1. Ajuste de las ecuaciones de óxido reducción
Los principios de la oxidación-reducción son la base dos métodos sencillos y sistemáticos de
ajuste de estas ecuaciones. Si se conocen todos los productos de la reacción, el ajuste puede
realizarse por el método del ion-electrón o mediante el método del estado de oxidación.
Método del ion electrón
1) Escribir una ecuación esquemática que incluya los reactivos y productos que contengan
los elementos que sufren un cambio en el estado de oxidación.
2) Escribir una ecuación esquemática parcial para el agente oxidante, con el elemento que
está sufriendo una reducción en su estado de oxidación en cada lado de la ecuación. El
elemento no debe escribirse como átomo o ion libre a menos que exista como tal. Debe
escribirse como parte de una especie molecular o iónica real.
3) Escribir otra ecuación esquemática parcial para el agente reductor, con el elemento que
está sufriendo un aumento en el estado de oxidación de cada lado de la ecuación.
4) Ajustar cada ecuación parcial considerando el número de átomos de cada elemento. En
solución neutra o ácida, se debe agregar H2O o H+
para ajustar los átomos de oxígeno e
hidrógeno (a fin de que queden iguales a ambos lados de la ecuación). Los átomos de
oxígeno se ajustan primero. Para cada átomo de oxígeno en exceso de un lado el ajuste
se asegura agregando H2O del otro lado. Entonces se utiliza H+
para ajustar los
hidrógenos. No se utiliza O2 e H2 para ajustar la reacción a menos que estos sean los
principales participantes en la reacción.
Si la solución es básica o alcalina, se puede utilizar OH-
. Para cada oxígeno en exceso en
un lado de la ecuación, el ajuste se asegura agregando un H2O del mismo lado de la
ecuación y 2OH-
del otro lado. Si el hidrógeno sigue sin ajustarse después de haber hecho
esto, el ajuste se asegura agregando un OH-
por cada hidrógeno en exceso del mismo
lado que tiene el exceso y un H2O del otro lado. Si tanto el oxígeno como el hidrógeno
están en exceso del mismo lado de la ecuación esquemática puede escribirse un OH-
del
otro lado por cada par en exceso de O e H.
5) Si un elemento que está sufriendo un cambio en el estado de oxidación forma un
complejo en uno de sus estados con algún otro elemento, se ajustan los grupos
acomplejantes con especies de ese elemento con el mismo número de oxidación que
aparece en el complejo.
6) Se ajusta cada ecuación parcial con respecto con respecto al número de cargas
agregando electrones, ya sea en el lado izquierdo o derecho de la ecuación. Los
electrones deben agregarse a la izquierda en la ecuación que contiene al agente
oxidante y a la derecha en la ecuación parcial para el agente reductor.
7) Se multiplica cada ecuación parcial por un número determinado, de tal manera que el
número total de electrones perdidos por el agente reductor sea igual al número de
electrones ganado por el agente oxidante.
8) Se suman las dos ecuaciones parciales que resultan de las ecuaciones. En la ecuación
sumada, se cancelan los términos comunes de los dos lados. Todos los electrones se
deben cancelar.
9) Se debe verificar la ecuación final contando el número de átomos de cada elemento en
cada lado de la ecuación.
Ejemplo: ajuste de la ecuación de oxidación reducción
H+
NO3
-
+ H2S NO + S + H2O
2. 1. La ecuación esquemática se da arriba.
2. El agente oxidante es el ion nitrato, NO3
-
, puesto que contiene el elemento N,
que sufre una disminución en su estado de oxidación. El agente reductor es H2S,
puesto que contiene el elemento S que sufre un aumento en el estado de
oxidación.
3. La ecuación esquemática parcial para el agente oxidante es:
