Aldehídos y cetonas

Los aldehídos y las cetonas contienen el grupo funcional carbonilo, . Se diferencian entre sí en que en los aldehídos este grupo carbonilo se encuentra en un extremo de la cadena hidrocarbonada, por lo que tiene un átomo de hidrógeno unido a él directamente, es decir,

que el verdadero grupo funcional es , que suele escribirse, por comodidad, en la forma —CHO. En cambio, en las cetonas, el grupo carbonilo se encuentra unido a dos radicales hidrocarbonados: si éstos son iguales, las cetonas se llaman simétricas, mientras que si son distintos se llaman asimétricas. Según el tipo de radical hidrocarbonado unido al grupo funcional, los aldehídos pueden ser alifáticos, R—CHO, y aromáticos, Ar—CHO; mientras que las cetonas se clasifican en alifáticas, R—CO—R', aromáticas, Ar—CO—Ar, y mixtas; R—CO—Ar, según que los dos radicales unidos al grupo carbonilo sean alifáticos, aromáticos o uno de cada clase, respectivamente.

Conviene hacer notar que, si bien los aldehídos y cetonas son los compuestos más sencillos con el grupo carbonilo, hay otros muchos compuestos que contienen también en su molécula el grupo carbonilo que, junto a otras agrupaciones atómicas, constituyen su grupo funcional característico. Entre estos compuestos podemos citar: ácidos carboxílicos, —CO—OH; halogenuros de acilo, —C—X, ésteres, —CO—OR, amidas, —CO—NH2 , etc., sin embargo, el nombre de compuestos carbonílicos suele utilizarse en sentido restringido para designar exclusivamente a los aldehídos y cetonas.

Nomenclatura

En la nomenclatura sistemática, los aldehídos se nombran cambiando por al la o terminal del nombre del hidrocarburo correspondiente a la cadena hidrocarbonada más larga que incluya el grupo funcional —CHO, al que se le asigna la posición 1 a efectos de enumerar los posibles sustituyentes. Los nombres de las cetonas se forman de manera análoga, pero cambiando por ona la o terminal del hidrocarburo progenitor e indicando, si es preciso, la posición del grupo —CO— con un número (el más bajo posible). Las cetonas suelen nombrarse también corrientemente mediante los nombres de los dos radicales unidos al grupo carbonilo, seguidos de la palabra cetona. Ejemplos:

 

4Cloro-2-metilbutanal 4-ciclohexil-1-fenil-2-pentanona

Muchos aldehídos tienen nombres vulgares que derivan del nombre común del ácido carboxí1ico correspondiente, (formaldehído, acetaldehído, etc.).

Propiedades físicas

Las propiedades físicas (y químicas) características de los aldehídos y cetonas están determinadas por la presencia del grupo funcional carbonilo, en el que existe un enlace doble carbono-oxigeno. Como consecuencia los  aldehídos y cetonas poseen un elevado momento dipolar de hace que existan entre sus moléculas intensas fuerzas de atracción del tipo dipolo-dipolo, por lo que estos compuestos tienen puntos de fusión y de ebullición más altos que los de los hidrocarburos de análogo peso molecular. Sin embargo, las moléculas de aldehídos y cetonas no pueden asociarse mediante enlaces de hidrógeno, por lo que sus puntos de fusión y de ebullición son más bajos que

los de los correspondientes alcoholes. Concretamente, los puntos de ebullición de los primeros términos de aldehídos y cetonas son unos 60ºC más altos que los de los hidrocarburos del mismo peso molecular y también unos 60ºC más bajos que los de los correspondientes alcoholes. Esta diferencia se hace cada vez menor, como es lógico, al aumentar la cadena hidrocarbonada y perder influencia relativa el grupo funcional.

