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- Este artículo trata de las semiequaciones en fisicoquímica.
- Primero definiremos media ecuación.
- Luego aprenderemos a escribir medias ecuaciones, ayudándonos de los estados de oxidación.
- Después, combinaremos medias ecu aciones para crear una ecuación redox global.
- Podrás practicar tus habilidades con nuestros ejemplos trabajados.
Definición de media ecuación
Lassemiequaciones son ecuaciones que muestran la mitad de una reacción redox.
Las reacciones redox constan de dos procesos: oxidación y reducción. Las semiequaciones muestran cada proceso por separado en términos de movimiento de electrones. Una media ecuación muestra el proceso de oxidación, que es la pérdida de electrones, mientras que la otra muestra el proceso de reducción, que es la ganancia de electrones.
Consulta Redox para profundizar en la oxidación y la reducción.
Pasos de las semiequaciones
Para escribir medias ecuaciones, consideramos por separado los procesos de oxidación y reducción implicados en la ecuación redox. Elegimos una especie que se oxida o se reduce y formamos una nueva ecuación para mostrar cómo cambia. Añadimos electrones para mostrar los procesos de oxidación y reducción, y potencialmente añadimos moléculas de agua o iones de hidrógeno para equilibrar la ecuación.
Estos pasos son una guía práctica:
- Elige los reactantes y productos de una especie concreta de la ecuación redox global. Éste es el comienzo de tu primera ecuación intermedia.
- Equilibra los elementos de esta nueva ecuación, aparte del oxígeno y el hidrógeno. Las semiequaciones tienen que estar equilibradas: debes tener el mismo número de moles de cada elemento en ambos lados de la ecuación.
- A continuación, añade moléculas de agua (H2O) para equilibrar el número de átomos de oxígeno en cada lado de la ecuación.
- A continuación, añade iones de hidrógeno (H+) para equilibrar el número de átomos de hidrógeno en cada lado de la ecuación.
- Por último, añade electrones (e-) para equilibrar las cargas de cada lado de la ecuación.
- Repite el proceso con las demás especies que intervienen en la reacción para crear tu segunda ecuación intermedia.
Las tres únicas cosas que puedes añadir a las medias ecuaciones, además de más cantidad de reactivo o producto, son agua (H2O), iones de hidrógeno (H+) y electrones (e-). No puedes colar gas oxígeno (O2), por ejemplo. También debes tener en cuenta que algunas reacciones redox pueden implicar más de dos ecuaciones medias: ¡el nombre puede ser un poco engañoso! Sin embargo, es poco probable que te encuentres con ellas en tus exámenes.
¿Listo para intentarlo? Aquí tienes algunos ejemplos.
Ejemplos de medias ecuaciones redox
Practiquemos ahora la escritura de medias ecuaciones para reacciones de la vida real, utilizando el método que hemos aprendido antes. Empezaremos con una sencilla reacción redox entre gas bromo e iones yoduro.
Escribe medias ecuaciones para la reacción de desplazamiento entre los iones bromo y yoduro. La ecuación desequilibrada se da a continuación:
\(Br_2+I^--\rightarrow I_2+Br^- \)
Primero, elijamos un reactante. Empezaremos por el bromo. El bromo (Br2) reacciona para formar iones bromuro (Br-):
\(Br_2 en flecha Br^- en flecha)
Esta ecuación no está equilibrada. Hay dos Br a la izquierda, pero sólo uno a la derecha. Para equilibrarla, necesitamos duplicar el número de iones bromuro:
\(Br_2 en la derecha 2Br^- en la derecha)
En la ecuación no intervienen átomos de oxígeno ni de hidrógeno, por lo que no necesitamos añadir moléculas de agua ni iones de hidrógeno para equilibrarla. Sin embargo, tenemosque equilibrar las cargas de ambos lados de la ecuación. El lado izquierdo tiene una carga de +0, mientras que el derecho tiene una carga de 2(-1), lo que equivale a -2. Para equilibrar las cargas de la ecuación, tenemos que añadir una carga de -2 al lado izquierdo. Esto significa que debemos añadir dos electrones negativos:\(Br_2+2e^-\rightarrow 2Br^- \)
Ahora ambos lados tienen el mismo número de cada elemento y la misma carga. La media ecuación está equilibrada. Pero no hemos terminado. Ahora tenemos que escribir una segunda semiequación para el yodo.
En esta reacción, los iones yoduro reaccionan para formar yodo:
\(I^-\rightarrow I_2\)
Equilibrando la ecuación en función de I obtenemos lo siguiente
\(2I^-flecha derecha I_2)
Esta vez, la carga del lado izquierdo de la ecuación es 2(-1) = -2, y la carga del lado derecho es +0. Esto significa que tenemos que añadir dos electrones negativos al lado derecho:
\(2I^-\rightarrow I_2+2e^- \)
Una vez más, esta ecuación está ahora equilibrada en términos de elementos y cargas. Tus dos medias ecuaciones están completas.
