Cómo balancear una reacción de óxido reducción (redox)

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Una reacción de óxido-reducción, reducción-oxidación o simplemente redox es una reacción química en la cual uno de los reactivos se reduce mientras que el otro se oxida.[1] La óxido-reducción se refiere a la transferencia de electrones entre elementos o compuestos y se designa según el estado de oxidación.[2] Un átomo se oxida cuando su número de oxidación aumenta y se reduce cuando su número de oxidación disminuye. Las reacciones redox son esenciales para funciones básicas de la vida, como por ejemplo, la fotosíntesis y la respiración.[3] Para balancear una reacción redox es necesario seguir más pasos que para balancear una ecuación química regular. El paso más importante es identificar si la reacción que se está produciendo es realmente una reacción redox.

Parte 1
Parte 1 de 3:

Identificar una reacción redox

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  1. Step 1 Aprende las reglas para asignar un estado de asignación.
    El estado de oxidación de una especie (cada elemento de la ecuación) es un número equivalente a la cantidad de electrones que se pueden ganar, perder o compartir con otro elemento durante el proceso de enlace químico.[4] Existen siete reglas que te permitirán determinar el estado de oxidación de un elemento. Debes seguirlas en el orden descrito. Si dos de las reglas entran en conflicto, usa la primera regla para asignar el estado de oxidación (EDO).[5]
    • Regla nº 1: un átomo individual, por sí mismo, tiene un EDO de 0. Por ejemplo: Au, EDO = 0. CI2 también tiene un EDO de 0, siempre y cuando no se combine con otro elemento.
    • Regla nº 2: el EDO total de todos los átomos en una especie neutra es siempre 0, pero en un ion es igual a la carga de ese ion. El EDO de la molécula debe ser igual a 0, pero el EDO de cada elemento de la molécula puede no ser cero. Por ejemplo, H2O tiene un EDO de 0, cada átomo de hidrógeno tiene un EDO de +1, mientras que el átomo de oxígeno tiene un EDO de -2. El ion Ca2+ tiene un estado de oxidación de +2.
    • Regla nº 3: en los compuestos, los metales del grupo 1 tienen un EDO de +1 y los metales del grupo 2 tienen un EDO de +2.
    • Regla nº 4: el estado de oxidación del flúor en un compuesto es -1.
    • Regla nº 5: el estado de oxidación del hidrógeno en un compuesto es de +1.
    • Regla nº 6: el estado de oxidación del oxígeno en un compuesto es de -2.
    • Regla nº 7: en compuestos de dos elementos donde al menos uno es un metal, los elementos del grupo 15 tienen un EDO de -3; los del grupo 16 tiene un EDO de -2; y los del grupo 17 tienen un EDO de -1.
  2. Step 2 Divide la reacción en dos semirreacciones.
    Si bien las semirreacciones hipotéticamente son reacciones, dividiendo la ecuación podrás determinar fácilmente si se produce o no una reacción redox. Para hacerlo, toma el primer reactivo y escríbelo como una semirreacción con el producto que incluya al elemento del reactivo. Luego toma el segundo reactivo y escríbelo como una semirreacción con el producto que incluya a ese elemento.
    • Por ejemplo, Fe + V2O3 ---> Fe2O3 + VO se divide en las siguientes dos semirreacciones.
      • Fe ---> Fe2O3
      • V2O3 ---> VO
    • Si solo hay un reactivo y dos productos, crea una semirreacción con el reactivo y el primer producto y una semirreacción con el reactivo y el segundo producto. Cuando al final vayas a combinar las semirreacciones, no olvides volver a combinar los reactivos. Puedes hacer lo mismo si hay dos reactivos y un solo producto: utiliza cada reactivo con el mismo producto en las semirreacciones.
      • ClO- ---> Cl- + ClO3-
      • Semirreacción 1: ClO- ---> Cl-
      • Semirreacción 2: ClO- ---> ClO3-
  3. Step 3 Asígnale a cada elemento de la ecuación su estado de oxidación.
    Utilizando las siete reglas de asignación de estado de oxidación, determina el estado de oxidación de cada especie de la ecuación química dada. Si bien un compuesto puede ser neutro, los elementos que compensen ese compuesto tendrán un estado de oxidación con carga. Recuerda seguir las reglas en el orden establecido.
    • En la primera semirreacción del ejemplo anterior: el EDO del átomo de Fe que está solo es 0 (regla nº 1), el EDO del Fe en Fe2 es +3 (reglas nº 2 y 6) y el EDO del O en O3 es -2 (regla nº 6).
    • En la segunda semirreacción: el EDO del V en V2 es +3 (reglas nº 2 y 6) mientras que el EDO del O en O3 es -2 (regla nº 6). El EDO del V es +2 (regla nº 2), mientras que el del O es de -2 (regla nº 6).
  4. Step 4 Determina si una especie se oxida mientras que la otra se reduce.
    Observando los estados de oxidación de cada especie de la semirreacción, determina si una de las especies se oxida (aumenta su estado de oxidación), mientras que la otra se reduce (disminuye su estado de oxidación).[6]
    • En el ejemplo, la primera semirreacción se oxida debido a que el Fe comienza con un EDO de 0 y aumenta a 3. La segunda semirreacción se reduce debido a que el V comienza con un EDO de +6 y disminuye a +2.
    • Como una de las especies se oxida y la otra se reduce, entonces la ecuación es una reacción de óxido-reducción.[7]
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Parte 2
Parte 2 de 3:

Balancear una reacción redox en una solución neutra o ácida

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  1. Step 1 Divide la reacción en dos semirreacciones.
    Tú ya tendrás tu ecuación dividida en dos semirreacciones ya que tuviste que hacerlo en el paso anterior para determinar si se producía o no una reacción redox. Si ya te confirmaron que es una reacción redox, entonces el primer paso será dividir la reacción en dos semirreacciones. Para hacerlo, toma el primer reactivo y escríbelo como media ecuación con el producto que incluya a ese elemento en el reactivo. Luego toma el segundo reactivo y escríbelo como semirreacción con el producto que incluya a ese elemento.
    • Por ejemplo, Fe + V2O3 ---> Fe2O3 + VO se divide en las siguientes dos semirreacciones:
      • Fe ---> Fe2O3
      • V2O3 ---> VO
    • Si solo hay un reactivo y dos productos, crea una semirreacción con el reactivo y el primer producto y una semirreacción con el reactivo y el segundo producto. Cuando al final vayas a combinar semirreacciones, no olvides volver a combinar los reactivos. Puedes hacer lo mismo si hay dos reactivos y un solo producto: utiliza cada reactivo con el mismo producto en las semirreacciones.
      • ClO- ---> Cl- + ClO3-
      • Semirreacción 1: ClO- ---> Cl-
      • Semirreacción 2: ClO- ---> ClO3-
  2. Step 2 Balancea...
    Balancea todos los elementos de la ecuación, excepto el hidrógeno y el oxígeno. Una vez que hayas determinado que se produce una reacción redox, es momento de balancearla. Comienza por balancear todos los elementos de cada semirreacción que no sean hidrógeno (H) ni oxígeno (O). Hazlo siguiendo estos pasos:
    • Semirreacción 1:
      • Fe ---> Fe2O3
      • Hay 1 átomo de Fe en el lado izquierdo y 2 en el derecho. Multiplica el izquierdo por 2 para balancear.
      • 2Fe ---> Fe2O3
    • Semirreacción 2:
      • V2O3 ---> VO
      • Hay 2 átomos de V en el lado izquierdo y 1 en el derecho. Multiplica el derecho por 2 para balancear.
      • V2O3 ---> 2VO
  3. Step 3 Balancea los átomos de oxígeno agregando H2O en el lado opuesto de la reacción.
    Determina la cantidad de átomos de oxígeno de cada lado de la ecuación. Balancea la ecuación agregando moléculas de agua en el lado que tenga menos átomos de oxígeno hasta que ambos lados queden iguales.
    • Semirreacción 1:
      • 2Fe ---> Fe2O3
      • Hay 3 átomos de O en el lado derecho y ninguno en el izquierdo. Agrega 3 moléculas de H2O en el lado izquierdo para balancear.
      • 2Fe + 3H2O ---> Fe2O3
    • Semirreacción 2:
      • V2O3 ---> 2VO
      • Hay 3 átomos de O en el lado izquierdo y dos en el derecho. Agrega 1 molécula de H2O en el lado derecho para balancear.
      • V2O3 ---> 2VO + H2O
  4. Step 4 Balancea los átomos de hidrógeno agregando H+ en el lado opuesto de la ecuación.
    Tal como hiciste con los átomos de oxígeno, determina ahora los átomos de hidrógeno para cada lado de la ecuación. Luego balancéala agregando átomos de H+ en el lado que tenga menos átomos hasta que ambos lados queden iguales.
    • Semirreacción 1:
      • 2Fe + 3H2O ---> Fe2O3
      • Hay 6 átomos en el lado izquierdo y ninguno en el derecho. Agrega 6 H+ en el lado derecho para balancear.
      • 2Fe + 3H2O ---> Fe2O3 + 6H+
    • Semirreacción 2:
      • V2O3 ---> 2VO + H2O
      • Hay 2 átomos de H en el lado derecho y ninguno en el izquierdo. Agrega 2 H+ en el lado izquierdo para balancear.
      • V2O3 + 2H+ ---> 2VO + H2O