En cuanto a la solubilidad, los primeros miembros de ambas series de aldehídos y cetonas son completamente solubles en agua. Al aumentar la longitud de la cadena hidrocarbonada disminuye rápidamente la solubilidad en agua. Así, por ejemplo, los aldehídos y cetonas de cadena lineal con ocho o más átomos de carbono son prácticamente insolubles en agua. Sin embargo, los compuestos carbonílicos son muy solubles en disolventes orgánicos apolares, como éter etílico, benceno, etc. Por otra parte, la propia acetona es un excelente disolvente orgánico, muy utilizado por su especial capacidad para disolver tanto compuestos polares (alcoholes, aminas, agua, etc.), como apolares (hidrocarburos, éteres, grasas, etc.).

Métodos de obtención

Entre los métodos de obtención de compuestos carbonílicos unos son comunes a aldehídos y cetonas, mientras que otros son propios de cada una de estas series, por lo que es conveniente estudiarlos por separado.

1.° Métodos de obtención comunes a aldehídos y cetonas

a) Oxidación de alcoholes

La oxidación de alcoholes primarios produce en una primera etapa, aldehídos; mientras que la oxidación de alcoholes secundarios conduce a cetonas.

Las cetonas son resistentes a la oxidación posterior, por lo que pueden aislarse sin necesidad de tomar precauciones especiales. En cambio, los aldehídos se oxidan fácilmente a los ácidos carboxí1icos correspondientes. Para evitar esta oxidación es necesario separar el aldehído de la mezcla reaccionante a medida que se va formando, lo que se consigue por destilación, aprovechando la mayor volatilidad de los aldehídos inferiores respecto a los correspondientes alcoholes. Así se obtiene,  por ejemplo, el propanal:

CH3—CH2—CH2OH

Cr2O7Na2 + SO4H2

60-70 ºC

CH3—CH2—CHO

1-propanol propanal

b) Hidratación de alquinos

En presencia de sulfato mercúrico y ácido sulfúrico diluido, como catalizadores, se adiciona una molécula de agua al triple enlace de un alquino, con lo que se forma primero un enol que, al ser inestable,  se isomeriza por reagrupamiento en un compuesto carbonílico. Únicamente cuando se utiliza acetileno como producto de partida se obtiene acetaldehído, según la reacción:

HCCH  + H2O

SO4H2

SO4Hg

CH2=CHOH 

CH3—CHO

acetileno etenol etanal  (acetaldehído)

Este es el procedimiento industrial más utilizado en la actualidad para la fabricación de acetaldehído, que es la materia prima de un gran número de importantes industrias orgánicas. Cuando se utilizan acetilenos alquilsustituidos el  producto final es una cetona. 

c) Ozonólisis de alquenos

La ozonólisis de alquenos da lugar a aldehídos o cetonas, según que el carbono olefínico tenga uno o dos sustituyentes hidrocarbonados. Esta reacción no suele utilizarse con fines preparativos, sino más bien en la determinación de estructuras para localizar la posición de los dobles enlaces.

2.º Métodos de obtención de aldehídos

a) Reducción de cloruros de acilo

La reducción directa de ácidos carboxílicos a aldehídos no es fácil de realizar, porque los ácidos se reducen con gran dificultad. Por ello, el procedimiento utilizado es convertir primero el ácido en su cloruro (cloruro de acilo) que se reduce fácilmente a aldehído:

Para impedir la posterior reducción del aldehído a alcohol se ha ideado el empleo de un catalizador de paladio envenenado (es decir, desactivado) con azufre.

b) Hidrólisis de dihalogenuros geminales

Mediante la hidrólisis de dihalogenuros geminales  (los dos átomos de halógeno están en el mismo carbono) pueden obtenerse aldehídos y cetonas, en general, aunque sólo tiene interés para la preparación de aldehídos aromáticos, concretamente de benzaldehído, por la facilidad con que se hidrolizan los dihalogenometilarenos. Así, cuando se clora fotoquímicamente tolueno, Ar—CH3, se

forma

,-diclorotolueno, ArCHCl2 (cloruro de bencilideno), que se hidroliza fácilmente para dar benzaldehído.

