3 QUIMICA Schaum

BALANCEO DE ECUACIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN 185
indicar con los iones Na + y Cl − , o únicamente con uno de estos dos iones, si sólo el sodio, o bien el cloro, tienen
un cambio de número de oxidación. Las sales muy insolubles, como CuS y CaCO 3 , se escriben en su forma neutra
(compuestos, no iones).
2. Las sustancias parcialmente ionizadas se escriben en forma iónica sólo si es apreciable el grado de ionización (un
20% o más). El agua, que se ioniza en menos de una parte en cien millones, se escribe H 2 O (o de ser necesario,
HOH). Los ácidos fuertes, como HCl y NHO 3 , pueden escribirse en la forma ionizada, pero los ácidos débiles,
como los ácidos nitroso, acético y sulfuroso, se escriben en su forma molecular (HNO 2 , HC 2 H 3 O 2 y H 2 SO 3 ). El
amoniaco, una base débil, se escribe NH 3 . El hidróxido de sodio, una base fuerte, se escribe en forma ionizada
cuando está en disolución acuosa.
3. Algunos iones complejos son tan estables que fuera del complejo no existen uno ni más grupos, de los cuales están
formados, en cantidades apreciables. En ese caso se escribe la fórmula completa del complejo. El ion ferricianuro
se escribe [Fe(CN) 5 ] 3− y no como iones separados hierro(III) y cianuro. De igual modo, [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ es la notación
común para el ion complejo, de color azul, que forma las sales de cobre(II) en disoluciones en amoniaco.
4. En este capítulo se usará una convención mixta como ayuda para indicar si determinado compuesto se puede escribir
en la forma ionizada. Se usará Na + Cl − , Ba 2+ (NO 3
− )2 y otras notaciones similares para indicar que los compuestos
son iónicos. Naturalmente, los compuestos se pueden expresar con las fórmulas moleculares NaCl y
Ba(NO 3 ) 2 , que funcionan muy bien para quienes están familiarizados con las reglas de solubilidad. Aquí no se
presentarán estas reglas, porque es preferible concentrarse en balancear las ecuaciones sin distraerse en investigar,
al mismo tiempo, las reglas de solubilidad.
BALANCEO DE ECUACIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN
Previamente se usó una técnica para balancear ecuaciones químicas haciendo pruebas con números, y si no daban
resultados, se cambiaban hasta llegar a la relación adecuada. Tal técnica, que con frecuencia se llama método de prueba
y error, puede no funcionar bien con las ecuaciones de oxidación-reducción. Suele parecer que una ecuación esté
balanceada en cuanto a partículas, pero los electrones pueden no encontrarse balanceados, lo cual se aprecia al tener
una carga neta diferente en cada lado de la ecuación (¡se crean o se destruyen e − !).
Existen unas reglas básicas para escribir las oxidaciones y reducciones, para que puedan predecirse los productos
al momento de examinar los reactivos. Algunas de esas reglas son las siguientes:
a) Si se reduce un halógeno libre, el producto debe ser el anión halogenuro (número de oxidación −1).
b) Si un metal sólo tiene un número de oxidación positivo y se oxida, el número de oxidación del producto sólo puede
ser ese número de oxidación.
c) Las reducciones del ácido nítrico concentrado, HNO 3 , forman NO 2 . La reducción del ácido nítrico diluido puede
formar NO, N 2 , NH 4
+ u otros productos, dependiendo de la naturaleza del agente reductor y del grado de dilución.
d ) El MnO 2 y el ion permanganato, MnO 4
– , se reducen a Mn 2+ en disolución ácida. El producto de reducción del
permanganato en disolución neutra o básica (alcalina) puede ser MnO(OH), MnO 2 o MnO 4
2 − .
e) Si se reduce un peróxido, el producto de la reducción debe contener oxígeno con el estado de oxidación −2, como
en H 2 O u OH − . Si se oxida un peróxido se forma oxígeno molecular y es posible que se forme un superóxido.
f ) El dicromato, Cr 2 O 7
2 − , se reduce en disolución ácida a Cr 3+ .
Para escribir reacciones de oxidación-reducción se usan dos estilos generales. El primero incluye todas las especies
presentes en la reacción, es decir, no se deja nada afuera, aun cuando sea un ion espectador. En este estilo, los ácidos
y las bases se escriben en la ecuación. En el segundo estilo se dejan fuera los espectadores. Como el anión en los ácidos
y el catión en las bases con frecuencia son espectadores (iones comunes a uno o más de los compuestos en la
reacción), la naturaleza ácida o básica del medio de reacción se puede indicar poniendo las palabras ácido o base sobre
la flecha o junto a la ecuación.