Cuando vi
por primera vez los conceptos de carga, los libros de texto generalmente se
conforman con establecer la conservación de la carga para una molécula. Sin embargo,
las reacciones químicas como un todo están sometidas tanto a la ley de la
conservación de la carga, la ley de la conservación de la energía, y la ley de
la conservación de la masa, en caso de que sean reacciones químicas no
nucleares.
En esta
sección veremos las consecuencias que tiene la conservación de la carga y la
conservación de la masa en reacciones químicas no nucleares.
Adicionalmente,
como estamos en un contexto químico, sólo emplearemos la magnitud de carga
relativa (z) para describir la conservación de la carga “y para modelar
cargas relativas y estados de oxidación según se requiera”, pero el lector
deberá tener en cuenta, que la ley también aplica para otras magnitudes de
carga, como las cargas de los cuerpos (Q), o las cargas molares (F).
En este orden de ideas vale la pena separar las reacciones
químicas y las ecuaciones que las representan en dos grandes grupos.
El primer tipo de ecuaciones, son las ecuaciones no-redox,
en las cuales los elementos no cambian de estado de oxidación, lo cual sumado
al hecho de que la cantidad de átomos se conserva, implica que la suma neta
será cero.
El segundo tipo de reacciones químicas presenta un elemento
que captura electrones, y un elemento que los cede, tenga en cuenta que todos
los demás elementos no presentan cambios en su estado de oxidación, por lo que
los podemos ignorar a la hora de evaluar la conservación de la carga. Evaluar
las cargas totales es inútil o poco relevante ya que obtendremos sumas cero,
pero nuevamente el objetivo no es señalar la evidente suma cero, sino reconocer
la cantidad de electrones que fluyen en una reacción redox.
Para identificar una reacción redox se necesita ver dos
elementos que presentan cambios en sus números de oxidación, si todos los
elementos conservan si mismo estado de oxidación entre reactivos y productos,
la reacción es no-redox.
Para poder aislar el número de electrones es importante
poder reconocer la existencia de dos semireacciones:
La primera de estas semirreacciones se denomina oxidación,
en la cual un agente reductor o cátodo pierde electrones.
La segunda de estas semirreacciones se denomina reducción,
en la cual un agente oxidante o ánodo gana electrones.
Dado que los electrones no se crean o se destruyen, la
cantidad de electrones cedidos será igual a la cantidad de electrones
capturados.
Las semirreacciones pueden plantearse de dos maneras, como
de elemento puro o con reactivos asociados. Por el momento veremos cómo
funcionan las semirreacciones de elemento puro. Adicionalmente, cada
semirreacción aislada cumple conservación de la carga, pero para hacerlo debe
emitir o capturar electrones.
Ahora tenemos todos los elementos para obtener una ecuación
de balance de carga para un evento de reacción.
Partiremos
de la idea de que la suma de cargas de un lado de una ecuación química dependerá
de la suma relativa de la carga de cada partícula, y del número de partículas. en una ecuación química, el número de
partículas está dado por el número estequiométrico (v):
Con lo que hemos generado una ecuación que nos sirve para
evaluar el balance de cargas. Aunque no es muy útil para ecuaciones químicas
netas dado que las moléculas son neutras por sí mismas, lo mismo que las
reacciones químicas completas, por
lo que aplica la fórmula a una ecuación química completa nos va a dar un
hermoso cero.
Pero si nos sirve para evaluar semireacciones. A parte de
estas notaciones físicas, debemos señalar un sentido químico, las únicas cargas móviles en procesos químicos son los
electrones de valencia, y
como los electrones son materia, estos no se crean o se destruyen, si un átomo pierde electrones, otro átomo debe ganarlos,
y la suma total de electrones perdidos por uno o más átomos en la región
catódica, será la misma que la suma de electrones capturada por uno o más
átomos en la región anódica. De aquí en más, denominaremos a la pérdida de
electrones como oxidación, y la ganancia de electrones como reducción.
La ecuación
como tal nos sirve para determinar cuál elemento se está oxidando y cuál se
está reduciendo por medio del signo del número de electrones:
👉 negativo para
electrones que actúan como reactivos, por lo que el elemento se estará
reduciendo.
👉 positivos para
electrones que actúan como productos, por lo que el elemento se estará
oxidando.
👉 Enunciado: Calcular el número de
electrones que reducen a 4 moléculas de oxígeno a 8 iones óxido 2-.
👉
Enunciado: Identificar
la cantidad de electrones que fluyen en la siguiente ecuación interpretada
molecularmente C6H12O6+6O2→6CO2+6H2O.
