Reacciones químicas 2: balance de ecuaciones, tanteo, redox y ion electrón solo en medio ácido

1.1 ¿Qué significa balancear una ecuación?

En una reacción química los átomos no desaparecen ni se crean: solo se reorganizan. Por ello, el número de átomos de cada elemento debe ser el mismo en los reactivos y en los productos. Balancear consiste en encontrar los coeficientes estequiométricos enteros más pequeños que cumplan esa igualdad.

Esto se deriva de la ley de conservación de la masa de Lavoisier: la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos, porque los átomos son los mismos, solo que combinados de otro modo.

1.2 Método del tanteo o simple inspección

Se aplica, sobre todo, a ecuaciones cortas o a reacciones en las que no hay cambio de estado de oxidación. Consiste en ensayar coeficientes siguiendo un orden práctico:

1. Balancear los metales.
2. Balancear los no metales.
3. Balancear el hidrógeno.
4. Balancear el oxígeno, que suele quedarse para el final.

Ejemplo 1. Balancea

$$\mathrm{Al(OH)_3 + H_2S \rightarrow Al_2S_3 + H_2O}$$

• El aluminio aparece 1 en la izquierda y 2 en la derecha. Colocamos $2$ delante de $\mathrm{Al(OH)_3}$:

$$\mathrm{2Al(OH)_3 + H_2S \rightarrow Al_2S_3 + H_2O}$$

• El azufre aparece 1 en la izquierda y 3 en la derecha. Colocamos $3$ delante de $\mathrm{H_2S}$:

$$\mathrm{2Al(OH)_3 + 3H_2S \rightarrow Al_2S_3 + H_2O}$$

• Contamos hidrógeno en reactivos: $2 \times 3 = 6$ de los OH, más $3 \times 2 = 6$ del $\mathrm{H_2S}$, total $12$. En el agua, cada molécula tiene 2 H; por lo tanto ponemos $6$:

$$\mathrm{2Al(OH)_3 + 3H_2S \rightarrow Al_2S_3 + 6H_2O}$$

• Verificamos el oxígeno: reactivos $2 \times 3 = 6$ O; productos $6 \times 1 = 6$ O. Correcto.

La suma de coeficientes es $2 + 3 + 1 + 6 = 12$.

Ejemplo 2. Balancea

$$\mathrm{Ca + H_3PO_4 \rightarrow Ca_3(PO_4)_2 + H_2}$$

• Calcio: 3 en el producto, colocamos $3$ delante de $\mathrm{Ca}$.
• Fosfato: 2 en el producto, colocamos $2$ delante de $\mathrm{H_3PO_4}$.
• Hidrógeno: $2 \times 3 = 6$ en reactivos, colocamos $3$ delante de $\mathrm{H_2}$.
• Verificación: $\mathrm{3Ca + 2H_3PO_4 \rightarrow Ca_3(PO_4)_2 + 3H_2}$. Coeficientes: $3, 2, 1, 3$; suma $9$.

Una ecuación como la formación del $\mathrm{PCl_5}$:

$$\mathrm{P_4 + Cl_2 \rightarrow PCl_5}$$

se balancea fijando el fósforo: $\mathrm{P_4}$ produce $4\mathrm{PCl_5}$, lo que requiere $20$ átomos de cloro, es decir $10$ moléculas de $\mathrm{Cl_2}$. Resulta:

$$\mathrm{P_4 + 10Cl_2 \rightarrow 4PCl_5}$$

1.3 Reacciones no redox y balanceo por tanteo

No toda reacción implica transferencia de electrones. En las reacciones no redox ningún elemento cambia su número de oxidación. Son ejemplos típicos:

