Las reacciones de oxidación-reducción, o "redox", representan una de las principales clasificaciones de reacción en química. Las reacciones necesariamente implican la transferencia de electrones de una especie a otra. los químicos se refieren a la pérdida de electrones como oxidación y a la ganancia de electrones como reducción. el equilibrio de una ecuación química se refiere al proceso de ajustar los números de cada reactivo y producto para que los compuestos en los lados izquierdo y derecho de la flecha de reacción (los reactivos y productos, respectivamente) contengan el mismo número de cada tipo de átomo . este proceso representa una consecuencia de la primera ley de la termodinámica, que establece que la materia no puede ser creada ni destruida. las reacciones redox llevan este proceso un paso más allá al equilibrar también el número de electrones en cada lado de la flecha porque, como los átomos,
escriba la ecuación química desequilibrada en un pedazo de papel e identifique las especies que se oxidan y reducen mediante el examen de las cargas en los átomos. por ejemplo, considere la reacción desequilibrada del ion permanganato, mno4 (-), donde (-) representa una carga en el ion negativo, y el ion oxalato, c2o4 (2-) en presencia de un ácido, h (+) : mno4 (-) + c2o4 (2-) + h (+) → mn (2+) + co2 + h2o. El oxígeno casi siempre asume una carga de dos negativos en los compuestos. por lo tanto, mno4 (-), si cada oxígeno mantiene una carga negativa de dos y la carga general es negativa, entonces el manganeso debe exhibir una carga de siete positivo. el carbono en c2o4 (2-) exhibe de manera similar una carga de tres positivos. Por el lado del producto, el manganeso posee una carga de dos positivos y el carbono es cuatro positivo. Así, en esta reacción,
escriba reacciones separadas, llamadas reacciones medias, para los procesos de oxidación y reducción e incluya los electrones. el mn (+7) en mno4 (-) se convierte en mn (+2) al tomar cinco electrones adicionales (7 - 2 = 5). cualquier oxígeno en el mno4 (-), sin embargo, debe convertirse en agua, h2o, como un subproducto, y el agua no puede formarse con átomos de hidrógeno, h (+). por lo tanto, los protones, h (+) deben agregarse al lado izquierdo de la ecuación. la media reacción equilibrada ahora se convierte en mno4 (-) + 8 h (+) + 5 e → mn (2+) + 4 h2o, donde e representa un electrón. la media reacción de oxidación se convierte de manera similar en c2o4 (2-) - 2e → 2 co2.
equilibre la reacción global asegurándose de que el número de electrones en las semirreacciones de reducción y oxidación sea igual. continuando con el ejemplo anterior, la oxidación del ión oxalato, c2o4 (2-), solo involucra dos electrones, mientras que la reducción de manganeso involucra cinco. por consiguiente, toda la media reacción de manganeso debe multiplicarse por dos y toda la reacción de oxalato debe multiplicarse por cinco. esto elevará el número de electrones en cada media reacción a 10. las dos medias reacciones ahora se convierten en 2 mno4 (-) + 16 h (+) + 10 e → 2 mn (2+) + 8 h2o, y 5 c2o4 (2 -) - 10 e → 10 co2.
obtenga la ecuación general balanceada sumando las dos medias reacciones balanceadas. tenga en cuenta que la reacción de manganeso incluye la ganancia de 10 electrones, mientras que la reacción de oxalato implica la pérdida de 10 electrones. Los electrones por lo tanto cancelan. en términos prácticos, esto significa que cinco iones oxalato transfieren un total de 10 electrones a dos iones de permanganato. cuando se suma, la ecuación balanceada general se convierte en 2 mno4 (-) + 16 h (+) + 5 c2o4 (2-) → 2 mn (2+) + 8 h2o + 10 co2, que representa una ecuación redox balanceada.