Balance de reacciones Redox.

En química los compuestos cuando se unen ya sea a través de uniones covalentes o iónicas, algunos de sus elementos pierden o ganan electrones. Esta cantidad está determinada por un número llamado número de oxidación o estado de oxidación. Cuando este es negativo, indica que el elemento capta electrones al unirse con otro de número más positivo y viceversa, los que tienen números positivos tienen tendencia a donar electrones.

El proceso por el cual un elemento o compuesto cede electrones a otro se llama oxidación. Al proceso contrario lo llamamos reducción. Es decir, si un compuesto perdió electrones, se oxido. El que gana se reduce. Obviamente deducimos que estos dos procesos no pueden estar aislados, se dan en conjunto. Ya que si hay un compuesto oxidado debe haber otro reducido. También se menciona como oxidante aquel que oxida a otro (le quita electrones) y reductor aquel que reduce a otro (le cede electrones). A veces esto presta a confusión porque parece un juego de palabras pero no es así.

Agente Reductor Agente Oxidante
Se oxida Se reduce
Reduce a otro Oxida a otro
Pierde electrones Gana electrones

A las reacciones que involucran intercambio de electrones por lo tanto de cargas se las llama reacciones Redox. En química la gran mayoría de las reacciones son del tipo redox. Aunque no todas. Para distinguir las que son redox de las que no lo son debemos saber si las sustancias participantes o alguno de sus elementos han cambiado su número de oxidación. Para esto, hay que saber las reglas básicas que a continuación pondré.

  • El número de oxidación total (sumado todos sus elementos) de un compuesto es cero.
  • El número de oxidación de un elemento solo (no combinado) es cero.
  • El numero de oxidación del oxigeno es -2. Salvo en los peróxidos donde usa el -1
  • El numero de oxidación del hidrogeno es +1 salvo cuando esta combinado con un metal, allí es -1.
  • Los números de oxidación de los metales alcalinos (grupo 1) es +1 y el de los alcalinotérreos (grupo 2) es +2.
  • El número de oxidación de los halógenos como el cloro, bromo e Iodo en los hidrácidos y en las sales no oxigenadas es -1. Ej: NaCl (Cloruro de Sodio), Li I (Yoduro de Litio).

Con estas reglas podemos hallar los números de oxidación de un elemento dentro de un compuesto y así determinar si hubo reducción u oxidación. Algunos ejemplos:

SO4 H2 + Fe  —— >  SO4 Fe + H2

Aquí podemos ver que el hierro el estar solo tiene como número de oxidación al 0. Después en el compuesto sulfato ferroso obviamente que ha cambiado su número y lo podemos determinar de la siguiente manera.

Antes debemos saber el número de oxidación del azufre. En el ácido sulfúrico el azufre esta combinado con el oxigeno y el hidrogeno. Aplicando las reglas podemos saber el número del azufre, planteando una ecuación.

S + 4.(-2) + 2.(+1) = 0

Los números entre paréntesis corresponden a los números de oxidación del oxigeno y el hidrogeno respectivamente. Los valores 4 y 2 corresponden a las cantidades de los átomos de oxigeno e hidrogeno en ese mismo orden. S corresponde al azufre que también lo podemos poner como una X ya que es la incógnita.

Resolviendo la ecuación nos dará:

S + (-8) + 2 = 0

S – 8 + 2 = 0

S – 6 = 0

S = + 6

De esta forma hallamos el número de oxidación del azufre. Ahora si procederemos para hallar el del hierro de la misma manera.

+6 + 4.(-2) + Fe = 0

+6 – 8 + Fe = 0

-2 + Fe = 0

+Fe = +2

Después de tener estos valores es fácil deducir que el hierro se oxido ya que paso de 0 a +2. Por otra parte el azufre mantuvo su estado de oxidación y el hidrogeno cambio de +1 a 0 ya que figura como no combinado en el lado de los productos, a la derecha. Por lo tanto se redujo.

Así debemos proceder con cualquier reacción en la que se manifieste cambios en el estado de oxidación.

Saber esto no solo sirve para determinar los estados de oxidación en si sino también para equilibrar las reacciones que muchas veces se nos presentan en química. Por ejemplo:

I2 + HNO3 →   HIO3 + NO2 +  H2O

Procederemos como antes. El yodo a simple vista vemos que pasa de 0 por estar solo a otro valor que determinaremos.