• Neutralización ácido-base:

$$\mathrm{HCl(ac) + NaOH(ac) \rightarrow NaCl(ac) + H_2O(l)}$$

• Precipitación:

$$\mathrm{H_2SO_4(ac) + BaCl_2(ac) \rightarrow BaSO_4(s) + 2HCl(ac)}$$

• Algunas reacciones de doble desplazamiento con formación de gas:

$$\mathrm{CaCO_3(s) + 2HCl(ac) \rightarrow CaCl_2(ac) + H_2O(l) + CO_2(g)}$$

En todas ellas el balanceo se realiza por simple inspección.

$$\mathrm{2NaHCO_3 + Ca(H_2PO_4)_2 \rightarrow Na_2HPO_4 + CaHPO_4 + 2CO_2 + 2H_2O}$$ Era necesario reconocer que no es redox, sino una reacción ácido-base irreversible, y que la suma de los coeficientes de los productos es $1+1+2+2=6$.

2.1 Oxidación y reducción

Una reacción redox es aquella en la que uno o más elementos cambian su estado de oxidación porque existe transferencia de electrones.

• Oxidación: pérdida de electrones. El número de oxidación aumenta.
• Reducción: ganancia de electrones. El número de oxidación disminuye.

Ambos procesos ocurren simultáneamente: si una especie pierde electrones, otra debe ganarlos.

Ejemplo:

$$\mathrm{Zn(s) + CuSO_4(ac) \rightarrow ZnSO_4(ac) + Cu(s)}$$

• El $\mathrm{Zn}$ pasa de E.O. $0$ a $+2$: se oxida, pierde $2e^-$.
• El $\mathrm{Cu}$ pasa de $+2$ a $0$: se reduce, gana $2e^-$.

2.2 Agente oxidante, agente reductor, forma oxidada y forma reducida

Estos términos generan confusión, pero se dominan si recuerdas:

• Agente oxidante: sustancia que oxida a otra; por tanto, se reduce y gana electrones.
• Agente reductor: sustancia que reduce a otra; por tanto, se oxida y pierde electrones.
• Forma oxidada: producto que proviene de la oxidación de una especie.
• Forma reducida: producto que proviene de la reducción de una especie.

En el ejemplo anterior:

• $\mathrm{Zn}$ es el agente reductor; su forma oxidada es $\mathrm{ZnSO_4}$ (o $\mathrm{Zn^{2+}}$).
• $\mathrm{CuSO_4}$ es el agente oxidante; su forma reducida es $\mathrm{Cu}$.

2.3 Tipos de reacciones redox

a) Redox intermolecular

La oxidación y la reducción ocurren en sustancias diferentes. Es el caso más común.

Ejemplo:

$$\mathrm{2HNO_3 + 3H_2S \rightarrow 2NO + 3S + 4H_2O}$$

El nitrógeno $+5$ del $\mathrm{HNO_3}$ se reduce a $+2$; el azufre $-2$ del $\mathrm{H_2S}$ se oxida a $0$.

b) Redox intramolecular

La oxidación y la reducción ocurren dentro de un mismo compuesto, pero en elementos distintos.

Ejemplo:

$$\mathrm{2KClO_3 \rightarrow 2KCl + 3O_2}$$

El cloro pasa de $+5$ en $\mathrm{KClO_3}$ a $-1$ en $\mathrm{KCl}$ (se reduce); el oxígeno pasa de $-2$ a $0$ (se oxida). Es una misma sustancia que contiene al elemento que se reduce y al que se oxida.

c) Redox de dismutación o desproporción

Un mismo elemento se oxida y se reduce simultáneamente.

Ejemplo clásico:

$$\mathrm{2HNO_2(ac) \rightarrow NO(g) + NO_2(g) + H_2O(l)}$$

El nitrógeno $+3$ del $\mathrm{HNO_2}$ se reduce a $+2$ en $\mathrm{NO}$ y se oxida a $+4$ en $\mathrm{NO_2}$.

