¿Qué es el método Ión-Electrón (balance), y cómo se define?
Ingeniera Química
Es un método utilizado para el balance en reacciones óxido – reducción. El método se puede utilizar tanto en medio ácido como básico y dependiendo de ello su forma de aplicación es distinta.
El método tiene una serie de pasos que deben realizarse para poder establecer un correcto balanceo de las especies. Este procedimiento podemos dividirlo en las siguientes etapas:
1) Escribir la reacción completa que deseamos balancear. A su vez, si es posible, distinguir las especies que conforman los compuestos y reescribir la reacción en su forma iónica, con las especies cargadas.
2) Escribir las semirreacciones que componen la reacción global. Esto implica colocar los reactivos y productos en dos semirreacciones distintas e identificar cuál de ellas es la oxidación y cuál de ellas la reducción. Para ello, debemos entender que la especie que pierde electrones y queda cargada positivamente, aumenta su estado de oxidación, por ende, es la semirreacción de oxidación. En tanto que, la especie que gana electrones disminuye su estado de oxidación por lo que, es la semirreacción de reducción.
3) Escribir las semirreacciones balanceadas, esto implica completar con los electrones en juego y, de ser necesario, reescribirlas de forma que en cada una de ellas esté en juego la misma cantidad de electrones. Para ello, puede requerirse buscar un coeficiente mínimo que permita la igualación.
4) Escribir la reacción global como la suma de las semirreacciones anteriores. Si los pasos anteriores fueron correctamente realizados, los electrones a uno y otro lado de la reacción deben cancelarse. Finalmente, la reacción queda balanceada.
Ejemplo típico
\(A{{l}_{\left( s \right)}}+CuS{{O}_{4}}_{\left( ac \right)}\to ~A{{l}_{2}}{{\left( S{{O}_{4}} \right)}_{3}}_{\left( ac \right)}+~C{{u}_{\left( s \right)}}~\)
1) Identificamos estados de oxidación:
• \(A{{l}_{\left( s \right)}}\) se oxida al pasar a \(A{{l}^{+3}}\) (Primeramente, el Aluminio está en estado de oxidación 0 y pasa a +3)
• \(C{{u}^{+2}}\) se reduce al pasar a \(C{{u}_{\left( s \right)}}\) (Primeramente, el Cobre está en estado de oxidación +2 y pasa a 0)
2) Ionizamos los compuestos e identificamos reacciones de oxidación y reducción individualmente:
\(A{{l}_{\left( s \right)}}^{0}+~C{{u}^{+2}}_{\left( ac \right)}~\to ~A{{l}^{+3}}_{\left( ac \right)}+C{{u}_{\left( s \right)}}^{0}\)
El aluminio es la especie que se está oxidando, mientras que el cobre es la especie que se está reduciendo.
3) Este paso consta de escribir las semirreacciones balanceadas:
• \(A{{l}_{\left( s \right)}}^{0}\to ~A{{l}^{+3}}_{\left( ac \right)}+3~{{e}^{-}}~\) — Oxidación
• \(C{{u}^{+2}}_{\left( ac \right)}+2~{{e}^{-}}\to ~C{{u}_{\left( s \right)}}^{0}~\) — Reducción
4) Si observamos, las semirreacciones no involucran igual cantidad de electrones en juego, por ello debemos balancearlas de forma tal que las cargas a intercambiar en ambas sean iguales:
• \(2~x~\left( A{{l}_{\left( s \right)}}^{0}\to ~A{{l}^{+3}}_{\left( ac \right)}+3~{{e}^{-}} \right)~\) — Oxidación
• \(3~x~(C{{u}^{+2}}_{\left( ac \right)}+2~{{e}^{-}}\to ~C{{u}_{\left( s \right)}}^{0})~\) — Reducción
En resumen:
• \(2A{{l}_{\left( s \right)}}^{0}\to ~2A{{l}^{+3}}_{\left( ac \right)}+6~{{e}^{-}}~\) — Oxidación
• \(3C{{u}^{+2}}_{\left( ac \right)}+6~{{e}^{-}}\to ~3C{{u}_{\left( s \right)}}^{0}~\) — Reducción
5) Finalmente, escribiremos la reacción global balanceada, como la suma de las reacciones anteriores:
\(2A{{l}_{\left( s \right)}}^{0}+~3C{{u}^{+2}}_{\left( ac \right)}\to ~2A{{l}^{+3}}_{\left( ac \right)}+~3C{{u}_{\left( s \right)}}^{0}\)
Reescribimos la ecuación anterior con los compuestos originales:
\(2A{{l}_{\left( s \right)}}+3CuS{{O}_{4}}_{\left( ac \right)}\to ~A{{l}_{2}}{{\left( S{{O}_{4}} \right)}_{3}}_{\left( ac \right)}+~3C{{u}_{\left( s \right)}}\)
Existen dos casos particulares, en donde las reacciones pueden ocurrir en medios ácidos o básicos. Para esos casos, el tratamiento es un tanto distinto ya que requiere de la adición de especies que permitan igualar la reacción.