3.º Métodos de obtención de cetonas

a) Reacción de nitrilos con reactivos de Grignard

Los reactivos de Grignard o magnesianos, R—MgX, se adicionan fácilmente a los enlaces múltiples polares, formando compuestos de adición que se hidrolizan con gran facilidad. Este es el fundamento de la gran variedad de aplicaciones de los magnesianos en síntesis orgánica. En el caso de los

nitrilos, R—CN, la reacción de adición y posterior hidrólisis (en medio ácido), puede representarse esquemáticamente mediante la ecuación:

R—CN +   R'—MgX  

(RR')C=N—MgX 

2H2O

 

  R—CO—R'    + XMgOH + NH3

b) Síntesis de Friedel-Crafts

Se pueden obtener cetonas a partir  de  hidrocarburos,  empleando  como reactivo atacante un halogenuro de acilo, R—CO—X , según la siguiente reacción:

Ar—H +  X—CO—R  

Cl3Al

 

  Ar—CO—R    + XH

Si R es un radical alifático, se obtiene una cetona mixta, mientras que si es aromático la cetona será también aromática.

Modernamente,  la acetona se obtiene  industrialmente en el proceso de obtención de fenol por oxidación catalítica de isopropilbenceno (cumeno).

Reacciones de los aldehídos y cetonas

a) Hidrogenación

Los aldehídos y cetonas se transforman en alcoholes al hacerlos pasar sobre Cu a 300 °C en un proceso inverso al de deshidrogenación de alcoholes.

Los aldehídos conducen a la formación de alcoholes primarios:

R—CHO  +  H2   

Cu

300 ºC 

  Rr—CH2OH

aldehído   alcohol primario

Las cetonas por su parte se reducen a alcoholes secundarios:

R—CO—R'   +  H2   

Cu

300 ºC 

  R—CHOH—R'

cetona   alcohol secundario

b) Reacción bisulfítica

Los aldehídos y metilcetonas (con un grupo metilo en posición ), reaccionan con bisulfito sódico para dar lugar a un compuesto cristalino: el «compuesto bisulfítico».

 R—CHO  +  HSO3Na   R—CHOH—SO3Na

aldehído   derivado bisulfítico de un aldehído

 

R—CO—CH3  +  HSO3Na    R—COH(CH3)—SO3Na

cetona   derivado bisulfítico de una cetona

c) Adición de CNH

Aldehídos y cetonas adicionan cianuro de hidrógeno para dar lugar a la formación de cianhidrinas (hidroxinitrilos).

 

 R—CHO  +  HCN   R—CHOH—CN

aldehído   cianhidrina

 

R—CO—R'  +  HCN     

R—COH(CN)—R'

cetona   cianhidrina

d) Condensación aldólica

Los aldehídos en presencia de disoluciones diluidas de hidróxidos alcalinos sufren la denominada «condensación aldólica»,  con formación de un aldol (molécula que contiene simultáneamente las funciones aldehído y alcohol). 

 

e) Polimerización

En presencia de ácidos inorgánicos diluidos, los aldehídos sufren una autoadición con ciclación simultánea en la que se forman trímeros cíclicos; así en el caso del formaldehído se forma trioxano:

En el caso del acetaldehído se forma paraldehído. Las cetonas, sin embargo,  no se polimerizan.

f) Oxidación

Las cetonas son muy resistentes a la acción de los agentes oxidantes, y cuando se oxidan lo hacen dando lugar a una mezcla de ácidos carboxílicos con menos átomos de carbono cada uno de ellos que la cetona que se oxida.

Los aldehídos se oxidan con facilidad incluso bajo la acción de oxidantes suaves para dar lugar a un ácido carboxílico (o sus sales) con el mismo número de átomos de carbono que el aldehído sometido a oxidación.

o Reacción de Tollens:

 R—CHO  +  2AgOH   + NH4OH R—COONH4 + 2 H2O   +  2Ag

aldehídohidróxidoamónico

sal amoniacal delácido carboxílico

el reactivo es una disolución amoniacal de nitrato de plata. Con frecuencia la plata se deposita sobre el vidrio del recipiente originando un espejo.

Reacción de Fehling:

 R—CHO  +  2Cu(OH)2   + NaOH R—COONa + 3 H2O  +   Cu2O

aldehídohidróxido

sódicosal amoniacal delácido carboxílico

los reactivos son: una disolución de sulfato cúprico y otra de hidróxido sódico y tartrato sodopotásico (que evita la precipitación del hidróxido cúprico).

clorar

alcanfor

Las quinonas son compuestos orgánicos muy importantes que proceden de la oxidación de fenoles.

Para obtener una quinona debe partirse de un fenol doble. Su oxidación se

produce en condiciones muy suaves ya que las quinonas, aunque no son aromáticas, poseen una estructura muy conjugada y, por tanto, muy

estable.

La hidroquinona es utilizada como agente reductor en el

revelado de imágenes fotográficas, para reducir los iones plata de la emulsión a

plata metálica y dar lugar a las partes oscuras de un negativo.

Las quinonas pueden ser policíclicas Existen quinonas de origen natural con propiedades bactericidas

Las quinonas pueden reducirse a fenoles con reductores suaves.

Por tanto la transformación fenol-quinona es una reacción redox reversible que puede efectuarse en un sentido u otro dependiendo de las condiciones de reacción.

El mecanismo de la oxidación de fenoles a

quinonas (o de la reducción de quinonas a fenoles) puede explicarse

mediante cesión o aceptación de dos

electrones en pasos consecutivos.

   

Los sustituyentes dadores de electrones dificultan la reducción de la quinona.

Los sustituyentes

La hidroquinona requiere un medio ligeramente básico para su oxidación. La pérdida de un protón produce el fenolato

correspondiente, con una densidad electrónica elevada. Si en el medio se encuentra un oxidante adecuado, el fenolato le cederá un electrón, formandose un radical. Este radical, que aún posee un grupo OH, es relativamente ácido y puede ceder otro protón al medio. Así se forma un intermedio de reacción (anión-radical) que no resulta demasiado alto en energía debido a la elevada deslocalización de la carga que

electronegativos favorecen su reducción.

posee (pueden escribirse dos formas resonantes totalmente equivalentes). La pérdida de un nuevo electrón da lugar a la quinona.

Observando el mecanismo en sentido contrario, la quinona puede aceptar electrones desde un reductor y mediante protonaciones

sucesivas a partir de un medio prótico, dar lugar a la hidroquinona.

Las quinonas son excelentes dienófilos en

la reacción de Diels-Alder

Vuelta al comienzo de la página

obtención de benzaldehído

+

Óxido-Reducción. Método del ión-electrón.                                                                           Prof. Carlos Roberto Salas CarmonaEn el semestre anterior de química, usted balanceó ecuaciones químicas sencillas porsimple inspección o tanteo.  Muchas ecuaciones son demasiado complejas para que esteprocedimiento de balanceo por tanteo resulte práctico; sin embargo, la gran mayoría de lasreacciones de interés en este semestre (electroquímica, equilibrio iónico) son reacciones deóxido-reducción que comprenden la transferencia de electrones de un reactivo a otro, y enestos casos, el balanceo se efectúa aplicando procedimientos sistemáticos.  Este últimocapítulo esta dedicado a los métodos comúnmente usados para el balanceo de estasecuaciones, a saber el método de la media reacción (o del ión-electrón) y el método delnúmero de oxidación.Antes de estudiar estos dos métodos de balanceo o igualación de ecuaciones de lamedia REDOX daremos  unas definiciones importantes.Oxidación: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos pierden e-

Reducción: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos  ganan e-

Agente Oxidante: Es la sustancia que se reduce (gana e-

) provocando la oxidación.Ejemplo:          NO3

-

    +   2H+

     +    e-

                     NO2     +   H2O        (Reducción)

                         N+5     +  e-

                     N+4                                             (Reducción)                Agente Reductor:   Es la sustancia que se oxida (pierde e-

) provocando la reducción.Ejemplo:                  C       +     2H2O                  C2O    +  4H+

   +      4e-

        (Oxidación)                                o

                                C                  C+4

     +        4e-                                          (Oxidación)                              En algunas ecuaciones una sustancia puede actuar como oxidante y como reductor(reacciones de dismutación)MÉTODO DE LA MEDIA REACCIÓN O DEL IÓN-ELECTRÓNPara entender este método se debe tener claro las disociaciones de ácidos, bases ysales (electrolitos) estudiados en el  Equilibrio Iónico.