  5. Step 5 Equilibra las cargas agregando electrones en el lado correspondiente de la ecuación.
    Una vez que hayas balanceado el hidrógeno y el oxígeno, uno de los lados de la ecuación será más positivo que el otro. Agrega suficientes electrones en el lado de la ecuación que sea más positivo para hacer que la carga sea igual a cero.
    • Los electrones casi siempre se agregan en el lado que tiene los átomos de H+.
    • Semirreacción 1:
      • 2Fe + 3H2O ---> Fe2O3 + 6H+
      • La carga del lado izquierdo de la ecuación es 0, mientras que la del lado derecho tiene una carga de 6+ debido a los iones de hidrógeno. Agrega 6 electrones en el lado derecho para balancear.
      • 2Fe + 3H2O ---> Fe2O3 + 6H+ + 6e-
    • Semirreacción 2:
      • V2O3 + 2H+ ---> 2VO + H2O
      • La carga del lado izquierdo de la ecuación es 2+, mientras que la del lado derecho es 0. Agrega 2 electrones en el lado izquierdo para hacer que la carga sea igual a cero.
      • V2O3 + 2H+ + 2e- ---> 2VO + H2O
  6. Step 6 Multiplica cada semirreacción por un factor de escala de modo que los electrones sean iguales en las dos semirreacciones.
    Debes igualar los electrones de cada lado de la ecuación, de modo que al sumar las dos semirreacciones los electrones se cancelen entre sí. Multiplica la reacción por el mínimo común múltiplo de ambos electrones para hacer que sean iguales.[8]
    • La semirreacción 1 tiene 6 electrones mientras que la semirreacción 2 tiene 2 electrones. Si multiplicas la semirreacción 2 por 3, tendrá 6 electrones y será igual a la primera semirreacción.
    • Semirreacción 1:
      • 2Fe + 3H2O ---> Fe2O3 + 6H+ + 6e-
    • Semirreacción 2:
      • V2O3 + 2H+ + 2e- ---> 2VO + H2O
      • Multiplica por 3: 3V2O3 + 6H+ + 6e- ---> 6VO + 3H2O
  7. Step 7 Combina las dos semirreacciones.
    Escribe todos los reactivos en el lado izquierdo de la ecuación y todos los productos en el lado derecho de la ecuación. Notarás que hay términos equivalentes en ambos lados de la ecuación, como H2O, H+ y e-. Cancela los términos equivalentes y los términos que queden conformarán una ecuación balanceada.
    • 2Fe + 3H2O + 3V2O3 + 6H+ + 6e- ---> Fe2O3 + 6H+ + 6e- + 6VO + 3H2O
    • Los electrones de ambos lados de la ecuación se cancelarán y como resultado quedará: 2Fe + 3H2O + 3V2O3 + 6H+ ---> Fe2O3 + 6H+ + 6VO + 3H2O
    • Hay 3 iones de H2O y 6+ en cada lado de la ecuación que también se cancelan, dejando como resultado la siguiente ecuación final balanceada: 2Fe + 3V2O3 ---> Fe2O3 + 6VO
  8. Step 8 Revisa bien que cada lado de la ecuación tenga la misma carga.
    Una vez que hayas terminado de balancear, revisa la ecuación para asegurarte de que las cargas estén balanceadas en ambos lados de la ecuación. Las cargas de cada lado deben ser iguales.
    • En el lado derecho de la ecuación: el EDO del Fe es 0. En V2O3, el EDO del V es +3 y el del O es -2. Multiplicando por el número de átomos de cada elemento, obtendrás V = +3 x2 = 6 y O = -2 x 3 = -6. Las cargas se cancelan.
    • En el lado izquierdo de la ecuación: en Fe2O3, el EDO del Fe es +3 y el del O es -2. Multiplica por el número de átomos de cada elemento, Fe = +3 x 2 = +6 y O = -2 x 3 = -6. Las cargas se cancelan. En VO, el EDO del V es +2, mientras que el del O es -2. Las cargas también se cancelan en este lado.
    • Debido a que todas las cargas son iguales a cero, la ecuación está correctamente balanceada.
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Parte 3
Parte 3 de 3:

Balancear una reacción redox en una solución básica

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  1. Step 1 Divide la reacción en dos semirreacciones.
    Para balancear en una solución básica hay que seguir los mismos pasos que se describen anteriormente, solo que con un paso extra al final. Una vez más, la ecuación ya deberá estar dividida en dos semirreacciones ya que debiste haberla dividirlo en el paso anterior para determinar si se producía una reacción redox. Si ya te confirmaron que es una reacción redox, entonces el primer paso será dividirla en dos semirreacciones. Para hacerlo, toma el primer reactivo y escríbelo como una semirreacción con el producto que incluya al elemento del reactivo. Luego toma el segundo reactivo y escríbelo como una semirreacción con el producto que incluya a ese elemento.
    • Por ejemplo, balancea la siguiente reacción en una solución básica: Ag + Zn2+ ---> Ag2O + Zn. Esta reacción se divide en las siguientes semirreacciones:
      • Ag ---> Ag2O
      • Zn2+ ---> Zn
  2. Step 2 Balancea...
    Balancea todos los elementos de la ecuación, excepto el hidrógeno y el oxígeno. Una vez que hayas determinado que se produce una reacción redox, es momento de balancearla. Comienza por balancear todos los elementos de cada semirreacción que no sean hidrógeno (H) ni oxígeno (O). Hazlo siguiendo estos pasos:
    • Semirreacción 1:
      • Ag ---> Ag2O
      • Hay un átomo de Ag en el lado izquierdo 2 en el lado derecho. Multiplica el izquierdo por 2 para balancear.
      • 2Ag ---> Ag2O
    • Semirreacción 2:
      • Zn2+ ---> Zn
      • Hay 1 átomo de Zn en el lado izquierdo y 1 en el derecho, por lo tanto, la ecuación ya está balanceada.
  3. Step 3 Balancea los átomos de oxígeno agregando H2O en el lado opuesto de la reacción.
    Determina la cantidad de átomos de oxígeno de cada lado de la ecuación. Balancea la ecuación agregando moléculas de agua en el lado que tenga menos átomos de oxígeno hasta que ambos lados queden iguales.
    • Semirreacción 1:
      • 2Ag ---> Ag2O
      • No hay ningún átomo de O en el lado izquierdo y uno en el derecho. Agrega una molécula de H2O en el lado izquierdo para balancear.
      • H2O + 2Ag ---> Ag2O
    • Semirreacción 2:
      • Zn2+ ---> Zn
      • No hay átomos de O en ninguno de los lados, por lo tanto, la ecuación ya está balanceada.
  4. Step 4 Balancea los átomos de hidrógeno agregando H+ en el lado opuesto de la ecuación.
    Tal como hiciste con los átomos de oxígeno, determina ahora los átomos de hidrógeno para cada lado de la ecuación. Luego balancéala agregando átomos de H+ en el lado que tenga menos átomos hasta que ambos lados queden iguales.
    • Semirreacción 1:
      • H2O + 2Ag ---> Ag2O
      • Hay 2 átomos de H en el lado izquierdo y ninguno en el derecho. Agrega 2 H+ en el lado derecho para balancear.
      • H2O + 2Ag ---> Ag2O + 2H+
    • Semirreacción 2:
      • Zn2+ ---> Zn
      • No hay átomos de H en ninguno de los lados, por lo tanto, la ecuación ya está balanceada.
  5. Step 5 Equilibra las cargas agregando electrones en el lado correspondiente de la ecuación.
    Una vez que hayas balanceado el hidrógeno y el oxígeno, uno de los lados de la ecuación será más positivo que el otro. Agrega suficientes electrones en el lado de la ecuación que sea más positivo para hacer que la carga sea igual a cero.
    • Los electrones casi siempre se agregan en el lado que tiene los átomos de H+.
    • Semirreacción 1:
      • H2O + 2Ag ---> Ag2O + 2H+
      • La carga del lado izquierdo de la ecuación es 0, mientras que el lado derecho tiene una carga de 2+ debido a los iones de hidrógeno. Agrega 2 electrones en el lado derecho para balancear.
      • H2O + 2Ag ---> Ag2O + 2H+ + 2e-
    • Semirreacción 2:
      • Zn2+ ---> Zn
      • La carga del lado izquierdo de la ecuación es 2+ mientras que la del lado derecho es 0. Agrega 2 electrones en el lado izquierdo para hacer que la carga sea igual a cero.
      • Zn2+ + 2e- ---> Zn
  6. Step 6 Multiplica cada semirreacción por un factor de escala de modo que los electrones sean iguales en las dos semirreacciones.
    Debes igualar los electrones de cada lado de la ecuación, de modo que al sumar las dos semirreacciones los electrones se cancelen entre sí. Multiplica la reacción por el mínimo común múltiplo de ambos electrones para hacer que sean iguales.[9]
    • En el ejemplo, ambos lados ya están balanceados con 2 electrones de cada lado.
  7. Step 7 Combina las dos semirreacciones.
    Escribe todos los reactivos en el lado izquierdo de la ecuación y todos los productos en el lado derecho de la ecuación. Notarás que hay términos equivalentes en ambos lados de la ecuación, como H2O, H+ y e-. Cancela los términos equivalentes y los términos que queden conformarán una ecuación balanceada.
    • H2O + 2Ag + Zn2+ + 2e- ---> Ag2O + Zn + 2H+ + 2e-
    • Los electrones de ambos lados de la ecuación se cancelan y la ecuación quedará así: H2O + 2Ag + Zn2+ ---> Ag2O + Zn + 2H+
  8. Step 8 Balancea los iones de hidrógeno positivos con iones hidroxilos negativos.
    [10] Como debes hacer el balanceo en una solución básica, ahora hay que cancelar los iones de hidrógeno. Agrega la misma cantidad de iones OH- para balancear los iones H+. Cuando vayas a agregar los iones OH-, recuerda que debes agregar la misma cantidad en ambos lados de la ecuación.
    • H2O + 2Ag + Zn2+ ---> Ag2O + Zn + 2H+
    • En el lado derecho de la ecuación hay 2 iones H+. Esto significa que hay que agregar 2 iones OH- en ambos lados de la ecuación.
    • H2O + 2Ag + Zn2+ + 2OH- ---> Ag2O + Zn + 2H+ + 2OH-
    • El H+ se combina con el OH- para formar una molécula de agua (H2O), por lo que la ecuación quedará así: H2O + 2Ag + Zn2+ + 2OH- ---> Ag2O + Zn + 2H2O
    • Puedes cancelar una molécula de agua en el lado derecho y obtendrás la siguiente ecuación final balanceada: 2Ag + Zn2+ + 2OH- ---> Ag2O + Zn + H2O
  9. Step 9 Revisa bien que cada lado de la ecuación tenga una carga igual a cero.
    Una vez que hayas terminado de balancear, revisa bien la ecuación para asegurarte de que las cargas estén balanceadas en ambos lados. Las cargas (estado de oxidación de todos los elementos) de cada lado de la ecuación deben ser igual a cero.
    • En el lado izquierdo de la ecuación: el Ag tiene un EDO de 0. El ion Zn2 tiene un EDO de +2. En el ion OH- el EDO es -1, pero como hay 2, la carga total es -2. El +2 del Zn y el -2 del ion OH- se cancelan y quedan en cero.
    • En el lado derecho de la ecuación: en el Ag2O, el Ag tiene un EDO de +1, mientras que el del O es -2. Multiplicando por la cantidad de átomos de Ag = +1 x 2 = +2, el -2 del O se cancela. El Zn tiene un EDO de 0. La molécula de agua también tiene un EDO de 0.
    • Debido a que todas las cargas son iguales a cero, la ecuación está correctamente balanceada.
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Referencias

