Reacción redox entre el tiocianato de potasio y el yodo

Question

¿Cómo equilibrarías la siguiente reacción redox en medio ácido?

$$\ce{KSCN + H2O + I2 -> KHSO4 + HI + ICN}$$

En esta reacción, parece que el azufre se oxida pero el yodo sufre ambas cosas (¿desproporción?). La parte complicada del problema es el carbono. El carbono está pasando de un +4 a un +2 pero todavía no se considera un átomo redox. ¿A qué se debe esto?

Media reacción de oxidación:

$\ce{KSCN -> KHSO4}$ (el azufre se oxida de -2 a +6)

$\ce{I2 -> ICN}$ (el yodo tiene una carga de +1)

Media reacción de reducción:

$\ce{I2 -> HI}$ (el yodo tiene una carga de -1)

$\ce{KSCN -> ICN}$ (aquí el carbono pasa de +4 a +2)

Answer 1

Yo resolvería este problema mediante el álgebra, sin pensar en los números de oxidación. Es más rápido. Dejemos que los coeficientes sean $a, b, c, d, e, f$ delante de los reactivos y los productos. El resultado es $$\ce{a KSCN + b H2O + c I2 -> d KHSO4 + e HI + f ICN}$$ El número de cada átomo debe ser el mismo en ambos lados de la flecha de la ecuación. Contando los átomos por orden de aparición, es fácil ver que, para el potasio y el azufre : $a = d$ . Contar $\ce{C}$ y $\ce{N}$ átomos produce también $a = f$ . Ahora admitamos que $a = 1$ entonces $d = f = 1$ .

Consideremos el resto de $\ce{H, O, I}$ los átomos.

Contando $\ce{O}$ átomos produce : $b = 4d = 4$ .

Contando $\ce{H}$ rendimientos : $d + e = 2b = 8$ . Así que $b = 4$ y : $e = 8 - 1 = 7$

Contando $\ce{I}$ átomos produce : $2 c = e + f = 7 + 1 = 8$ . Así que..: $c = 4$

Así que la ecuación final es $$\ce{ KSCN + 4 H2O + 4 I2 -> KHSO4 + 7 HI + ICN}$$

Answer 2

Utilice especies moleculares en sus semirreacciones.

En su caso, identifique el tiocianato como el agente reductor y, dado que la función ciano se combina con el yodo, incluya suficiente yodo en esa semirreacción para formar el producto cianuro de yodo/yoduro de cianógeno. Esto da

$\ce{SCN^- + (1/2)I2 -> S^{(+6)} + ICN +7 e^-}$

donde el estado de oxidación +6 del azufre en el bisulfato equivale a seis cargas positivas; por tanto, siete electrones a la derecha.

Si incluimos los átomos de hidrógeno y oxígeno para que el ion bisulfato sea una especie completa, tendríamos

$\ce{SCN^- + (1/2)I2 -> HSO4^- + ICN +7 e^-}$ (hidrógeno y oxígeno desequilibrados)

donde todavía tenemos siete electrones basados en el diferencial del estado de oxidación señalado anteriormente. Añadiendo iones de hidrógeno a la derecha para equilibrar las cargas y agua a la izquierda para equilibrar los átomos de hidrógeno u oxígeno se obtiene esta forma para la oxidación del tiocianato:

$\ce{SCN^- + (1/2)I2 +4H2O -> HSO4^- + ICN + 7 H^+ + 7 e^-}$

Combinar cualquiera de las dos semirreacciones de oxidación del tiocianato con la reducción del yodo:

$\ce{(1/2)I2 +e^- -> I^-}$

Al equilibrar los electrones de la forma habitual, se observa que la relación de reactivos redox es $\ce{(1)SCN^-:4I2}$ . Así que deja el coeficiente de tiocianato en $1$ y poner un coeficiente de $4$ avant $\ce{I2}$ y luego utilizar los balances de átomos para manejar los elementos restantes. (Si usaste la segunda ecuación balanceada dada para la oxidación del tiocianato, tienes que agregar sólo los iones de potasio).