Recapitulando tenemos los ácidos se disocian en H+

y el anión negativo.Ejemplo:HNO3      se disocia en  H+

NO3

-

H2SO4

    se disocia en  H2

+

SO4-2

H3PO4

    se disocia en  H3

+

PO4-3

las sales se disocian en el catión positivo y el OH-

Ejemplo:Na

OH         se disocia en   Na+

OH-

Mg

(OH)2    se disocia en   Mg+2

(OH)2

-

Al(OH)3      se disocia en   Al+3

(OH)3

- Las sales se disocian en catión positivo y el anión negativo.Ejemplo:Ag

Cl            se disocia en   Ag+

Cl-

AgNO3        se disocia en   Ag+

NO3

-

Cu(NO3)2   se disocia en   Cu+2

(NO3)2

- 

Al2(SO

4

)3    se disocia en   Al2

+3

(SO4

)3

-2 El método del ión-electrón es, en general, un poco más largo (pero no más difícil)que el del número de oxidación; sin embargo, por ser más sistemático, es menos probableque conduzca a error.  Además este método es más práctico cuando se trate de balancearecuaciones iónicas, que el método del número de oxidación y se evita estar determinandolos números de oxidación de cada elemento para saber cuál elemento se oxida y cuál sereduce, ya que aquí se oxida el que pierda e-

,  es decir, la ecuación donde aparezcan los e-

,hacia la derecha; y se reduce el que gane e-

, es decir la ecuación donde aparezcan los e-

, hacia la izquierda.PASOS PARA IGUALAR ECUACIONES POR IÓN-ELECTRÓN1.-  Si la ecuación está en forma molecular pasarla a forma iónica.  Aquí hay que tener encuenta que los elementos libres, los óxidos, el H2O  y el H2O2 no se disocian, sólo sedisocian los electrolitos (ácidos, bases y sales).Ilustraremos todos los pasos con el siguiente ejemplo:I2   +  HNO3                     HIO3       +    NO    +    H2O    (Molecular)

Se pasa a forma iónica; o                                                                                                                          o                          o

I2   +   H+

NO3

-   

                 H+

lO3

-

       +     NO    +    H2O  (Iónica)2.- Se escribe por separado el esqueleto de las ecuaciones iónicas parciales del agenteoxidante y el agente reductor.o        

I2                      lO3

-                    

                                 o              

NO3

-

                    NO                      3.- Se balancea por tanteo (inspección) los átomos distintos de H y O :o        

I2                      2lO3

-                    

                                                                                o               

NO3

-

                    NO                      4.-Igualar los átomos de oxígenos agregando moléculas de H2Opara balancear losoxígenos:o       

I2     +  6H2O                        2lO3

-                    

                     o              

NO3

-

                    NO  +  2  H2O             5.- Igualar los átomos de hidrógenos  H

+ (iones hidrógenos) donde falta hidrógeno.o        

I2     +  6H2O                        2lO3

-

    +   12H+                  

                     o              

NO3

-   

+   4H+                    

NO  +  2H2O             6.- Contar la carga total en ambos lados de cada ecuación parcial y agregar e-

en elmiembro deficiente en carga negativa (-) o que tenga exceso de carga positiva (+)                  o        

       o

                             -²                     +12 = +10 – 10 = 0

I2     +  6H2O                     2lO3

-

    +   12H+

   + 10 e-

           (oxidación)                  

  -1            +4 = +3 – 3 = 0  o                         o                     

NO3

-

    +   4H+  

+  3e-                     

NO  +  2H2O      (reducción)       

Estos pasos aquí son comunes para reacciones en medio ácidos, neutros o básicos(alcalinos).Si la reacción está en medio básico o alcalino después de haber colocado  los  e-

sedebe: “agregar a cada miembro de las ecuaciones parciales tantos OH-

como H+

  haya. 