Otro ejemplo:

$$\mathrm{P_4 + 3NaOH + 3H_2O \rightarrow 3NaH_2PO_2 + PH_3}$$

El fósforo $0$ pasa a $+1$ en $\mathrm{NaH_2PO_2}$ (se oxida) y a $-3$ en $\mathrm{PH_3}$ (se reduce).

Este método, también llamado método del número de oxidación o método redox, se aplica a ecuaciones moleculares donde se puede identificar claramente qué elementos cambian de E.O.

3.1 Procedimiento

1. Asigna los números de oxidación a todos los elementos.
2. Identifica cuáles elementos cambian: uno se oxida y otro se reduce.
3. Escribe las semirreacciones de oxidación y reducción indicando los electrones perdidos o ganados.
4. Iguala la cantidad de electrones multiplicando cada semirreacción por un factor adecuado.
5. Traslada esos coeficientes a la ecuación original.
6. Completa el balance de los demás elementos por tanteo.

3.2 Ejemplo resuelto

Balancea:

$$\mathrm{HNO_3 + H_2S \rightarrow NO + S + H_2O}$$

Paso 1: E.O.

• $\mathrm{HNO_3}$: N $+5$
• $\mathrm{H_2S}$: S $-2$
• $\mathrm{NO}$: N $+2$
• $\mathrm{S}$: $0$

Paso 2: El nitrógeno se reduce de $+5$ a $+2$; el azufre se oxida de $-2$ a $0$.

Paso 3: Semirreacciones:

$$\mathrm{N^{+5} + 3e^- \rightarrow N^{+2}}$$

$$\mathrm{S^{-2} \rightarrow S^0 + 2e^-}$$

Paso 4: Igualar electrones: $\mathrm{N}$ gana 3e, $\mathrm{S}$ pierde 2e. Multiplicamos N por 2 y S por 3:

$$2\mathrm{N^{+5} + 6e^- \rightarrow 2N^{+2}}$$

$$3\mathrm{S^{-2} \rightarrow 3S^0 + 6e^-}$$

Paso 5 y 6: Coeficientes: $2\mathrm{HNO_3}$ y $3\mathrm{H_2S}$ en reactivos; $2\mathrm{NO}$ y $3\mathrm{S}$ en productos. Luego balancear H y O: los 8 H de reactivos forman 4 aguas:

$$\mathrm{2HNO_3 + 3H_2S \rightarrow 2NO + 3S + 4H_2O}$$

Verificación O: reactivos $2 \times 3 = 6$; productos $2 + 4 = 6$.

En esta reacción, el agente oxidante es $\mathrm{HNO_3}$ y el agente reductor es $\mathrm{H_2S}$.

3.3 Transferencia de electrones y relación molar

En una semirreacción, la cantidad de electrones por átomo o por mol de sustancia es clave. Por ejemplo:

• $\mathrm{Cu \rightarrow Cu^{2+} + 2e^-}$: 1 mol de $\mathrm{Cu}$ pierde 2 moles de electrones.
• $\mathrm{MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O}$: 1 mol de ion permanganato gana 5 moles de electrones.

Cuando la reacción redox ocurre en solución acuosa, muchas veces se presenta con iones, o la ecuación molecular contiene ácidos como $\mathrm{H_2SO_4}$ o $\mathrm{HNO_3}$. En estos casos, el método del ion-electrón es más ordenado y menos propenso a errores.

En este curso nos centramos en medio ácido.

4.1 Ideas básicas

• Se trabaja con semirreacciones separadas de oxidación y reducción.
• El oxígeno se balancea con agua ($\mathrm{H_2O}$).
• El hidrógeno se balancea con protones ($\mathrm{H^+}$), porque estamos en medio ácido.
• La carga se balancea con electrones ($\mathrm{e^-}$).
• Al final, el número de electrones cedidos debe igualar al número de electrones aceptados.

