La igualación de ecuaciones redox implica 11 pasos: 1) escribir la ecuación molecular, 2) transformarla a iónica, 3) determinar números de oxidación, 4) establecer el elemento oxidado y reducido, 5) escribir semirreacciones igualando átomos oxidados y reducidos, 6) igualar oxígenos agregando H2O, 7) igualar hidrógenos agregando H+, 8) igualar electrones, 9) sumar semirreacciones, 10) transferir coeficientes, 11) equilibrar por inspección. Se explic

1. IGUALACIÓN DE
ECUACIONES REDOX
Neithan Jiménez

2. PASOS PARA IGUALAR LAS ECUACIONES REDOX EN
MEDIO ÁCIDO:
1. Escribir la ecuación molecular.
2. Transformar la ecuación molecular en iónica, tomando en cuenta que solo se ionizan los ácidos, las sales y los hidróxidos.
3. Determinar los números de oxidación de los elementos que intervienen en la óxido-reducción
4. Establecer el elemento que se oxida y cuál se reduce y en cuántos electrones, así como el agente oxidante y agente
reductor.
5. Con los iones y radicales que se oxidan y se reducen escribir semireacciones, sin mostrar aun la pérdida y ganancia de
electrones, igualando siempre el número de átomos que se oxidan y se reducen.
6. Para igualar los OXÍGENOS, debemos tomar en cuenta que por cada oxígeno que falte, de un lado de la semireacción,
hay que añadir una molécula de agua del otro.
7. Para balancear los hidrógenos, por cada hidrógeno que falte, de un lado de la semirreacción, añadimos un ión H+ o
hidrogenión.
8. Igualar el número de electrones ganados o perdidos en las semireacciones.
9. Sumar algebraicamente las semireacciones equilibradas.
10. Transferir los coeficientes a la ecuación original.
11. Equilibrar por simple inspección, en el orden que ya conocemos, a saber, metales, no metales, hidrógenos y oxígenos.

3. EJEMPLO
1. Escribir la ecuación molecular.
2. Transformar la ecuación molecular en iónica, tomando en cuenta que
solo se ionizan los ácidos, las sales y los hidróxidos.
3. Determinar los números de oxidación de los elementos que
intervienen en la óxido-reducción
4. Establecer el elemento que se oxida y cuál se reduce y en cuántos
electrones, así como el agente oxidante y agente reductor.
HCl + K2Cr2O7 → Cl2 + CrCl3 + KCl
+1 -1 +1 +6 -2 0 +3 -1 +1 -1
H + Cl + K2 + Cr2O7 → Cl2 + Cr + Cl3 + K + Cl

4. 5. Con los iones y radicales que se oxidan y se reducen escribir semireacciones, sin
mostrar aun la pérdida y ganancia de electrones, igualando siempre el número de
átomos que se oxidan y se reducen.
6. Para igualar los OXÍGENOS, debemos tomar en cuenta que por cada oxígeno que
falte de un lado de la semireacción, hay que añadir una molécula de agua del otro.
7. Para balancear los hidrógenos, por cada hidrógeno que falte de un lado de la
semirreacción, añadimos un ión H+ o hidrogenión.
-1 0
2Cl → Cl2
+6 -2 +3
14H+ + Cr2O7 → Cr + 7H2O

5. 8. Igualar el número de electrones ganados o perdidos en las semireacciones.
9. Sumar algebraicamente las semireacciones equilibradas.
-1 0
(2Cl + 2e- → Cl2 ) 3
+6 -2 +3
14H+ + Cr2O7 + 6e- → 2Cr + 7H2O
-1 0
6Cl - 6e- → 3Cl2
+6 -2 +3
14H+ + Cr2O7 + 6e- → 2Cr + 7H2O
-1 +6 -2 0 +3
14H+ + 6Cl + Cr2O7 → 3Cl2 + 2Cr + 7H2O

6. 10. Transferir los coeficientes a la ecuación original.
11. Equilibrar por simple inspección, en el orden que ya conocemos, a saber, metales,
no metales, hidrógenos y oxígenos.
14HCl + K2Cr2O7 → 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O
REACTIVOS ELEMENTO PRODUCTOS
2 K 2
2 Cr 2
14 Cl 14
14 H 14
7 O 7

7. PASOS PARA IGUALAR LAS ECUACIONES REDOX EN
MEDIO BÁSICO:
1. Escribir la ecuación molecular.
2. Transformar la ecuación molecular en iónica, tomando en cuenta que solo se ionizan los ácidos, las sales y los hidróxidos.
3. Determinar los números de oxidación de los elementos que intervienen en la óxido-reducción
4. Establecer el elemento que se oxida y cuál se reduce y en cuántos electrones, así como el agente oxidante y agente
reductor.
5. Con los iones y radicales que se oxidan y se reducen escribir semireacciones, sin mostrar aun la pérdida y ganancia de
electrones, igualando siempre el número de átomos que se oxidan y se reducen.
6. Para igualar los OXÍGENOS, debemos tomar en cuenta que por cada átomo de oxígeno que falte, añadimos dos iones OH-
y, al otro miembro, una molécula de H2O.
7. Para balancear los hidrógenos, por cada hidrógeno que falte, añadimos una molécula de H2O y, al otro miembro, un ion
OH-.
8. Igualar el número de electrones ganados o perdidos en las semireacciones.
9. Sumar algebraicamente las semireacciones equilibradas.
10. Transferir los coeficientes a la ecuación original.
11. Equilibrar por simple inspección, en el orden que ya conocemos, a saber, metales, no metales, hidrógenos y oxígenos.