Química la
ciencia central 13
(Práctica-20.1.1) ¿Cuál
es el agente reductor en la siguiente reacción? 2 Br(-) + H2O2
+ 2 H+ → Br2 + 2 H2O
(Práctica-20.1.2) Identificar
los agentes oxidantes y reductores en la reacción 2 H2O + Al + MnO4(-)
→ Al(OH)4(-) + MnO2
Cabe
destacar que la ecuación anterior puede expresarse para la mayoría de los casos
como la diferencia entre producto y reactivo en términos de un solo elemento en
un solo producto y reactivo:
Que es una ecuación mas practica y que se ajusta bien a la
inmensa mayoría de ejercicios de lápiz y papel, pero tenga en cuenta que puede
haber casos en los que exista mas de un elemento que se oxida y/o mas de un
elemento que se reduce.
Balance de masa y carga en una semirreacción
Cómo
estamos enfrentándonos a un problema de balanceo redox podemos tener dos casos
muy diferente, y tiene que ver con el balance de todos los átomos en una semi
reacción, puedes podemos tener que:
👉 balancear únicamente los átomos que cambiaron
de estado de oxidación: Si nuestro objetivo es balancear una ecuación química
neta completa, entonces no es obligatorio balancear todos los átomos en las
semi reacciones, únicamente necesitaremos balancear los átomos que cambiaron de
estado de oxidación, ignorando los acompañantes, esto es verdad para las
técnicas de balanceo redox o de ion electrón. Por ejemplo, al balancear la
semirreacción O2 → OH(-), si solo nos interesa los átomos que cambiaron de
estado de oxidación, el proceso quedaría como O2 + 2e(-)→ 2 OH(-), y el
hidrógeno lo balancearíamos una vez se unifica la ecuación completa.
👉 balancear obligatoriamente todos los átomos: si
nuestro objetivo es modelar una celda galvánica, o si el enunciado
explícitamente nos pide balancear la semi reacción de manera aislada. El
problema con balancear completamente una semi reacción radica en el hecho de
que depende del medio en el cual se está llevando la reacción completa, y aquí
aparecen tres conceptos opuestos que nos acompañarán en la técnica de balanceo
de ion electrón, medio básico, medio ácido y ecuaciones indiferentes.
Ecuaciones indiferentes
Esta semi
reacciones logran un balance perfecto y completo sin la necesidad de agregar
iones o de producir o agregar aguas de manera arbitraria. Lo anterior provoca
que cuando se unifican las semi reacciones la ecuación química completa va a
quedar en balance sin tener en cuenta el medio en el cual se lleva a cabo, en
otras palabras, la ecuación se llevará a cabo sin mayores problemas ya sea en
medio ácido o en medio básico con el mismo tipo de ecuación química.
Medio ácido
Las
condiciones ácidas generalmente implican una solución con un exceso de
concentración de H+, lo que hace que la solución sea ácida. El
equilibrio comienza separando la reacción en semirreacciones. Sin embargo, en
lugar de equilibrar inmediatamente los electrones, equilibre todos los
elementos en las semirreacciones que no sean hidrógeno y oxígeno. Luego,
agregue moléculas de H2O para equilibrar los átomos de oxígeno.
Luego, equilibre los átomos de hidrógeno agregando protones (H+). Posteriormente
se puede usar la ecuación 7.4 para calcular la cantidad de electrones y
determinar si son electrones reactivos (v negativo) y por lo tanto
reductores o si son electrones producidos (v positivo) y por lo tanto
electrones de oxidación.
En mi
experiencia personal me he encontrado que el balanceo en medio ácido es mucho
más sencillo que el balanceo en medio básico, puedes agregar protones H+
y determinar el balance es mucho más sencillo que agregar grupos hidróxido OH−
y determinar el balance únicamente, por el hecho de que los iones hidróxido
poseen dos átomos de dos elementos diferentes y eso complica la racionalización
del proceso.
Por lo
anterior, si sufre un atasco al balancear en medio básico lo más conveniente es
invertir la ecuación la semi reacción y balancearla por medio ácido y después
hacer la conversión básico → ácido.
Medio básico
Las bases
se disuelven en iones OH− en solución; por lo tanto, equilibrar las
reacciones redox en condiciones básicas requiere OH−. O al menos eso es lo que
dice la teoría, pero nos podemos encontrar ante el desdichado hecho de que el
balanceo en medio ácido puede derivarse a su vez en 2 situaciones diferentes:
👉 cuando el balanceo por medio básico implica
sumar hidróxidos qué es lo teórico y lo que usted esperaría en todos los casos.
👉 cuando balancear por medio básico implica sumar
aguas en los reactivos y producir iones hidróxido en los productos.
Esta
variabilidad en las situaciones de balanceo en medio básico sumado al hecho de
que balancear el grupo hidróxido es más difícil que balancear un protón conlleva
a que el balance por medio básico sea más complejo. mi Consejo es siempre
intentar balancear primero por medio ácido, y posteriormente realizar la
conversión básico → ácido.