Combinar los H+

y OH-

  para  formar H2Oy anularel agua que aparezca duplicado enambos miembros”.  Nota: En  esta ecuación no se realiza porque no tiene OH-

,es decir, noestá en medio básico (está en medio ácido, HNO3).7.- Igualar el número de e-

perdidos por el agente reductor, con los e-

ganados por el agenteoxidante, multiplicando las ecuaciones parciales por los número mínimos necesario paraesto.                                                 o        

        3 x (I2     +  6H2O                     2lO3

-

    +   12H+

    +   lOe-

)                                          o                          o                     

10 x (NO3

-

    +   4H+

    +  3e-

                    NO  +  2H2O) 3 I2     +  18 H2O                     6 IO3

-

    +   36H+

    +   30 e-

10NO3

-

    +   40 H+

    +  30 e

-      

          10 NO  +  20 H2O 8.- Súmese las dos medias reacciones cancelando cualquier cantidad de e-

, H+

, OH-

o H2O que aparezca en ambos lados, con lo cual se obtendrá la ecuación finalmente balanceada.3 I2     +  18 H2O                     6 IO3

-

    +   36H+

    +  30 e        4                                                                                             2

                                                          

10 NO3

-

    +   40 H+

    +  30 e-

                    10 NO  +  20 H2O               o                                                                                                                                              o                              o

3I2   +   10NO3

-

   +     4H+

                   6IO3

-

     +   10NO   +      2H2O  __ Si la ecuación fue dada originalmente en forma iónica, ésta es la respuesta del problema.  __ Si la ecuación fue dada originalmente en forma molecular; se trasladan estoscoeficientes a la ecuación molecular y se inspeccionan el balanceo de la ecuación. Ejemplo:3I2   +   10HNO3                     6HIO3     +   10NO   +   2H2O  

bases apropiadas para el estudio de la electroquímica, en la que intervienen aplicaciones de medias balanceadas.

Las reglas para balancear ecuaciones son un poco diferentes en solución ácida[con iones H+ (ac)], que en solución básica [con iones OH-(ac)].

Ambos casos se toman por separado, estudiando primero las reacciones en solución ácida. Para simplificar las ecuaciones, se balancean sólo las ecuaciones iónicas netas.

El balanceo en una solución acuosa ácida se ilustra por medio de la siguiente ecuación no balanceada:

CrO - (ac) + Cl- (ac) + H+ (ac) Cr (ac) + Cl (g) + H O

1.- Separe la molécula o ion que contenga un elemento que ha sido oxidado o reducido y el producto que contenga el elemento que cambió. Si es necesario calcule los estados de oxidación de cada elemento, hasta que sea posible reconocer las especies que cambiaron. En realidad no es necesario conocer el estado de oxidación, el proceso de reducción es:

Cr O Cr+

2.- Si es necesario, balancee el elemento que sufra un cambio en el estado de oxidación. En este caso es el Cr.

Cr O 2Cr+

3.- Balancee los oxígenos, agregando H2O del lado que se requieran (un H2O por cada O requerido).

Cr2 O7 2Cr + 7H2O

4.- Balancee los hidrógenos agregando H+ al lado contrario de los H2O (2H+ por cada H2O agregado).

14H + Cr2 O7 2Cr + 7H2O

5.- Los elementos en la media reacción están ahora balanceados. Revise para estar seguro. La carga para ambos lados de la media reacción debe de estar balanceada, para hacer esto, agregue el número apropiado de electrones al lado mas positivo. La carga total a la izquierda es (14 x + 1) + (−2) = +12. La carga

total a la derecha es (2 x + 3) = +6. Agregando 6e a la izquierda, las cargas se balancean a ambos lados y la media reacción queda balanceada:

6e + 14H + Cr 2 O 7 ?  2Cr + 7H2O

6.- Repita el mismo procedimiento para la otra media reacción:

Cl- Cl2

2Cl- Cl2

2Cl- Cl2 + 2e

7.- Las 2 medias reacciones se suman, de modo que los electrones se cancelan( los electrones ganados igualan a los perdidos). Observe que el proceso de oxidación se multiplican por 3, ya que se necesitan 6e para el proceso de reducción.

3(2Cl- Cl2 + 2e )

6Cl- 3Cl2 + 6e

La adición da como resultado la ecuación iónica balanceada

6e + 14H + Cr 2 O 7 2Cr + 7H2O

6Cl- 3Cl2 + 6e

14H (ac) + 6Cl- (ac) + Cr 2 O 7- (ac) 2Cr (ac) + 3Cl2 (g) + 7H2O

MEDIO ÁCIDO1.- Ionizar las especies en la reacción global2.- Identificar las especies que cambian su número de oxidación3.- Plantear las dos semirreacciones4.- En cada semireacción ajustar el atomo principal (el que se oxida o reduce)5.- Ajustar los átomos de oxígeno con moléculas de aguaH2O6.- Ajustar los átomos de hidrógeno con iones hidrógeno H+7.- Ajustar las cargas con electrones e-8.- Multiplicar cada semirreación por un entero para que los electrones se cancelen.9.- Sumar las semireacciones y obtener la reacción global iónica ajustada.10.- Escribir la reacción global molecular ajustadaMEDIO BÁSICO1.- Ionizar las especies en la reacción global2.- Identificar las especies que cambian su número de oxidación3.- Plantear las dos semirreacciones4.- En cada semireacción ajustar el atomo principal (el que se oxida o reduce)5.- Ajustar los átomos de oxígeno con moléculas de agua H2O6.- Ajustar los átomos de hidrógeno con iones hidrógeno H+7.- Anular los iones hidrógeno H+ con la misma cantidad de iones hidroxilo OH-

8.- Neutralizar los H+ con los OH- formando moléculas de agua H2O9.- Reajustar las moléculas de agua H2O10.- Ajustar las cargas con electrones e-11.- Multiplicar cada semirreación por un entero para que los electrones se cancelen.12.- Sumar las semireacciones y obtener la reacción global iónica ajustada.13.- Escribir la reacción global molecular ajustada 

 

 

Semirreacción de oxidación del I- a I23: I- = I24: 2I- = I2 (Como no hay oxígenos saltamos al paso 10)10: 2I- = I2 + 2e-11: Cr2O72- + 14H2O + 6e-= 2Cr3+ + 14OH- x 12I- = I2 + 2e- x 312: Cr2O72- + 6I- + 14H2O = 2Cr3+ + 3I2 + 14OH-13: K2Cr2O7 + 6KI + 14H2O + 6KCl = 2CrCl3 + 3I2 + 14KOh

medio basico

Ejemplo: K2Cr2O7 + KI + KCl + H2O = CrCl3 + I2 + KOH

1: K+ + Cr2O72- + I- + Cl- + H2O = K+ + Cl- + Cr3+ + I2 + K+ + OH-

: El cromo se reduce de +6 a +3 en las especies: Cr2O72- / Cr3+

2: El yodo se oxida -1 a 0 en las especies: I- / I2

Semirreacción de reducción del Cr2O72- a Cr3+

3: Cr2O72- = Cr3+

4: Cr2O72- = 2Cr3+

5: Cr2O72- = 2Cr3+ + 7H2O

6: Cr2O72- + 14H+ = 2Cr3+ + 7H2O

7: Cr2O72- + 14H+ + 14OH- = 2Cr3+ + 7H2O + 14OH-

8: Cr2O72- + 14H2O = 2Cr3+ + 7H2O + 14OH-

9: Cr2O72- + 7H2O = 2Cr3+ + 14OH-

10: Cr2O72- + 14H2O + 6e- = 2Cr3+ + 14OH-