El hidrógeno y oxigeno no cambian en condiciones normales así que el nitrógeno es el otro par redox. El estado de oxidación de este en el ácido nítrico es:

+1 + N + 3.(-2) = 0

N +1 -6 = 0

N = +5

En el Dióxido de Nitrógeno:

N + 2.(-2) = 0

N -4 = 0

N = +4

Para el yodo en el ácido yódico (producto).

+1 + Y + 3.(-2) = 0

Y +1 -6 = 0

Y = +5

Ahora que sabemos que el yodo se oxido de o a +5 y que el nitrógeno se redujo de +5 a +4 aplicaremos el método más usado para equilibrar para el balance de reacciones redox. El método del ión electrón.

Para esto primero debemos expresar en iones a los compuestos participantes, es decir, que han sufrido el cambio de sus estados de oxidación. En este ejemplo queda exenta el agua.

Haremos un repaso de cómo se separan en iones las principales sustancias.

Los ácidos: Estos se separan por un lado el hidrógeno con carga positiva y por otro el resto de la molécula (anión), por otro. Ej:

H2SO4 →  2 H+ + SO4-2

Hidróxidos: Por un lado el radical oxhidrilo (anión) y por otro el metal positivo (catión). Ej:

Ca(OH)2 →  Ca++ + 2 (OH)

En el caso de las sales: El metal positivo por un lado y el anión aparte

Al (NO3)3 →  Al+3 +  3 NO3

En todos los casos obsérvese que las cargas positivas y negativas deben estar perfectamente balaceadas.

Volviendo a nuestro ejercicio.

I2 + HNO3 →   HIO3 + NO2 +  H2O

Esta reacción la separaremos en dos. La de oxidación y la de reducción. También llamadas hemireacciones.

I2 →    IO3

Esta es la de oxidación ya que recordemos que el yodo pasó de 0 a +5. Pero tenemos que balancearla. Cuando se balancean ecuaciones redox se equilibra primero la parte material, es decir, la cantidad de átomos y después la parte eléctrica que representa a las cargas.

Primero colocamos un 2 a la derecha para equilibrar la cantidad de átomos de yodo.

I2 →    2 IO3

Luego equilibramos la cantidad de oxígenos a la izquierda poniendo tantas moléculas de agua como oxígenos necesitemos. En este caso 6.

I2 + 6 H2O  →    2 IO3

Ahora aparece el hidrógeno que antes no estaba, por lo tanto también debemos encargarnos de él. Colocaremos tantos cationes hidrógenos como hagan falta del lado derecho. En este caso 12.

I2 + 6 H2O  →    2 IO3 + 12 H+

En este momento el equilibrio material llega a su fin. Ahora hay que hacerlo con las cargas. Del lado izquierdo no tenemos cargas, pero a la derecha hay en total 2 negativas y 12 positivas. Dando una carga neta de 10 positivas. Entonces colocamos de este mismo lado unas 10 cargas negativas o sea electrones.

I2 + 6 H2O  →    2 IO3 + 12 H+ + 10 e

No significa que siempre los electrones vayan a la derecha, se ponen donde haga falta para tener a ambos lados de la ecuación la misma carga ya sea 0 en ambas partes o +2 y +2 o -3 y -3. Todo depende de la reacción.

Ahora nos encargaremos de la hemireacción de reducción.

El nitrógeno +5 del HNO3 pasa al nitrógeno +4 del NO2.

NO3 →  NO2

En este caso debemos equilibrar al oxigeno ya que tenemos 3 a la izquierda y 2 a la derecha. Colocamos una molécula de agua a la derecha.

NO3 →  NO2 +  H2O

Ahora 2 cationes hidrogeno a la izquierda.

NO3 + 2 H+ →  NO2 +  H2O

Para terminar equilibramos las cargas con electrones. Tenemos a la izquierda una carga negativa y 2 positivas. O sea una carga neta de +1. Por lo tanto debemos colocar un electrón aquí mismo para tener en ambos miembros una carga neta de 0.

NO3 + 2 H+ + 1e →  NO2 +  H2O

Ahora juntaremos ambas hemireacciones para formar la reacción total final balanceada.