¿Puedes decir qué especie se ha oxidado y cuál se ha reducido? Aquí, el bromo gana electrones y se reduce, mientras que los iones yoduro pierden electrones y se oxidan.
También puedes escribir medias ecuaciones teniendo en cuenta el cambio de estado de oxidación de las especies. También te guiaremos por este método.
Escribe medias ecuaciones para la misma reacción de desplazamiento entre iones bromo y iones yoduro utilizando los cambios de estado de oxidación.
Una vez más, empezaremos considerando el bromo. En esta reacción, el bromo (Br2) reacciona para formar iones bromuro (Br-). Si equilibramos el número de bromos de cada lado, obtenemos lo siguiente
\(Br_2\derechaarriba 2Br^-\)
Observa ahora los estados de oxidación de las dos especies. El Br2 es un elemento no combinado, por lo que cada Br de su interior tiene un estado de oxidación 0. Por otra parte, el Br- es un ion con carga -1, por lo que en esta especie el Br tiene un estado de oxidación -1. Observa cómo ha cambiado el estado de oxidación del Br del lado izquierdo de la ecuación al lado derecho: ha disminuido en 1. Cada Br del Br2 debe ganar un electrón para convertirse en Br-. Podemos añadir este electrón sobrante al lado izquierdo de la ecuación. Pero ten en cuenta que hay dos Br en Br2, por lo que tenemos que añadir dos electrones al lado derecho:
\(Br_2+2e^ \rightarrow 2Br^- \)
Esta es nuestra ecuación de la primera mitad. También podemos aplicar el mismo proceso a la segunda mitad de la ecuación, en la que interviene el yodo. Empezamos con iones yoduro (I-) que reaccionan para formar yodo (I2):
\(2I^-\rightarrow I_2\)
El estado de oxidación de I en I- es -1, mientras que el estado de oxidación de I en I2 es 0. En esta reacción, el estado de oxidación de I aumenta en 1. Esto significa que cada I pierde un electrón; podemos añadir este electrón sobrante al lado derecho de la ecuación. Pero, una vez más, ten en cuenta que empezamos con 2 I-, por lo que tenemos que añadir dos electrones al lado derecho:
\(2I^-\a la derecha I_2+2e^- \)
Esta es nuestra respuesta final.
Independientemente del método que elijas, deberías acabar con las mismas semiequaciones para una reacción redox concreta. No tengas miedo de probar ambas técnicas para averiguar cuál te funciona mejor.
Aquí tienes otro ejemplo. Éste es un poco más complicado. Inténtalo y comprueba tu respuesta con nuestra solución trabajada.
Escribe medias ecuaciones para la reacción entre los iones manganato(VII) y los iones hierro(II) para formar iones manganeso(II) e iones hierro(III). La ecuación desequilibrada es la siguiente
\(MnO_4^- + Fe^{2+} + H^+ + Mn^{2+} + Fe^{3+} + H_2O\)
Empecemos por el hierro. En esta reacción, los iones Fe2+ se convierten en iones Fe3+ : \(Fe^{2+} flecha derecha Fe^{3+} + e^-\)Para equilibrar las cargas, tenemos que añadir un electrón al lado derecho de la ecuación:
\(Fe^{2+} flecha derecha Fe^{3+} + e^-\)
Tanto los elementos como las cargas están equilibrados; ya tenemos la primera mitad de la ecuación. Ahora consideraremos el ion manganato. Ésta es nuestra ecuación inicial
\(MnO_4^- + Mn^{2+})
Hay el mismo número de Mn en cada lado de la ecuación, así que no tenemos que preocuparnos por ellos. Sin embargo, hay cuatro oxígenos (O) en el lado izquierdo, pero ninguno en el derecho. Tenemos que equilibrar la ecuación añadiendo más O al lado derecho. Recuerda que las únicas sustancias que podemos añadir a las ecuaciones medias son agua (H2O), iones hidrógeno (H+) y electrones (e-). Por tanto, para añadir más oxígeno al lado derecho, tenemos que incluir algo de H2O. Necesitamos 4 O, así que añadimos 4 H2O:
\(MnO_4^- Mn^{2+} + 4H_2O\)
Ahora nos encontramos con otro problema: hay 8 hidrógenos (H) en el lado derecho de la ecuación, pero ninguno en el izquierdo. Por suerte para nosotros, los iones hidrógeno (H+) son una de las especies que podemos añadir a las ecuaciones medias. Por tanto, añadimos 8 H+ al lado izquierdo:
\(MnO_4^- + 8H^+\\}más Mn^{2+} + 4H_2O\)
Ya casi hemos terminado. Sin embargo, las cargas no están equilibradas: Hay una carga total de +7 en el lado izquierdo, pero sólo +2 en el derecho. Para igualar las cargas, añadimos 5 electrones negativos al lado izquierdo:
\(MnO_4^- + 8H^+ + 5e^-\-flecha Mn^{2+} + 4H_2O\)
Realiza una comprobación final de la ecuación para asegurarte de que el número de moles de cada elemento y la carga total están equilibrados en cada lado de la ecuación. En este caso, todo parece correcto. Bien hecho: hemos escrito nuestras dos semiequaciones.
