Ajuste de una ecuación de autooxidación-reducción

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En la sección Laboratorio de esta revista digital de Química hemos explicado cómo fabricar un “volcán químico” a partir de dicromato amónico [(NH4)2Cr2O7 ]. Los fenómenos que se observan en el experimento se deben a la reacción

(NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + H2O + N2

(que hemos escrito sin ajustar). Podemos llamar a esta reacción de autooxidación-reducción porque la misma especie, (NH4)2Cr2O7, se oxida y se reduce al mismo tiempo o, si se quiere, una de sus partes se oxida y la otra se reduce. Explicaremos cómo se ajusta.

En primer lugar, calcularemos los estados de oxidación de cada elemento. Para ello, recordemos que las reglas básicas son estas:

  1. El estado de oxidación de un elemento no combinado es 0.
  2. El estado de oxidación del H es generalmente +1, excepto en sus combinaciones con metales activos, como los alcalinos (LiH, por ejemplo); en ese caso es -1.
  3. El estado de oxidación del O en la mayoría de sus combinaciones es –2 (excepto en los peróxidos, como H2O2, en los que es –1).
  4. En la inmensa mayoría de los casos a los alcalinos se les asigna el estado de oxidación +1 y a los  alcalinotérreos el +2.
  5. Y la regla más importante: La suma algebraica de los estados de oxidación de todos los átomos de una molécula neutra debe ser 0, y en un ion debe coincidir con su carga.

En este caso:

  • Cr2O3: Esta especie molecular no tiene carga. Por lo tanto, el estado de oxidación del Cr debe ser +3, ya que solo de ese modo los dos Cr existentes compensarán las 6 cargas negativas de los 3 O (pues el O tiene estado de oxidación –2).
  • N2: El estado de oxidación del N en N2 es 0; si no lo fuera, la molécula N2 tendría carga, y ya vemos que no es así, pues no se indica en la reacción.
  • H2O: El O y el H tienen sus estados de oxidación usuales (–2 y +1).
  • (NH4)2Cr2O7: Esta es la especie más complicada. Para calcular el estado de oxidación de sus elementos principales (asignados al O y al H los de costumbre) podemos partir del hecho de que se trata de una sal de amonio, es decir, que contiene el ion NH4+. La carga total del NH4+ es +1; por tanto, dado que el estado de oxidación de cada H es +1, el del N debe ser –5, pues solo de ese modo la carga total del ion puede ser +1. Por lo tanto, como existen dos grupos amonio en (NH4)2Cr2O7, le aportarán en total una carga de +2. Entonces, para compensar eléctricamente, el resto de la molécula debe tener carga –2. Para que esto sea posible, y dado que los 7 oxígenos aportan en total 14 cargas negativas, cada Cr debería aportar 6 positivas (es decir, 12 positivas entre los dos Cr).

En resumen, en esta reacción:

  • el cromo se reduce (gana electrones), pasando de estar en un estado de oxidación +6 en el (NH4)2Cr2O7 a +3 en el Cr2O3.
  • y el nitrógeno se oxida (pierde electrones), pasando su estado de oxidación de +5 en el grupo NH4+ a 0 en el N2.

Esta reacción de oxidación-reducción produce un cambio de color espectacular: del naranja del (NH4)2Cr2O7 al verde del Cr2O3, transformación que se debe al cambio del número de oxidación del cromo (es decir, el Cr (VI) presenta distinto color que el Cr(III)).

Semirreacciones y ajuste

Para poder ajustar la ecuación global conviene establecer las dos  reacciones parciales (semirreacciones) de reducción y oxidación. En el método del ion-electrón, que es el que recomendamos y vamos a emplear, se plantean las semirreaciones no con los elementos aislados (Cr, N…), sino con las moléculas o iones donde se integran: Cr2O72-,  NH4+, Cr2O3 y N2.

Por lo dicho, construiremos las semirreacciones de reducción y oxidación a partir de:

Cr2O72-  →  Cr2O3
NH4+ → N2

Para ajustarlas aplicaremos a cada una de esas ecuaciones el método tradicional:

  1. Se ajusta primero el elemento que se oxida (N) o reduce (Cr).
  2. El O se ajusta añadiendo moléculas de agua (H2O) al miembro de la ecuación que convenga.
  3. El H se ajusta añadiendo protones (H+) al miembro de la reacción que convenga.
  4. Las cargas se ajustan añadiendo electrones en el miembro en el que sea preciso.

En este caso, la aplicación sucesiva de estas reglas a ambas semirreacciones conduce a:

Cr2O72-   + 8H+  + 6e    →   Cr2O3  +  4 H2O
2NH4+ →  N2 +  8H+ +  6e

Seguidamente se multiplican ambas semirreacciones por los números enteros necesarios para que en ambas aparezca el mismo número de electrones. Después, se suman. En este caso, basta sumarlas directamente porque el número de electrones es el mismo (6e):

Cr2O72- + 8H+ + 6e + 2NH4+  →  Cr2O3 + 4 H2O + N2 + 8H+ + 6e

Ahora se simplifica como si de una ecuación algebraica se tratase:

Cr2O72- +  2NH4+ → Cr2O3 + 4 H2O + N2

La anterior es la “ecuación iónica”. La “ecuación molecular” quedaría:

(NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + 4H2O + N2

JMG

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