Guia de Balanceo Redox

Balanceo
Significa buscar un punto de equilibrio entre las dos partes de una ecuación
química. Para poder lograr esto se debe igualar la cantidad de átomos de cada
elemento que está en los reactivos a los que están en los productos o viceversa.
Existen varios métodos para balancear una ecuación química solo para
nombrar algunos están:
Método de Tanteo.
Método Ion-electrón.
Método Redox.
El método que vamos a trabajar y explicar en esta guía es el método Redox
(oxidación-reducción), estas son las reacciones en las cuales los átomos
experimentan cambios del número de oxidación.
Una reacción de oxido-reducción se refiere a la pérdida y ganancia de
electrones en una reacción, es decir el desprendimiento o absorción de energía.
Para entender esto debemos conocer algunos conceptos básicos como:
OXIDACIÓN: es cuando un elemento pierde electrones originando que
aumente su número de oxidación.
REDUCCIÓN: es cuando un elemento gana electrones, originando que
disminuya su número de oxidación.
Por ejemplo: si un numero de oxidación cambia de +2 a +6 o de -5 a 0, es
oxidación y si cambia de +7 a +3 o de 0 a -2, es reducción.
átomos de un elemento en un compuesto, así como determinar la cantidad de
número de oxidación de cada elemento.
Numero de oxidación: es el número que se asigna a cada tipo de átomo de un
elemento, un compuesto o ión, y que representa el número de electrones que ha
Para poder
balancear por
método de redox
es importante
recordar como
determinar la
cantidad de
átomos de un
elemento en un
compuesto, así
como determinar
la cantidad de
número de
oxidación de
cada elemento

ganado, perdido o compartido. El número se establece de manera arbitraria, pero
su asignación se basa en diferentes postulados.
Reglas para asignar número de oxidación
La asignación de los números de oxidación se basa principalmente en el
principio de que en toda formula química la suma algebraica de los números de
oxidación es igual a cero. Por lo que se crearon ciertas reglas:
1. Los elementos no combinados, en forma de átomos o moléculas tienen
un número de oxidación igual a cero. Por ejemplo:
2. El hidrógeno en los compuestos de los cuales forma parte, tiene como
número de oxidación +1. Ejemplo:
 En los hidruros metálicos el número de oxidación es -1.
3. Cuando hay oxigeno presente en un compuesto o ion, el numero de
oxidación es de -2.ej:
 En los peróxidos el número de oxidación del oxigeno es -1: H2O2
-1.
 El oxigeno tiene numero de oxidación +2 en el F2O porque el F es mas
electronegativo que el oxigeno.
4. El número de oxidación de cualquier ion monoatómico es igual a su
carga. Ej:
5. Los no metales tienen números de oxidación negativos cuando están
combinados con el hidrogeno o con metales:
 Los números de oxidación de los no metales pasan a ser positivos cuando se
combinan con el oxigeno, excepto en los peróxidos.
Pasos para establecer el número de oxidación
Paso 1: Anotar encima de la formula los números de oxidación de
aquellos elementos con números de oxidación fijo, el elemento el cual
no se conoce el numero de oxidación se le asigna valor de “x” y así
construimos una ecuación igualándola a cero.

Paso 2: Multiplicar los subíndices por los números de oxidación
conocidos.
Paso 3: Sustituir los átomos por los valores obtenidos e igualar la suma
a cero, luego despejar X y calcular su valor, este será el numero de
oxidación faltante.
El mismo procedimiento se aplicará en el caso de los iones, con la
diferencia que la suma algebraica debe tener como resultado el número de carga
del ión, es decir que en vez de igualarla a cero se iguala a la carga del Ion.
Para aplicar este método se pueden seguir los siguientes pasos:
1. Determinar el número de oxidación de cada uno de los elementos de
todos los compuestos, escribiendo en la parte superior del símbolo de cada
elemento, su correspondiente valor
2. Ya establecidos los números de oxidación, observe detenidamente qué
elemento se oxida y cuál se reduce. Esto puede ser indicado de la siguiente
forma:
3. El hidrógeno se reduce, ya que pasa de un número de oxidación de +1 a
0. Esto debe interpretarse como que el hidrógeno gana un electrón. Sin
embargo, al haber 2 hidrógenos en ambos lados de la ecuación, este valor
debe multiplicarse por 2.
4. Observe que el oxígeno se oxida, ya que pasa de un número de oxidación
de -2 a 0. Esto quiere decir que el oxígeno pierde dos electrones. Del lado
derecho de la ecuación, aparece el oxígeno en su estado fundamental (O2)
como molécula diatómica, por lo que es necesario multiplicar por 2.
Red: 1elec. X 2=2
Ox: 2 elec X 2= 4
El oxigeno se oxida
y el hidrogeno se
reduce. Los
electrones que
pierde el oxigeno,
los gana el
hidrogeno.

5. anote en la parte inferior de la molécula de hidrógeno, el número de
electrones ganados en la reducción. Haga lo mismo para la molécula de
oxígeno, anotando el número de electrones perdidos en la oxidación:
6. Estos dos valores obtenidos, serán los primeros dos coeficientes, pero
cruzados. El 4 será el coeficiente del hidrógeno y el 2 el coeficiente del
oxígeno:
7. El resto de sustancias se balancean por tanteo, en este caso, poniendo un
coeficiente 4 al agua:
Facilitador: Manuel Acosta

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