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Media reacción

componente de reacción redox

Una media reacción es el componente de reacción de oxidación o reducción de una reacción redox. Se obtiene una media reacción considerando el cambio en los estados de oxidación de las sustancias individuales involucradas en la reacción redox.

A menudo, el concepto de semirreacciones se usa para describir lo que ocurre en una celda electroquímica, como una batería de celda galvánica. Se pueden escribir medias reacciones para describir tanto el metal que sufre oxidación (conocido como el ánodo) como el metal que sufre reducción (conocido como el cátodo).

Las medias reacciones a menudo se usan como un método para equilibrar las reacciones redox. Para las reacciones de reducción de la oxidación en condiciones ácidas, después de equilibrar los átomos y los números de oxidación, será necesario agregar iones H + para equilibrar los iones de hidrógeno en la media reacción. Para las reacciones de oxidación-reducción en condiciones básicas, después de equilibrar los átomos y los números de oxidación, primero trátelo como una solución ácida y luego agregue iones OH− para equilibrar los iones H + en las medias reacciones (lo que daría H2O).

Ejemplo: célula galvánica de Zn y Cu

Considere la celda galvánica que se muestra en la imagen adyacente: está construida con un trozo de zinc (Zn) sumergido en una solución de sulfato de zinc (ZnSO4) y un trozo de cobre (Cu) sumergido en una solución de sulfato de cobre (II) ( CuSO4). La reacción general es:

Zn (s) + CuSO4 (aq) → ZnSO4 (aq) + Cu (s)

En el ánodo de Zn, tiene lugar la oxidación (el metal pierde electrones). Esto se representa en la siguiente semirreacción de oxidación (tenga en cuenta que los electrones están en el lado de los productos):

Zn (s) → Zn2 + + 2e−

En el cátodo de Cu, tiene lugar la reducción (se aceptan electrones). Esto se representa en la siguiente semirreacción de reducción (tenga en cuenta que los electrones están en el lado de los reactivos):

Cu2 + + 2e− → Cu (s)

Ejemplo: oxidación de magnesio.

Considere el ejemplo de la quema de cinta de magnesio (Mg). Cuando el magnesio se quema, se combina con el oxígeno (O2) del aire para formar óxido de magnesio (MgO) de acuerdo con la siguiente ecuación:

2Mg (s) + O2 (g) → 2MgO (s)

El óxido de magnesio es un compuesto iónico que contiene iones Mg2 + y O2−, mientras que Mg (s) y O2 (g) son elementos sin cargas. El Mg (s) con carga cero gana una carga +2 desde el lado reactivo al lado del producto, y el O2 (g) con carga cero gana una carga -2. Esto es porque cuando Mg (s) se convierte en Mg2 +, pierde 2 electrones. Como hay 2 Mg en el lado izquierdo, se pierden un total de 4 electrones de acuerdo con la siguiente mitad de reacción de oxidación:

2Mg (s) → 2Mg2 + + 4e−

Por otro lado, el O2 se redujo: su estado de oxidación va de 0 a -2. Por lo tanto, se puede escribir una semirreacción de reducción para el O2 a medida que gana 4 electrones:

O2 (g) + 4e− → 2O2−

La reacción general es la suma de ambas semirreacciones:

2Mg (s) + O2 (g) + 4e− → 2Mg2 + + 2O2− + 4e−

Cuando se produce una reacción química, especialmente una reacción redox, no vemos los electrones tal como aparecen y desaparecen durante el curso de la reacción. Lo que vemos son los reactivos (material de partida) y los productos finales. Debido a esto, los electrones que aparecen en ambos lados de la ecuación se cancelan. Después de cancelar, la ecuación se reescribe como

2Mg (s) + O2 (g) → 2Mg2 + + 2O2−

Existen dos iones, positivo (Mg2 +) y negativo (O2−) en el lado del producto y se combinan inmediatamente para formar un compuesto de óxido de magnesio (MgO) debido a sus cargas opuestas (atracción electrostática). En cualquier reacción de oxidación-reducción dada, hay dos medias reacciones: oxidación, media reacción y reducción, media reacción. La suma de estas dos medias reacciones es la reacción de oxidación-reducción.

Método de equilibrio de media reacción

Considere la siguiente reacción:

Cl2 + 2Fe2 + → 2Cl− + 2Fe3 +

Los dos elementos involucrados, hierro y cloro, cambian cada estado de oxidación; hierro de +2 a +3, cloro de 0 a −1. Entonces, efectivamente, se producen dos medias reacciones. Estos cambios se pueden representar en fórmulas insertando electrones apropiados en cada semirreacción:

Fe2 + → Fe3 + + e− Cl2 + 2e− → 2Cl−

Dadas dos medias reacciones, es posible, con el conocimiento de los potenciales de electrodo apropiados, llegar a la reacción completa (original) de la misma manera. La descomposición de una reacción en medias reacciones es clave para comprender una variedad de procesos químicos. Por ejemplo, en la reacción anterior, se puede demostrar que esta es una reacción redox en la que el Fe se oxida y el Cl se reduce. Tenga en cuenta la transferencia de electrones de Fe a Cl. La descomposición también es una forma de simplificar el equilibrio de una ecuación química. Un químico puede equilibrar los átomos y cargar el equilibrio de una pieza de una ecuación a la vez.

Por ejemplo:

  • Fe2 + → Fe3 + + e− se convierte en 2Fe2 + → 2Fe3 + + 2e−
  • se agrega a Cl2 + 2e− → 2Cl−
  • y finalmente se convierte en Cl2 + 2Fe2 + → 2Cl− + 2Fe3 +

También es posible y, a veces, necesario considerar una semirreacción en condiciones básicas o ácidas, ya que puede haber un electrolito ácido o básico en la reacción redox. Debido a este electrolito, puede ser más difícil satisfacer el equilibrio tanto de los átomos como de las cargas. Esto se hace agregando H2O, OH−, e−, o H + a cada lado de la reacción hasta que tanto los átomos como las cargas estén equilibrados.

Considere la media reacción a continuación:

PbO2 → PbO

OH−, H2O y e− pueden usarse para equilibrar las cargas y los átomos en condiciones básicas, siempre y cuando se suponga que la reacción está en el agua.

2e− + H2O + PbO2 → PbO + 2OH−

Nuevamente, considere la media reacción a continuación:

PbO2 → PbO

H +, H2O y e− pueden usarse para equilibrar las cargas y los átomos en condiciones ácidas, siempre y cuando se suponga que la reacción es en agua.

2e− + 2H + + PbO2 → PbO + H2O

Observe que ambos lados tienen carga equilibrada y átomo equilibrado.

A menudo habrá H + y OH− presentes en condiciones ácidas y básicas, pero la reacción resultante de los dos iones producirá agua H2O (como se muestra a continuación):

H + + OH− → H2O