I2 + 6 H2O  →    2 IO3 + 12 H+ + 10 e

NO3 + 2 H+ + 1e →  NO2 +  H2O

Notamos que en la de oxidación hay 10 electrones e juego y en la de reducción hay solo 1. Eso lo balanceamos porque la cantidad de electrones debe coincidir ya que los electrones que se pierden en una reacción deben aparecer en la otra. Tendremos que multiplicar a la reacción de abajo por 10.

I2 + 6 H2O  →    2 IO3 + 12 H+ + 10 e

10 NO3 + 20 H+ + 10e →  10 NO2 +  10 H2O

Ahora podremos cancelar a los electrones. Como a los 12 H+ de la reacción de arriba con 12 de los 20 de la reacción de abajo por repetirse quedándose esta con 8 H+. Las 6 moléculas de agua de arriba se irán con 6 de las 10 que hay abajo quedando solo 4 de agua abajo.

I2 →    2 IO3

10 NO3 + 8 H+ →  10 NO2 +  4 H2O

Sumando todos los términos de la derecha y los de la izquierda tenemos la reacción final perfectamente balanceada.

I2 + 10 NO3 + 8 H+ →   2 IO3 +  10 NO2 +  4 H2O

Este equilibrio lo hicimos en medio acido. Cuando se hace en medio acido se usan los H+. Los ejercicios nos deben generalmente decir cómo equilibrar, si en medio ácido o en básico. Veremos un ejemplo de medio básico.

KClO + KAsO2 + KOH   →   K3AsO4 + KCl + H2O

Es evidente que el cloro y el arsénico son los que cambian sus números de oxidación. Ya que el oxigeno, hidrogeno y el metal alcalino potasio son estables a no ser que aparezcan solos, o que el agua pase a peróxido, no cambiaran sus estados de oxidación.

Se puede determinar con la técnica matemática que se expuso antes que el arsénico pasa de +3 a +5. Y que el cloro pasa de +1 a -1.

La hemirreacción de oxidación será:

AsO2-1 →  AsO4-3

Al principio procederemos como el medio ácido. Equilibramos con moléculas de agua donde hay déficit de oxigeno.

AsO2-1 + 2 H2O →  AsO4-3

Después balanceamos el hidrogeno colocando los 4H+ al lado derecho.

AsO2-1 + 2 H2O →  AsO4-3 + 4 H+

Añadimos tantos OH como cationes H+ hay a ambos lados de la hemirreaccion.

AsO2-1 + 2 H2O + 4 OH →  AsO4-3 + 4 H+ +  4 OH

Los cationes H+ y los aniones OH se unen formando moléculas de agua.

AsO2-1 + 2 H2O + 4 OH →  AsO4-3 + 4 H2O

Simplificamos las moléculas de agua y equilibramos por ultimo las cargas con electrones.

AsO2-1 + 4 OH →   AsO4-3 + 2 H2O  + 2 e

La hemirreacción de reducción es:

ClO →  Cl

Realizamos los mismos pasos que para la de oxidación.

ClO + 2 H+ →  Cl + H2O

ClO + 2 H+ + 2 OH →  Cl + H2O + 2 OH

ClO + 2 H2O  →  Cl + H2O + 2 OH

Podemos simplificar el agua ya que tenemos dos moléculas a la izquierda y una a la derecha.

ClO +  H2O  →  Cl + 2 OH

Equilibramos con electrones quedando:

ClO +  H2O + 2e →  Cl + 2 OH

Ahora unificamos ambas hemireacciones para formar la total o definitiva.

AsO2-1 + 4 OH →   AsO4-3 + 2 H2O  + 2 e

ClO +  H2O + 2e →  Cl + 2 OH

AsO2-1 + 4 OH +  ClO +  H2O + 2e →  AsO4-3 + 2 H2O  + 2 e+  Cl + 2 OH

Los electrones como están en la misma cantidad a ambos lados se pueden eliminar.

AsO2-1 + 4 OH +  ClO +  H2O   →  AsO4-3 + 2 H2O  +  Cl + 2 OH

Hacemos lo mismo con las moléculas de agua y los OH ya que están a ambos lados.

