Ionelectron

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)

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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-
H2SO4 se disocia en H2+ SO4 -2
H3PO4 se disocia en H3+PO4-3

las sales se disocian en el catión positivo y el OH-
Ejemplo:
NaOH se disocia en Na+OH-
Mg(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:

Ag Cl se disocia en Ag+Cl-
AgNO3 se disocia en Ag+NO3-
Cu(NO3)2 se disocia en Cu+2 (NO3)2-
Al2(SO4)3 se disocia en Al2+3 (SO4)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
-
NO 3 NO + 2 H2O

5.- Igualar los átomos de hidrógenos H+ (iones hidrógenos) donde falta hidrógeno.

o

I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+
o
- +
NO 3 + 4H NO + 2H2O

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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
- + -
NO 3 + 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 NO 3 + 40 H + 30 e 10 NO + 20 H2O
o o o
- + -
3I2 + 10NO 4H 3 +
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

Problemas Resueltos:

4.1 Balancee por el método del ión-electrón las siguientes reacciones:

a) Zn + NO3- + H+ Zn+2 + NH4+ + H2O

b) Fe+2 + NO3- Fe+3 + NO (solución ácida)

c) MnO4- + I- + H2O MnO2 + I2 + OH-

d) CIO3- + I- CI- + I2 (solución básica)

Soluciones:

a) La ecuación está en forma iónica y está en medio ácido por contener iones
hidrógenos H+. Escribimos las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y
reductor, y le aplicamos todos los pasos:
o
4 x (Zn Zn+2 + 2e- ) Ag. Reductor

1 x ( NO3- + 10 H+ + 8 e- NH4+ + 3 H2O) Ag. Oxidante

4 Zn 4Zn+2 + 8e-

NO3- + 10 H+ + 8 e- NH4+ + 3 H2O

4Zn + NO3- + 10 H+ 4Zn+2 + NH+4 + 3 H2O


Otra forma de resolverlo:

Zn Zn+2 NO3- NH4+

Zn Zn+2 NO3- NH4+ + 3 H2O

Zn Zn+2 NO3- + 10 H+ NH4+ + 3 H2O

4 x (Zn Zn+2 + 2 e-) NO3- + 10 H+ + 8e- NH4+ + 3 H2O

4 Zn 4Zn+2 + 8e-

NO3- + 10 H+ + 8 e- NH4+ + 3H2O

4 Zn + NO3- + 10 H+ + 8e- 4Zn+2 + NH4- + 3 H2O

b) La ecuación está en solución ácida no tiene los iones de H+ pero al balancearla le
colocaremos los iones de H+ y H2O.

3 x ( Fe+2 Fe+3 + 1 e- ) (Ag. Reductor)

NO3- + 4 H+ + 3e- NO + 2 H2O (Ag. Oxidante)

3Fe+2 3Fe+3 + 3 e-

NO3- + 4 H+ + 3e- NO + 2 H2O

3Fe+2 + NO3- + 4 H+ 3Fe+3 + NO + 2 H2O

Otra forma:

Fe+2 Fe+3 3Fe-3 NO

Fe+2 Fe+3 NO3- NO + 2 H2O

Fe+2 Fe+3 NO3- 4 H+ + NO + 2 H2O

Fe+2 Fe+3 + e- NO3- + 4 H+ + 3e- NO + 2 H2O

3 Fe+2 3 Fe+3 + 3 e-
NO3- + 4 H+ + 3e NO + 2 H2O

3 Fe+2 + NO3- + 4 H+ 3 Fe+2 + NO + 2 H2O

c) La ecuación está en medio alcalino por presencia de OH-. Se realizan los pasos comunes
hasta el 6 y luego se agrega a cada miembro tanto OH- como H+ haya, luego se eliminan los
H+ formando agua y se eliminan los O2O duplicados en ambos miembros.

MnO4- + 4 H+ + 3 e- MnO2 + 2 H2O Ag. Oxidante

2 I- I2 + 2 e- Ag. Reductor

Ahora agrego al agente oxidante a la izquierda y a la derecha 4 OH-, combino los 4 OH-
con 4 H+ y formo 4 H2O y elimino 4 H2O a la izquierda con 2 H2O a la derecha y nos
quedan 2 H2O a la izquierda.

MnO4- + 4 H+ + 4 OH- + 3 e- MnO2 + 2 H2O + 4 OH-

2
4 H2O
o
-
2I I2 + 2 e-

2 x (MnO4- + 2 H2O + 3 e- MnO2 + 4 OH-)

3 x (2 I- I2 + 2 e-)

2 MnO4- + 4 H2O + 6 e- 2 MnO2 + 8 OH-

6 I- 3 I2 + 6 e-

2 MnO4- + 6 I- + 4 H2O 2 MnO2 + 3 I2 + 8 OH-

d) La ecuación está en solución básica, no aparecen los iones OH-, pero éstos los
colocaremos junto con el agua al balancear la ecuación.