Combinaciones de medias ecuaciones
Es posible que en tu examen te pidan que combines dos sem iequaciones para formar una ecuación redox global. Esto es mucho más sencillo que escribir medias ecuaciones. Verás que en las ecuaciones redox no vemos electrones. Para formar una ecuación redox global, combinamos múltiplos de las dos semiequaciones para que los electrones se cancelen.
Estos son los pasos que debes seguir
- Multiplica cada una de las medias ecuaciones por una constante para que ambas presenten el mismo número de electrones.
- Suma las semiequaciones para crear una ecuación redox global.
- Anula los electrones y cualquier otra especie que aparezca en ambos lados de la ecuación.
¿Listo para intentarlo? Utilicemos las dos semiequaciones que escribimos anteriormente para la reacción entre los iones manganato(VII) y hierro(II).
Combina las dos medias ecuaciones siguientes para crear una ecuación redox global:
\(Fe^{2+} flecha derecha Fe^{3+} + e^-)
\(MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- flecha derecha Mn^{2+} + 4H_2O\)
Observa las dos medias ecuaciones. La primera sólo tiene un electrón en el lado derecho, mientras que la segunda tiene cinco en el lado izquierdo. Tenemos que multiplicar cada una de las semiequaciones por una constante para que ambas tengan el mismo número de electrones. La forma más sencilla de hacerlo es multiplicar la primera ecuación por 5. De este modo, ambas ecuaciones tendrán cinco electrones:
\(5Fe^{2+} en lugar de 5Fe^{3+} + 5e^-\)
Ahora sumamos las dos reacciones para formar una ecuación redox global. Añade todos los reactantes de ambas ecuaciones a la izquierda de esta nueva ecuación redox, y añade todos los productos a la derecha:
\(5Fe^{2+} + MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- + 5Fe^{3+} + 5e^-+ Mn^{2+} + 4H_2O\)
Verás que los electrones se anulan. Podemos eliminarlos, con lo que obtendremos nuestra respuesta final:
\(5Fe^{2+} + MnO_4^- + 8H^+ + 5e^-++ 5Fe^{3+} + 5e^-}+ Mn^{2+} + 4H_2O)
\(5Fe^{2+} + MnO_4^- + 8H^+ flecha derecha 5Fe^{3+} + Mn^{2+} + 4H_2O)
Siempre es buena idea comprobar también que tu ecuación redox global está equilibrada. ¿El número de moles de cada elemento y la carga global son los mismos en ambos lados de la ecuación? Si no es así, algo ha ido mal: echa otro vistazo y vuelve a intentarlo.
Ecuaciones medias - Puntos clave
- Lassemiequaciones son ecuaciones que muestran la mitad de una reacción redox. Cada media ecuación muestra el proceso individual de oxidación o reducción en términos de movimiento de electrones.
- Para escribir medias ecuaciones, sigue los siguientes pasos:
- Elige de la ecuación redox original todos los reactantes y productos que implican a una determinada especie.
- Equilibra los elementos en esta nueva ecuación añadiendo más reactantes o productos a cada lado de la ecuación. También puedes añadir agua (H2O) e iones de hidrógeno (H+).
- Equilibra las cargas de la ecuación añadiendo electrones (e-).
- Repite el proceso con las demás especies implicadas en la reacción para crear tu segunda media ecuación.
- Cuando escribas medias ecuaciones, debes asegurarte de que tanto el número de moles de cada elemento como la carga global están equilibrados en cada lado de la ecuación.
- Las únicas especies que puedes añadir a las semiequaciones son más reactantes o productos, agua (H2O), iones de hidrógeno (H+) y electrones (e-).
- Para combinar medias ecuaciones, sigue los siguientes pasos:
- Multiplica cada una de las semiequaciones por una constante, de modo que ambas presenten el mismo número de electrones.
- Suma las medias ecuaciones para crear una ecuación redox global.
- Anula los electrones y cualquier otra especie que aparezca en ambos lados de la ecuación.
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