Ajuste de reacciones redox (método ión-electrón)

Se basa en la conservación tanto de la masa como de la carga (los electrones que se pierden en la oxidación son los mismos que los que se ganan en la reducción).

Se trata de escribir las dos semirreacciones que tienen lugar y después igualar el nº de e^– de ambas, para que al sumarlas los electrones desaparezcan.

Etapas en el ajuste redox

Ejemplo:

Zn + AgNO₃  ® Zn(NO₃)₂ + Ag

Primera:  Identificar los átomos que cambian su E.O.

Zn(0) ® Zn(+2); Ag (+1) ® Ag (0)

Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución ajustando el nº de átomos: (Zn, Ag⁺, NO₃^–, Zn²⁺, Ag)

         Oxidación:  Zn ® Zn²⁺ + 2e^–
            Reducción: Ag⁺ + 1e^– ® Ag

Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan.

En el ejemplo se consigue multiplicando la segunda semirreacción por 2.

Oxidación:  Zn ® Zn²⁺ + 2e^–
Reducción: 2Ag⁺ + 2e^– ® 2Ag

R. global: Zn + 2Ag⁺ + 2e^– ® Zn²⁺ + 2Ag + 2e^–

Cuarta: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox (en el el ejemplo, el ion NO₃^–) y comprobando que toda la reacción queda ajustada:

Zn + 2 AgNO₃ ® Zn(NO₃)₂ + 2 Ag

Si la reacción se produce en disolución acuosa, aparecen iones poliatómicos con O (ej SO₄^2–), y el ajuste se complica pues aparecen también iones H⁺, OH^–  así como moléculas de H₂O.

Ajuste redox en medio ácido.

En medio ácido los átomos de O que se pierdan en la reducción van a parar al agua (los que se ganen en la oxidación provienen del agua). Los átomos de H provienen del ácido.

Ejemplo:

KMnO₄ + H₂SO₄ + KI ® MnSO₄ + I₂ + K₂SO₄ + H₂O.

+1+7 –2  +1+6 –2 +1–1   +2 +6 –2    0   +1 +6 –2  +1 –2 KMnO4 + H2SO4 + KI ® MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O

Primera:  Identificar los átomos que cambian su E.O.:

Moléculas o iones existentes en la disolución:

·        KMnO₄ ® K⁺ + MnO₄^–

·         H₂SO₄ ® 2 H⁺ + SO₄^2–

·         KI ® K⁺ +I^–

·         MnSO₄ ® Mn²⁺ + SO₄^2–

·         K₂SO₄ ® 2K⁺ + SO₄^2– 

·         I₂  y H₂O están sin disociar.

Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución ajustando el nº de átomos:

Oxidación:  2 I^– ® I₂ + 2e^–
Reducción: MnO₄^–  + 8 H⁺ + 5e^– ® Mn²⁺ + 4 H₂O

Los 4 átomos de O del MnO₄^–  han ido a parar al H₂O, pero para formar ésta se han necesitado además 8 H⁺.

Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan:

         Oxidación:  5 x (2 I^– ® I₂ + 2e^–)
         Reducción: 2 x (MnO₄^–  + 8 H⁺ + 5e^– ® Mn²⁺ + 4 H₂O

Reac. global: 10 I^– + 2 MnO₄^–  + 16 H⁺ ® 5 I₂  + 2 Mn²⁺ + 8 H₂O

Cuarta: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox:

2 KMnO₄ + 8 H₂SO₄ +10 KI ® 2 MnSO₄ + 5 I₂ + 6 K₂SO₄ + 8 H₂O

La 6 moléculas de K₂SO₄ (sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo.