Media reacción

Una media reacción (o reacción de media celda) es el componente de reacción de oxidación o reducción de una reacción redox. Se obtiene una semirreacción considerando el cambio en los estados de oxidación de las sustancias individuales involucradas en la reacción redox. A menudo, el concepto de medias reacciones se usa para describir lo que ocurre en una celda electroquímica, como una batería de celda galvánica. Se pueden escribir semirreacciones para describir tanto el metal que se oxida (conocido como ánodo) como el metal que se reduce (conocido como cátodo).

Las semirreacciones se utilizan a menudo como método para equilibrar las reacciones redox. Para las reacciones de oxidación-reducción 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 semirreacción. 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: celda galvánica de Zn y Cu

Celda galvanic

Considere la celda galvánica que se muestra en la imagen adyacente: está construida con una pieza de zinc (Zn) sumergida en una solución de sulfato de zinc (ZnSO₄) y una pieza 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 se produce la oxidación (el metal pierde electrones). Esto se representa en la siguiente semireacción de oxidación (nótese que los electrones están del 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 semireacción de reducción (nótese que los electrones están en el lado de los reactivos):

Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu(s)

Ejemplo: oxidación de magnesio

Fotografía de una cinta de magnesio ardiente con muy poca exposición para obtener detalles de oxidación.

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) según la siguiente ecuación:

2Mg(s) + O₂g) → 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 de +2 yendo del lado del reactivo al lado del producto, y el O₂(g) con carga cero gana una carga de -2. Esto se debe a que cuando Mg(s) se convierte en Mg²⁺, pierde 2 electrones. Dado que hay 2 Mg en el lado izquierdo, se pierden un total de 4 electrones de acuerdo con la siguiente semireacción 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 semireacción de reducción para el O₂ a medida que gana 4 electrones:

O₂g) + 4e⁻ → 2O^{2 - 2}

La reacción general es la suma de ambas semirreacciones:

2Mg(s) + O₂g) + 4e⁻ →2Mg²⁺ + 2O^{2 - 2} + 4e⁻

Cuando se produce una reacción química, especialmente una reacción redox, no vemos los electrones cuando 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) + O₂g) →2Mg²⁺ + 2O^{2 - 2}

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 semirreacciones: la mitad de la reacción de oxidación y la mitad de la reacción de reducción. La suma de estas dos semirreacciones es la reacción de oxidación-reducción.

Método de equilibrio de media reacción

Considere la siguiente reacción:

Cl₂ + 2Fe²⁺ → 2Cl⁻ + 2Fe³⁺

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

Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻

Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻

Dadas dos semirreacciones, 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 se trata de una reacción redox en la que se oxida el Fe y se reduce el Cl. 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 balancear átomos y balancear cargas de una parte de una ecuación a la vez.

Por ejemplo:

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

También es posible y, en ocasiones, 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⁻ y H⁺ a cada lado de la reacción hasta que tanto los átomos como las cargas estén equilibrados.

Considere la siguiente reacción media:

PbO₂ → PbO

OH⁻, H₂O y e⁻ se pueden usar para equilibrar las cargas y los átomos en condiciones básicas, siempre que se supone que la reacción es en agua.

2e⁻ + H₂O + PbO₂ → PbO + 2OH⁻

Nuevamente considere la siguiente reacción media:

PbO₂ → PbO

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

2e⁻ + 2H⁺ + PbO₂ → PbO + H₂O

Observe que ambos lados tienen balance de carga y balance de átomos.

A menudo habrá H⁺ y OH⁻ presentes en condiciones ácidas y básicas, pero la reacción resultante de los dos iones producirá agua H₂ O (se muestra a continuación):

H⁺ + OH⁻ → H₂O