AsO2-1 + 2 OH +  ClO →   AsO4-3 +  H2O  +  Cl

Hayamos como coeficiente nuevo el número 2 del OH que se le aplicara al KOH. Con esto equilibramos definitivamente la reacción.

KClO + KAsO2 + 2 KOH   →   K3AsO4 + KCl + H2O

Muchos pensarán que se ha hecho mucho trabajo para encontrar un solo número. Quizá en algunos casos sea así pero en otros se hallan más números. Pero siempre hay que aplicar convenientemente el método por más que hallemos solo un coeficiente ya que es la manera más segura y correcta de equilibrar a las reacciones redox.
No te pierdas a continuación, el video explicativo. Reacciones Redox y Números de Oxidación.

En este video verás como se equilibra una ecuación Redox en medio ácido y en medio básico.

Equilibrar las siguientes reacciones en Medio ácido:

HNO3 + Cu  →  Cu(NO3)2 + NO2 + H2O

MnO2 + HCl →  MnCl2 + Cl2 + H2O

HBr + H2SO4 → Br2 + SO2 + H2O

Equilibrar las siguientes reacciones en medio básico

NaOH + NaAsO2 + Br2 →   NaBr + Na3AsO4 + H2O

Ag2 O + Na2 HPO3 + NaOH   →   Ag + Na3PO4 + H2O

Si + NaOH + H2O   →   Na2SiO3 + H2

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Bioquímico Patricio Arroyo

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Hola a todos. Mi nombre es Patricio. Mi especialidad es la Química, soy Bioquímico y profesor de materias exactas. Pero también me encantan otros temas de diverso interés, como por ejemplo, todos los relacionados con la salud y el deporte. Espero que en este sitio encuentren lo que están buscando ya que verán gran diversidad de temas. Pueden dejar comentarios e inquietudes. Les mando un saludo grande y los dejo invitados a suscribirse al boletín mensual para que reciban mis nuevos artículos todos los meses.

74 comentarios en “Balance de reacciones Redox.

  1. Hola como esta espero que muy bienn….
    usted me podria ayudar con unos ejercicios de quimica verdad esque no les entiendo muy bien ….
    saludos
    y gracias

  2. hola, me podrían decir como equilibrar la primera porfavor.
    HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
    no se que hacer con los paréntesis, ¿cuál es el número de oxidación de Cu(NO3)2?

      1. buenos dias, me puede ayudar, con algunas ecuaciones quimicas para igualar por el metodo, del tanteo o directas, metodo algebraico, y muchas de redox, para igualar

    1. La verdad no creo q haya cambio ya que entre el cloro y el sodio hay mucha diferencia de electronegatividad y el hierro no tendría q reemplazar al sodio también lo mismo en la segunda

  3. hola que sucede si en medio basico no tengo oxigenos para equilibrar con agua y oxidrilos los elementos que cambiaron su numero d oxidacion es decir los que obtengo luego de mirar sus estados

  4. Oye si tengo la siguiente ecuación

    Cu + HNO3 + Cu(NO3)2 + NO + HO

    y cuando le asigno los numeros de oxidación me que queda en los reactivos N+5 y en los productos N+3 y N+2, quisiera saber cual es el que debo comparar con el de reactivos para saber si perdió o gano electrones de valencia??

    1. el N es +5 en el HNO3 pero el N en NO es +2 y no hay otro. Se redujo perdio 3 electrones. Debe haber otro q se haya oxidado. El cobre pasa de 0 en el Cu a +2 en la sal. Ese se oxido. La reacción esta mal escrita se forma agua a lo ultimo. Y falta la flecha revisala bien

  5. hola, si tengo la siguiente reaccion:
    [Cr(OH)4]- + (OH)- + H2O2 —> CrO4 + H2O
    el oxigeno del peroxido vendria hacer -1, pero con cual oxigeno debo relacionarlo en el producto?? y por que??

  6. Hola, quiero darle las gracias por la información que nos entrega. Todo está muy bien explicado. Con respecto al primer ejercicio, como se el número de oxidación del cobre en : Cu(NO3)2 Para poder hacer una hemireaccion con el Cu ?