ClO3- + 6 H+ + 6 e- Cl- + 3 H2O Ag. Oxidante

2 I- I2 + 2 e- Ag. Reductor


ClO3- + 6 H+ + 6 OH- + 3 e- Cl- + 3 H2O + 6 OH-

3
6 H2O

2 I- I2 + 2 e-

1 x (ClO3- + 3 H2O + 6 e- Cl- + 6 OH-)

3 x (2 I- I2 + 2 e-)

ClO3- + 3 H2O + 6 e- Cl- + 6 OH-

6 I- 3I2 + 6 e-

ClO3- + 6 I- + 3 H2O Cl- + 6 I2 + 6 OH-

4.2 Balancee por medio de la media reacción e indique cuál es el agente oxidante y cuál el
agente reductor.

a) Bi2O3 + KOH + KClO KBiO3 + KCl + H2O

b) Cl2 + KOH KClO3 + KCl + H2O

c) C + HNO3 CO2 + NO2 + H2O

Soluciones:

Estas ecuaciones están en forma molecular, debemos pasarla a forma iónica.

a) o o
Bi2O3 + K+OH- + K+ClO K+BiO3- + K+Cl - + H2O

Se escriben las ecuaciones iónicas parciales de los agentes oxidante y reductor.


Bi2O3 + 3 H2O 2 BiO3- + 6H+ + 4 e- Ag. Reductor.

ClO- + 2H+ + 2 e- Cl- + H2O Ag. Oxidante.

Como está en medio alcalino por contener iones OH- (KOH), se deben eliminar los H+
agregando en ambos miembros de cada semi-reacción tantos OH- como H+ haya, luego
combinar los H+ para formar H2O y eliminar el H2O duplicando en ambos miembros.

1 x (Bi2O3 + 3 H2O + 6 OH- 2 BiO3- + 6H+ + 6 OH- + 4 e-e)
3

6 H2O

2 x (ClO- + 2H+ + 2 OH- + 2 e- Cl- + H2O + 2 OH-)

2 H2O

2
Bi2O3 + 6 OH- 2 BiO3- + 6H+ + 3 H2O + 4 e-e

2 ClO- + 2 H2O + 4 e-e 2 Cl- + 4 OH-

Bi2O3 + 2 OH- + 2 ClO- 2 BiO3- + 2 Cl- + H2O

y trasladamos los coeficientes a la ecuación molecular:

Bi2O3 + 2 KOH + 2KClO 2 KBiO3 + H2O

b) Esta reacción es en solución básica por la presencia de KOH. Esta es una reacción de
dismutación.

o o
Cl2 + K+ OH- K+ ClO3- + K+ Cl- + H2O

Se escriben las ecuaciones iónicas parciales de los agentes oxidante y reductor

o o
Cl2 + 6 H2O 2 ClO3- + 12 H+ + 10 e-

o
Cl2 + 2 e- 2 Cl-

o
1 x ( Cl2 + 6 H2O + 12 OH- 2 ClO3- + 12 H+ + 12 OH- + 10 e- )
6
12 H2O
o
5 x (Cl2 + 2 e- 2 Cl-)

o
Cl2 + 12 OH- 2 ClO3- + 6 H2O + 10 e-)

o
5 Cl2 + 10 e- 10 Cl-
o
6 Cl2 + 12 OH- 2 ClO3- + 6 H2O + 10 Cl-

Simplificando tenemos:

o
3 Cl2 + 6 OH- ClO3- + 3 H2O + 5 Cl-

y trasladamos estos coeficientes a la ecuación molecular:

c) o o o o
C + H+NO3- CO2 + NO2 + H2O

Esta reacción esta en solución ácida por la presencia de HNO3 Ácida trioxonítrico (v) o
Trioxonitrato (v) de hidrógeno, tradicionalmente llamado ácido nítrico. Se escriben las
reacciones iónicas parciales de los agentes: oxidante y reductor.

o
1 x (C + 6H2O CO2 + 4 H+ + 4 e-) Ag. Reductor.
o
4 x (NO3- + 2 H+ + e- NO2 + H2O) Ag. Oxidante.

o
C + 2 H2O CO2 + 4 H+ + 4 e-
4 2
4 NO3- + 8 H+ + 4 e- 4 NO2 + 4 H2O)

C + 4 NO3- + 4 H+ CO2 + 4 NO2 + 2 H2O

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y se trasladan los coeficientes a la ecuación molecular:

C + 4 HNO3 CO2 + 4 NO2 + 2H2O

Otra forma de resolverlo:

C CO2 HNO3 NO2

C + 2 H2O CO2 HNO3 + H+ NO2 + H2O

C + 2 H2O + 4 e- CO2 + 4 H+ HNO3 + H+ NO2 + H2O + e-

C + 2 H2O + 4 e- CO2 + 4 H+

2
4HNO3 + 4 H+ 4 NO2 + 4 H2O + 4 e-

C + 4 HNO3 CO2 + 4 NO2 + 2 H2O

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