a sumar las dos semirreacciones, para obtener finalmente la ecuación balanceada.

 \underline{    \left .    \begin{array}{rcl}       6OH^- + 3SO_3^{-2} \to 3SO_4^{-2} + 3H_2O + 6e^-  \\       6e^- + 4H_2O + 2MnO_4^- \to 2MnO_2 + 8OH^-    \end{array}    \right \Downarrow + }
2KMnO_4 + 3Na_2SO_3 + H_2O \to 2MnO_2 + 3Na_2SO_4 + 2KOH \,\!.


Fuente Wikipedia.

Oxidación reducción. Redox. Medio ácido.

Medio ácido

En medio ácido se agregan hidronios (cationes) (H+) y agua (H2O) a las semirreacciones para balancear la ecuación final.

Del lado de la ecuación que haga falta oxígeno se agregarán moléculas de agua, y del lado de la ecuación que hagan falta hidrógenos se agregarán hidronios.

Por ejemplo, cuando el Manganeso (II) reacciona con el Bismutato de Sodio.

Ecuación sin balancear:

 Mn^{+2}_{(aq)} + NaBiO_{3(s)} \to Bi^{+3}_{(aq)} + MnO^{-}_{4(aq)}
Oxidación :Mn^{+2}_{(aq)} \to MnO^{-}_{4(aq)} + 5 e^-
Reducción :2e^- + BiO^{-}_{3(s)} \to Bi^{3+}_{(aq)}

Ahora tenemos que agregar los hidronios y las moléculas de agua donde haga falta hidrógenos y donde haga falta oxígenos, respectivamente.

Oxidación: \color{BlueViolet}4H_2O\color{Black} + Mn^{+2}_{(aq)} \to MnO^{-}_{4(aq)} + \color{BlueViolet}8 H^{+}_{(aq)} \color{Black} + 5 e^-
Reducción: 2e^- + \color{BlueViolet}6H^+\color{Black} + BiO^{-}_{3(s)} \to Bi^{3+}_{(aq)} + \color{BlueViolet}3H_2O\color{Black}

Las reacciones se balancearán al momento de igualar la cantidad de electrones que intervienen en ambas semirreacciones. Esto se logrará multiplicando la reacción de una semirreación por el número de electrones de la otra semirreacción (y, de ser necesario, viceversa), de modo que la cantidad de electrones sea constante.

Oxidación: ( 4H_2O + Mn^{+2}_{(aq)} \to MnO^{-}_{4(aq)} + 8 H^{+}_{(aq)} + \color{OliveGreen}5 e^-\color{Black} ) \color{Orange}\times 2\color{Black}
Reducción: ( \color{Orange}2e^-\color{Black} + 6H^+ + BiO^{-}_{3(s)} \to Bi^{3+}_{(aq)} + 3H_2O ) \color{OliveGreen}\times 5\color{Black}

Al final tendremos:

Oxidación: 8H_2O + 2Mn^{+2}_{(aq)} \to 2MnO^{-}_{4(aq)} + 16 H^{+}_{(aq)} + 10 e^-
Reducción: 10e^- + 30H^+ + 5BiO^{-}_{3(s)} \to 5Bi^{3+}_{(aq)} + 15H_2O

Como se puede ver, los electrones están balanceados, así que procedemos a sumar las dos semirreacciones, para obtener finalmente la ecuación balanceada.

 \underline{    \left .    \begin{array}{rcl}       8H_2O + 2Mn^{+2}_{(aq)} \to 2MnO^{-}_{4(aq)} + 16 H^{+}_{(aq)} + 10 e^- \\        10e^- + 30H^+ + 5BiO^{-}_{3(s)} \to 5Bi^{3+}_{(aq)} + 15H_2O     \end{array}    \right \Downarrow + }
14H^+_{(aq)} + 2Mn^{+2}_{(aq)} + 5NaBiO_{3(s)} \to 7H_2O + 2MnO^{-}_{4(aq)} + 5Bi^{3+}_{(aq)} + 5 Na^+_{(aq)}.


Fuente: Wikipedia.

Balanceo o igualación de redox.

RECUERDA:

Estas reacciones envuelven la transferencia de electrones. Una sustancia se oxida cuando pierde electrones y se reduce cuando los gana. Los electrones perdidos por la sustancia que se oxida son transferidos a la sustancia que se reduce. Por tanto, siempre que una especie química se oxida hay otra que se reduce y viceversa. Donde en el proceso de oxidación ocurre la pérdida de electrones y en la reducción ganancia de electrones.

Oxidación: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos pierden e-

Reducción: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos ganan e-

Agente Oxidante: Es la sustancia que se reduce (gana e-) provocando la oxidación.

Agente Reductor: Es la sustancia que se oxida (pierde e-) provocando la reducción.

En algunas ecuaciones una sustancia puede actuar como oxidante y como reductor (reacciones de dismutación)

y dependerá del medio, si es ácido o básico.

Veamos como se resuelve por el método:

Ión-electrón o redox.

Número de oxidación.