En el caso del medio ácido, se debe introducir agua para el balanceo de oxígenos e hidrógenos y, por ende, veremos la presencia de protones (H+) que indicarán el tipo de medio. En tanto que, en medio básico se puede requerir el agregado de OH- (oxhidrilos) para el correcto balanceo.
Veamos un ejemplo
\(Cu{{S}_{\left( ac \right)}}+HN{{O}_{3}}_{\left( ac \right)}\to ~Cu{{\left( N{{O}_{3}} \right)}_{2}}_{\left( ac \right)}+~N{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+S{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+~{{H}_{2}}{{O}_{\left( ac \right)}}\)
Ante la presencia de ácido nítrico estamos trabajando en medio ácido.
1) Primeramente identificaremos estados de oxidación:
• \(~{{S}^{-2}}\) se oxida al pasar a \({{S}^{+4}}\) (Primeramente, el Azufre está en estado de oxidación -2 y pasa a +4)
• \({{N}^{+5}}\) se reduce al pasar a \({{N}^{+4}}\) (Primeramente, el Nitrógeno está en estado de oxidación +5 y pasa a +4)
2) Ionizamos los compuestos e identificamos reacciones de oxidación y reducción individualmente:
\({{S}^{-2}}_{\left( ac \right)}+~{{N}^{+5}}_{\left( ac \right)}~\to ~{{S}^{+4}}_{\left( g \right)}+~{{N}^{+4}}_{\left( g \right)}\)
El Azufre es la especie que se está oxidando, mientras que el Nitrógeno es la especie que se está reduciendo.
3) Escribimos las hemirreacciones balanceadas:
• \(~\) \(2~{{H}_{2}}{{O}_{\left( ac \right)}}+~{{S}^{-2}}_{\left( ac \right)}~\to ~S{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+4{{H}^{+}}_{\left( ac \right)}+6~{{e}^{-}}\) — Oxidación
• \(2{{H}^{+}}_{\left( ac \right)}+\) \(N{{O}_{3}}{{^{-}}_{\left( ac \right)}}+1~{{e}^{-}}~\to ~N{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+~~{{H}_{2}}{{O}_{\left( ac \right)}}~\) — Reducción
Como se observa, fue necesario el agregado de agua en la reacción de oxidación para el correcto balanceo de hidrógenos y oxígenos.
4) Si observamos, las semirreacciones no involucran igual cantidad de electrones en juego, por ello debemos balancearlas de forma tal que las cargas a intercambiar en ambas sean iguales:
• \(~\) \(2~{{H}_{2}}{{O}_{\left( ac \right)}}+~{{S}^{-2}}_{\left( ac \right)}~\to ~S{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+4{{H}^{+}}_{\left( ac \right)}+6~{{e}^{-}}\) — Oxidación
• \(12{{H}^{+}}_{\left( ac \right)}+\) \(6N{{O}_{3}}{{^{-}}_{\left( ac \right)}}+6~{{e}^{-}}~\to ~6N{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+~~6{{H}_{2}}{{O}_{\left( ac \right)}}~\) — Reducción
5) Por último, expresamos la reacción global balanceada, en respuesta a la suma de las reacciones abordadas:
\(2~{{H}_{2}}{{O}_{\left( ac \right)}}+~{{S}^{-2}}_{\left( ac \right)}+~12{{H}^{+}}_{\left( ac \right)}+\) \(6N{{O}_{3}}{{^{-}}_{\left( ac \right)}}\to ~S{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+4{{H}^{+}}_{\left( ac \right)}+6N{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+~~6{{H}_{2}}{{O}_{\left( ac \right)}}\)
Reescribimos la ecuación anterior con los compuestos originales, teniendo en cuenta que hay especies, como por ejemplo H+, que aparecen tanto en reactivos como productos y, por ende, parte de ellos se cancelan
\(Cu{{S}_{\left( ac \right)}}+8HN{{O}_{3}}_{\left( ac \right)}\to ~Cu{{\left( N{{O}_{3}} \right)}_{2}}_{\left( ac \right)}+~6N{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+S{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+~4{{H}_{2}}{{O}_{\left( ac \right)}}\)
Trabajo publicado en: Jun., 2022.
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