8. EJEMPLO
1. Escribir la ecuación molecular.
2. Transformar la ecuación molecular en iónica, tomando en cuenta que
solo se ionizan los ácidos, las sales y los hidróxidos.
3. Determinar los números de oxidación de los elementos que
intervienen en la óxido-reducción
4. Establecer el elemento que se oxida y cuál se reduce y en cuántos
electrones, así como el agente oxidante y agente reductor.
KI + KClO3 → I2 + KCl + KOH
+1 -1 +1 +5 -2 0 +1 -1 +1 -2 +1
K + I + K + CIO3 → I2 + K + Cl + K + OH

9. 5. Con los iones y radicales que se oxidan y se reducen escribir semireacciones, sin
mostrar aun la pérdida y ganancia de electrones, igualando siempre el número de
átomos que se oxidan y se reducen.
6. Para igualar los OXÍGENOS, debemos tomar en cuenta que por cada átomo de
oxígeno que falte, añadimos dos iones OH- y, al otro miembro, una molécula de
H2O.
7. Para balancear los hidrógenos, por cada hidrógeno que falte, añadimos una
molécula de H2O y, al otro miembro, un ion OH-.
-1 0
2I → I2
+5 -2 -1
3H2O + CIO3 → Cl + 6 OH-

10. 8. Igualar el número de electrones ganados o perdidos en las semireacciones.
9. Sumar algebraicamente las semireacciones equilibradas.
-1 0
(2I - 2e- → I2 )3
+5 -2 -1
3H2O + CIO3 + 6e- → Cl + 6 OH-
-1 0
6I - 6e- → 3I2
+5 -2 -1
3H2O + CIO3 + 6e- → Cl + 6 OH-
-1 +5 -2 0 -1
6I + ClO3 + 3H2O → 3I2 + Cl + 6OH-

11. 10. Transferir los coeficientes a la ecuación original.
11. Equilibrar por simple inspección, en el orden que ya conocemos, a saber, metales,
no metales, hidrógenos y oxígenos.
6KI + KClO3 + 3H2O → 3I2 + KCl + 6KOH
REACTIVOS ELEMENTO PRODUCTOS
7 K 7
1 Cr 1
6 Cl 6
6 H 6
6 O 6

12. DEBER
• Ajuste la siguiente reacción en medio ácido:
Plata + Ácido Nítrico Nitrato de Plata + Dióxido de Nitrógeno + Agua
• Ajuste la siguiente reacción en medio básico:
Hidróxido Niqueloso + Tetrahidruro de Dinitrógeno Níquel + Nitrógeno

13. IGUALDAD
ESTEQUIOMÉTRICA

14. RECORDEMOS
La igualdad estequimétrica para el caso de los átomos y
las moléculas:
• En el caso de los átomos:
1 MOL = 6,02 X 1023 átomos = masa atómica en
gramos
• En el caso de las moléculas:
1 MOL = 6,02 X 1023 moléculas = peso molecular/
masa molecular/ masa molar

15. • También entra en la igualdad una constante de volumen, es
decir cuando tenemos un dato en unidades de volumen,
debemos entender que la constante para volumen es 22.4
litros (l), siempre y cuando esté en condiciones normales.
Las condiciones normales son de temperatura y presión,
siempre:
273oK de temperatura y 1(una) atmósfera de presión.

16. . Por tanto la igualdad quedaría de la siguiente manera:
1 mol = 6,02 X 1023 átomos = masa atómica en gramos=22,4
l
1 mol = 6,02 X 1023 moléculas = peso molecular/ masa
molecular/ masa molar=22,4 l
Recuerden siempre y cuando ejercicio diga en “condiciones
normales”

17. EJEMPLO
• Cuántos litros hay en 160g de mercurio
22,4 l Hg
160g Hg = 17,87 l Hg
200,59g Hg

18. EJEMPLO
• Cuántos litros hay en 3 moles de ácido clorhídrico:
22,4 l HCl
3 moles HCl = 67,2 l HCl
1 mol HCl

19. EJEMPLO
1. Escribir la ecuación molecular.
2. Transformar la ecuación molecular en iónica, tomando en cuenta que
solo se ionizan los ácidos, las sales y los hidróxidos.
3. Determinar los números de oxidación de los elementos que
intervienen en la óxido-reducción
4. Establecer el elemento que se oxida y cuál se reduce y en cuántos
electrones, así como el agente oxidante y agente reductor.
KI + KClO3 → I2 + KCl + KOH
+1 -1 +1 +5 -2 0 +1 -1 +1 -2 +1
K + I + K + CIO3 → I2 + K + Cl + K + OH

20. EJEMPLO
1. Escribir la ecuación molecular.
2. Transformar la ecuación molecular en iónica, tomando en cuenta que
solo se ionizan los ácidos, las sales y los hidróxidos.
3. Determinar los números de oxidación de los elementos que
intervienen en la óxido-reducción
4. Establecer el elemento que se oxida y cuál se reduce y en cuántos
electrones, así como el agente oxidante y agente reductor.
KI + KClO3 → I2 + KCl + KOH
+1 -1 +1 +5 -2 0 +1 -1 +1 -2 +1
K + I + K + CIO3 → I2 + K + Cl + K + OH