Oxidante/reductor en descomposición de clorato potásico

Question

Estoy en el proceso de tutoría de un amigo mío en la química redox básica, y este problema muestra un poco de mi atrofia química (Hace dos años que no he estado activo en el trabajo de la química).

El problema planteado es la descomposición del clorato potásico en cloruro potásico y gas oxígeno, por lo que

$$\ce{2KClO3 -> 2KCl + 3O2 ^}$$

Obviamente, las semirreacciones de este proceso pueden escribirse como sigue:

$$\ce{2Cl^5+ + 12e^- -> 2Cl^-}$$ $$\ce{6O^2- -> 3O2 + 12e^-}$$

El problema con el que me encuentro es demostrar con éxito la identidad del agente reductor y del agente oxidante. A partir de las semirreacciones está claro qué entidad se oxida frente a cuál se reduce (y el hecho de que $\ce{K^+}$ es un ion espectador), pero mi amigo tiene ejemplos previos trabajados que parecen mostrar que las identidades del agente reductor/oxidante son la del reactivos . Si es así, ¿puede $\ce{KClO3}$ sea ambos ¿el agente reductor y oxidante? En caso negativo, ¿se indicaría esta información como las entidades iónicas individuales enumeradas anteriormente?

Answer 1

Si no recuerdo mal en mi curso introductorio de laboratorio, se producen dos reacciones, una tras otra. La primera, $\ce{ClO3-}$ desproporciones según la siguiente ecuación:

$$\ce{4 ClO3- -> Cl- + 3 ClO4-}$$

Que tiene estas dos semiequaciones:

$$\ce{ClO3- + 6 e- + 6 H+ -> Cl- + 3 H2O}\\ 3(\ce{ClO3- + H2O -> ClO4- + 2 e- + 2 H+})$$

Donde el agua formalmente requerida es mera espectadora.

Sólo al seguir calentando se descompone el anión perclorato según:

$$\ce{ClO4- -> Cl- + 2 O2}$$

Que a su vez puede desglosarse en:

$$\ce{ClO4- + 8 e- + 8 H+ -> Cl- + 4 H2O}\\ 2(\ce{2H2O -> O2 + 4 e- + 4 H+})$$

Y de nuevo formalmente requiere agua como espectador.

Nótese que no es en absoluto inusual que una entidad sea ambas cosas; el ejemplo más sencillo es probablemente la desproporción del peróxido de hidrógeno según:

$$\ce{2 H2O2 -> O2 + 2 H2O}$$

Cuando una molécula es reducida por otra del mismo tipo.

Answer 2

Si tenemos en cuenta los estados de oxidación del cloro y el oxígeno, el oxígeno está REDUCIENDO el cloro al pasar de +5 a -1 (el oxígeno a su vez se OXIDA de -2 a 0). Esto no tiene sentido ya que el O es más electronegativo que el Cl y sólo puedo suponer que como la reacción requiere calor, esta energía está impulsando una reacción no espontánea.