Óxido-Reducción. Método del ión-electrón.
Prof. Carlos Roberto Salas Carmona
En el semestre anterior de química, usted balanceó ecuaciones químicas sencillas por
simple inspección o tanteo. Muchas ecuaciones son demasiado complejas para que este
procedimiento de balanceo por tanteo resulte práctico; sin embargo, la gran mayoría de las
reacciones de interés en este semestre (electroquímica, equilibrio iónico) son reacciones de
óxido-reducción que comprenden la transferencia de electrones de un reactivo a otro, y en
estos casos, el balanceo se efectúa aplicando procedimientos sistemáticos. Este último
capítulo esta dedicado a los métodos comúnmente usados para el balanceo de estas
ecuaciones, a saber el método de la media reacción (o del ión-electrón) y el método del
número de oxidación.
Antes de estudiar estos dos métodos de balanceo o igualación de ecuaciones de la
media 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-ELECTRÓN
Para entender este método se debe tener claro las disociaciones de ácidos, bases y
sales (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
-
H2SO
4
se disocia en H2
+
SO
4
-2
H3PO
4
se disocia en H3
+
PO
4
-3
las sales se disocian en el catión positivo y el OH
-
Ejemplo:
N
a
OH se disocia en Na
+
OH
-
M
g
(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:
A
g
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
(SO
4
)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 probable
que conduzca a error. Además este método es más práctico cuando se trate de balancear
ecuaciones iónicas, que el método del número de oxidación y se evita estar determinando
los números de oxidación de cada elemento para saber cuál elemento se oxida y cuál se
reduce, 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-ELECTRÓN
1.- Si la ecuación está en forma molecular pasarla a forma iónica. Aquí hay que tener en
cuenta que los elementos libres, los óxidos, el H2O y el H2O2 no se disocian, sólo se
disocian 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 agente
oxidante 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 H2O
para balancear los
oxígenos:
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 el
miembro 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
-
se
debe: “agregar a cada miembro de las ecuaciones parciales tantos OH
-
como H
+
haya.
Combinar los H
+
y OH
-
para formar H2O
y anular
el agua que aparezca duplicado en
ambos miembros”. Nota: En esta ecuación no se realiza porque no tiene OH
-
,
es decir, no
está 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 agente
oxidante, multiplicando las ecuaciones parciales por los número mínimos necesario para
esto.
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 estos
coeficientes a la ecuación molecular y se inspeccionan el balanceo de la ecuación.
Ejemplo:
3I2 + 10HNO3 6HIO3 + 10NO + 2H2O
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