Ajuste de ecuaciones redox: método del balance de electrones
QuímicaReacciones y redoxEdades 15–16
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Paso a paso: asigna el número de oxidación a cada elemento, identifica cuáles ganan o pierden electrones, escribe las semirreacciones de oxidación y de reducción, multiplícalas para que los electrones cedidos igualen a los ganados (una animación muestra los electrones pasando del agente reductor al agente oxidante) y, por último, coloca los coeficientes en la ecuación completa. Los estudiantes eligen una reacción del libro de texto y pulsan Paso siguiente, o dejan que avance sola.
Lección: Número de oxidación, agentes reductores y oxidantes, ajuste de ecuaciones redox
Qué muestra
En una reacción redox, los electrones pasan de un agente reductor, cuyo número de oxidación aumenta, a un agente oxidante, cuyo número de oxidación disminuye. El método del balance de electrones se basa en ello: asignar números de oxidación, escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción, multiplicarlas para que los electrones cedidos igualen a los ganados, pasar los coeficientes a la ecuación completa y ajustar los átomos restantes. Entre las siete reacciones hay casos en que solo parte de un reactivo se reduce, como el cobre con ácido nítrico diluido, donde la mayor parte del HNO₃ solo forma la sal nitrato.
Cómo usarla
Elige una Reacción y recorre los cinco pasos con Paso siguiente ▶, deteniéndote en cada uno para preguntar qué viene después: qué números de oxidación cambian, cuáles son las dos semirreacciones y qué multiplicadores igualan los electrones. Para una demostración a toda la clase, usa Automático con un Tiempo por paso mayor. Deja activado Señalar agente reductor / oxidante al principio; luego desactívalo y que los estudiantes identifiquen los agentes.
Parámetros que puedes cambiar
- Reacción Fe + O₂ → Fe₂O₃, Mg + HCl → MgCl₂ + H₂, Cu + HNO₃ diluido → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O, Cu + H₂SO₄ concentrado → CuSO₄ + SO₂ + H₂O, KMnO₄ + HCl → KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O, NH₃ + O₂ → NO + H₂O, Fe₂O₃ + CO → Fe + CO₂
- Avanzar pasos automáticamente
- Tiempo por paso 1–6 s
- Señalar agente reductor / oxidante
Preguntas para explorar
- En KMnO₄ + HCl, ¿qué elemento se oxida y por qué solo una parte del HCl actúa como reductor?
- ¿Por qué el coeficiente del HNO₃ es mayor que el número de átomos de nitrógeno que se reducen?
- En Fe₂O₃ + CO, ¿qué sustancia es el agente reductor y cuántos electrones pierde cada molécula?
Preguntas frecuentes
¿Cómo se identifica cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor en una reacción?
Se comparan los números de oxidación a ambos lados de la ecuación: la sustancia con el elemento cuyo número sube es el agente reductor, y la que contiene el elemento cuyo número baja es el agente oxidante. El reductor cede electrones y se oxida mientras el oxidante los gana y se reduce, de modo que en Mg + HCl el agente reductor es Mg (de 0 a +2).
¿Cómo se asignan los números de oxidación de los elementos de un compuesto?
Se parte de valores fijos, con un elemento en estado libre en 0, el H en +1 y el O en −2 (salvo en hidruros metálicos, peróxidos y OF₂), y se aplica la regla de que la suma es 0 en una molécula e igual a la carga en un ion. En HNO₃, por ejemplo, +1 + x + 3(−2) = 0 da x = +5 para el nitrógeno.
¿Por qué los electrones cedidos deben igualar a los ganados en una ecuación redox?
Deben ser iguales porque cada electrón que cede el agente reductor tiene que recibirlo el agente oxidante, así que las semirreacciones se multiplican hasta llegar al mínimo común múltiplo de sus electrones. En Fe + O₂, cada Fe cede 3 e⁻ y cada O₂ gana 4 e⁻, de modo que los multiplicadores 4 y 3 dan 12 e⁻ en ambos lados.