Si no se puede
balancear por medio ácido implica que debemos balancear sumando grupos
hidroxilo en los reactivos, pues de lo contrario obtendremos una indefinición
en la cantidad de oxígenos, y esa es la manera en la que la propia ecuación
química nos dirá que no se puede balancear en medio ácido.
Conversión ácido básico
Para
convertir una ecuación química completa o una semi reacción en medio básico lo
que debemos hacer es ubicar los protones del medio ácido y sumar la misma cantidad,
pero de iones hidróxido a ambos lados de la ecuación, los iones hidróxido que
sumamos en los reactivos se fusionan con los protones reactivos para generar
aguas. Normalmente algunas de esas aguas reactivas se van a cancelar con las
aguas producto que teníamos originalmente en el balance o por medio ácido.
Resumen de balanceo de
semirreacciones.
Medio ácido
👉 identificar los elementos que cambiaron de
Estado de oxidación.
👉 balancear los átomos que cambiaron de Estado de
oxidación.
👉 si la semi reacción contiene oxígenos en
cualquier lado, sumaremos aguas en los productos.
👉 asumimos a priori medio ácido y sumamos
protones del lado de los reactivos.
👉 balanceamos oxígenos e hidrógenos.
👉 aplicamos la ecuación 7.4 para calcular la
cantidad de electrones y determinar su posición, recuerde que v(e-)
negativo implica electrones del lado de los reactivos y por lo tanto una
reducción, mientras que v(e-) positivo implica electrones que
van del lado de los productos y por lo tanto una oxidación.
Medio
básico
👉 Procedemos igual que en el medio ácido.
👉 si en efecto logramos balancearla en medio
ácido entonces hacemos la conversión ácido → básico
👉 si no pudimos realizar el balanceo con la
hipótesis ácida, cambiamos los protones por grupos hidróxido y procedemos a
balancear.
👉 si se atasca en el balance, gire la ecuación
química y balance de por medio ácido, una vez logre la respuesta, vuelve a
girar la ecuación química y realice la conversión ácido → básico.
(6.46) (Problema-20.23a) complete y balancee la siguiente semireacción y determine si se trata de
una semireacción de oxidación o de una semireacción de oxidación: Sn(2+) → Sn(4+) en medio ácido.
(6.47) (Problema-20.23b) complete y balancee la siguiente
semireacción y determine si se trata de una semireacción de oxidación o de una
semireacción de oxidación: TiO2 →
Ti(2+) en medio ácido.
(6.48) (Problema-20.23c) complete y balancee la siguiente
semireacción y determine si se trata de una semireacción de oxidación o de una
semireacción de oxidación: ClO3(-) →
Cl(-) en medio ácido.
(6.49) (Problema-20.23d) complete y balancee la siguiente
semireacción y determine si se trata de una semireacción de oxidación o de una
semireacción de oxidación: N2 → NH4(+) en medio ácido.
(6.50) (Problema-20.23e) complete y balancee la siguiente
semireacción y determine si se trata de una semireacción de oxidación o de una
semireacción de oxidación: OH-
→ O2 en medio básico.
(6.51) (Problema-20.23f) complete y balancee la siguiente
semireacción y determine si se trata de una semireacción de oxidación o de una
semireacción de oxidación: SO3(2-) →
SO4(2-) en medio básico.
(6.52) (Problema-20.23g) complete y balancee la siguiente
semireacción y determine si se trata de una semireacción de oxidación o de una
semireacción de oxidación: N2 → NH3 en medio básico.
(6.53) (Problema-20.24a) complete y balancee la siguiente
semireacción y determine si se trata de una semireacción de oxidación o de una
semireacción de oxidación: Mo(3+) → Mo
en medio ácido.
(6.54) (Problema-20.24b) complete y balancee la siguiente
semireacción y determine si se trata de una semireacción de oxidación o de una
semireacción de oxidación: H2SO3
→ SO4(2-) en medio ácido.
(6.55) (Problema-20.24c) complete y balancee la siguiente
semireacción y determine si se trata de una semireacción de oxidación o de una
semireacción de oxidación: NO3(-)
→ NO en medio ácido.
(6.56) (Problema-20.24d) complete y balancee la siguiente
semireacción y determine si se trata de una semireacción de oxidación o de una
semireacción de oxidación: O2
→ H2O en medio ácido.
(6.57) (Problema-20.24e) complete y balancee la siguiente semireacción
y determine si se trata de una semireacción de oxidación o de una semireacción
de oxidación: O2 → H2O en medio básico.
(6.58) (Problema-20.24f) complete y balancee la siguiente
semireacción y determine si se trata de una semireacción de oxidación o de una
semireacción de oxidación: Mn(2+) →
MnO2 en medio básico.
(6.59) (Problema-20.24g) complete y balancee la siguiente
semireacción y determine si se trata de una semireacción de oxidación o de una
semireacción de oxidación: Cr(OH)3
→ CrO4(2-) en medio básico.
No hay comentarios:
Publicar un comentario