  1. ↑ http://chemwiki.ucdavis.edu/Analytical_Chemistry/Electrochemistry/Redox_Chemistry/Balancing_Redox_reactions
  2. ↑ http://chemwiki.ucdavis.edu/Analytical_Chemistry/Electrochemistry/Redox_Chemistry/Oxidation-Reduction_Reactions
  3. ↑ http://chemwiki.ucdavis.edu/Analytical_Chemistry/Electrochemistry/Redox_Chemistry/Oxidation-Reduction_Reactions
  4. ↑ http://chemwiki.ucdavis.edu/Analytical_Chemistry/Electrochemistry/Redox_Chemistry/Oxidation_State
  5. ↑ http://chemwiki.ucdavis.edu/Analytical_Chemistry/Electrochemistry/Redox_Chemistry/Oxidation_State
  6. ↑ http://chemwiki.ucdavis.edu/Analytical_Chemistry/Electrochemistry/Redox_Chemistry/Balancing_Redox_reactions
  7. ↑ http://chemwiki.ucdavis.edu/Analytical_Chemistry/Electrochemistry/Redox_Chemistry/Balancing_Redox_reactions
  8. ↑ http://chemwiki.ucdavis.edu/Analytical_Chemistry/Electrochemistry/Redox_Chemistry/Balancing_Redox_reactions
  9. ↑ http://chemwiki.ucdavis.edu/Analytical_Chemistry/Electrochemistry/Redox_Chemistry/Balancing_Redox_reactions
  1. ↑ http://chemwiki.ucdavis.edu/Analytical_Chemistry/Electrochemistry/Redox_Chemistry/Balancing_Redox_reactions

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