    1. Aqui en este caso el Cu tiene +2 porque el No3 tiene una carga negativa y son dos iones NO3. Rodrigo estamos para ayudarlos. Puedes difundir el sitio con tus compañeros gracias

  7. Hola profe antes que nada muy buen trabajo con su blog ….lo felicito tambien por su arduo trabajo ayudandonos y tambien su buen conocimiento… Pero me podria decir cual es el resultado de esta ecuacion ..con el metodo redox

    WO3 + SnCl2 + HCl → W3O8 + H2SnCl6 + H2O

    Porfa ayudame es para entenderle en estas vacaciones ●︿●…. paso a paso …porfa

      1. No entiendo la parte donde el primer termino del reactivo se tienen que equilibrar a cero no me da cero …. la valencia me va mal…. ayudeme porfa

  8. Muchas gracias por este post. La verdad nunca había entendido cómo balancear una ecuación Redox hasta el día de hoy. Como sugerencia, podrías arreglarlo para que las ecuaciones aparezcan en imágenes y usar colores para que se aprecie más rápido, por ejemplo, pintar de un color los iones que se oxidan y de otro color los iones que se reducen.
    Saludos.

  9. muchas gracias prof x sus ejercicios son muy buenos pdria ayudar con dos más por favor Na2cr2o7+fecl2+Hcl | crcl3+fecl3+NaCl+H2O y MnO2+Hl | Mnl2+I2+H2O

  10. Hola me gustó el blog…. muy completo… lo que no entendí fue en los medio básicos, en la semireaccion sacada: AsO2-1–>AsO4-3 de donde salen los índices del oxígeno: -1 y -3

    1. Se trata de la suma total de los números de oxidación. Si el arsénico es +3 y el oxígeno es -2 como casi siempre, el resultado será -1 porque son dos átomos de oxígeno que darían un total de -4 para ese elemento. Asi que -4 + 3 da = -1. Lo mismo hace con el otro ión.

  11. Hola, sabes estoy muy complicada con este ejercicio me puedes ayudar a resolverlo por favor por más que intento no puedo,
    S+ N[O3]- = S[O4]-2 + NO2

  12. Buenas tardes, en el siguiente ejercicio ya se quien se oxida(Cr) y se reduce(I): Cr(OH)3 + KIO3 + KOH —> K2CrO4 + KI pero no estoy segura sobre la separación de KIO3. Me podria ayudar con dicha separación?

  13. Hola! Alguien que me pueda ayudar a solucionar este ejercicio.
    Balancear la siguiente ecuación redox en solución ácida: CuS + NO3- → Cu2+ + NO + S8
    Gracias anticipadas!

  14. Hola! Tengo una duda, cual es la diferencia entre el método del cambio de numero de oxidación y el método ion electrón, o sea, como me doy cuenta cuando tengo que usar uno a cuando tengo que usar otro?
    Saludos
    pd: excelente explicación

  15. Hola, necesito balancear la siguiente ecuación: Fe(OH)2 + O2 = Fe(OH)3
    Si bien se cuales son los coeficientes que van no entiendo el proceso o el razonamiento para llegar al resultados.
    Gracias!

  16. hola alguien me podria ayudar con esto
    El CoIII puede oxidar el ion CrIII a CrVI, en medio ácido (ácido perclórico 3.0
    M) con trazas de ión plata. (realice el balance de la reacción).
     En una serie de experimentos a 298 K, la concentración inicial de CrIII
    era de 1.25 x 10-2 M, y las concentraciones de CoII 0.012 M, y la de
    CoIII 4 x 10-3 M.
    La formación de CrVI se registró por el aumento en la absorbancia a
    475 nm, y se encontró que la cinética era de primer orden. A partir de
    los gráficos de ln(A∞ – At) contra el tiempo, se observó que la constante
    de velocidad de primer orden era directamente proporcional a la
    concentración de AgI
    , cuando su concentración estaba entre 4 x 10-5
    y 4 x 10-3 M.

  17. disculpe, yo solamente he resuelto 5 ejercicios hasta el momento de balanceo de ecuaciones químicas y solo he visto el REDOX pero no entiendo la diferencia o bien no entiendo que es lo de medio ácido y lo de medio básico, ¿en que afecta a la resolución? porque me da el mismo resultado en coeficientes y subíndices. disculpe mi ignorancia pero no comprendo esa parte

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