Por Jack Brubaker | Actualizado el 30 de agosto de 2022
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Las reacciones de oxidación-reducción, o “redox”, son la piedra angular de las transformaciones químicas. Implican la transferencia de electrones entre especies:los electrones perdidos se oxidan y los electrones ganados se reducen. Equilibrar una ecuación química garantiza que cada átomo y cada carga aparezcan en ambos lados, respetando la conservación de la masa y la carga, principios fundamentales de la primera ley de la termodinámica. Las reacciones redox van un paso más allá al equilibrar también el recuento de electrones.
Escribe la reacción desequilibrada y determina qué átomos cambian de estado de oxidación. Por ejemplo, en la reacción ácida:
MnO4 – + C2 O4 2– + H + → Mn 2+ + CO2 + H2 O
Debido a que el oxígeno casi siempre lleva una carga de -2, la carga general de -1 del MnO4 – obliga al manganeso a tener un estado de oxidación +7. En C2 O4 2– , cada carbono es +3. Después de la reacción, el Mn es +2 y el carbono es +4:el manganeso se reduce y el carbono se oxida.
Exprese la oxidación y la reducción como semirreacciones separadas, agregando electrones para equilibrar la carga:
Reducción: MnO4 – + 8 H + + 5 e – → Mn 2+ + 4 H2 O
Oxidación: C2 O4 2– → 2 CO2 + 2 e –
Escale las semireacciones para que coincidan los recuentos de electrones. El paso de reducción requiere 5 electrones; el paso de oxidación solo 2. Multiplica la reducción por 2 y la oxidación por 5:
2 MnO4 – + 16 H + + 10 e – → 2 Mn 2+ + 8 H2 O
5 C2 O4 2– → 10 CO2 + 10 e –
La suma de las dos semireacciones equilibradas cancela los electrones:
2 MnO4 – + 16 H + + 5 C2 O4 2– → 2 Mn 2+ + 8 H2 O + 10 CO2
Esta es la ecuación redox completamente equilibrada.
Si sigue estos pasos sistemáticos, podrá equilibrar con confianza cualquier reacción redox, ya sea en un laboratorio o en un curso académico.