4.2 Pasos del método

1. Escribir la ecuación iónica neta, eliminando los iones espectadores.
2. Dividir en dos semirreacciones: oxidación y reducción.
3. Balancear los elementos distintos de H y O.
4. Balancear oxígeno añadiendo $\mathrm{H_2O}$.
5. Balancear hidrógeno añadiendo $\mathrm{H^+}$ (medio ácido).
6. Balancear carga añadiendo $\mathrm{e^-}$.
7. Multiplicar cada semirreacción para igualar los electrones.
8. Sumar las semirreacciones y simplificar especies repetidas.
9. Si se requiere la ecuación molecular completa, devolver los iones espectadores.

4.3 Ejemplo guiado: reducción del permanganato en medio ácido

Consideremos la semirreacción:

$$\mathrm{MnO_4^- \rightarrow Mn^{2+}}$$

• Manganeso balanceado.
• Oxígeno: hay 4 O a la izquierda; añadimos $4\mathrm{H_2O}$ a la derecha:

$$\mathrm{MnO_4^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O}$$

• Hidrógeno: hay 8 H a la derecha; añadimos $8\mathrm{H^+}$ a la izquierda:

$$\mathrm{MnO_4^- + 8H^+ \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O}$$

• Carga: izquierda $-1 + 8(+1) = +7$; derecha $+2$. Para igualar, añadimos $5\mathrm{e^-}$ a la izquierda:

$$\mathrm{MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O}$$

Esta es la semirreacción de reducción del ion permanganato en medio ácido. Es importante notar que el coeficiente del $\mathrm{H^+}$ es 8 y el del agua es 4.

4.4 Ejemplo completo de ion-electrón en medio ácido

Balanceemos:

$$\mathrm{I^- + NO_2^- \rightarrow I_2 + NO}$$

en medio ácido.

Semirreacción de oxidación: $\mathrm{I^- \rightarrow I_2}$

• Balance de yodo: $\mathrm{2I^- \rightarrow I_2}$
• Balance de carga: izquierda $-2$, derecha $0$. Agregamos $2\mathrm{e^-}$ a la derecha:

$$\mathrm{2I^- \rightarrow I_2 + 2e^-}$$

Semirreacción de reducción: $\mathrm{NO_2^- \rightarrow NO}$

• Nitrógeno balanceado.
• Oxígeno: 2 a la izquierda, 1 a la derecha. Añadimos $1\mathrm{H_2O}$ a la derecha:

$$\mathrm{NO_2^- \rightarrow NO + H_2O}$$

• Hidrógeno: 2 a la derecha; añadimos $2\mathrm{H^+}$ a la izquierda:

$$\mathrm{2H^+ + NO_2^- \rightarrow NO + H_2O}$$

• Carga: izquierda $+2 + (-1) = +1$; derecha $0$. Agregamos $1\mathrm{e^-}$ a la izquierda:

$$\mathrm{2H^+ + NO_2^- + e^- \rightarrow NO + H_2O}$$

Igualar electrones: la oxidación cede 2 electrones; la reducción consume 1. Multiplicamos la reducción por 2:

$$\mathrm{4H^+ + 2NO_2^- + 2e^- \rightarrow 2NO + 2H_2O}$$

Sumamos:

$$\mathrm{2I^- + 2NO_2^- + 4H^+ \rightarrow I_2 + 2NO + 2H_2O}$$

La ecuación iónica neta balanceada es:

$$\mathrm{2I^- + 2NO_2^- + 4H^+ \rightarrow I_2 + 2NO + 2H_2O}$$

La UNMSM ubica con frecuencia las preguntas de redox en contextos de metalurgia peruana o problemas ambientales.

5.1 Obtención de hierro a partir de la hematita

El mineral hematita, $\mathrm{Fe_2O_3}$, se reduce en altos hornos con monóxido de carbono o carbono:

$$\mathrm{Fe_2O_3(s) + 3CO(g) \rightarrow 2Fe(s) + 3CO_2(g)}$$

• $\mathrm{Fe}$: de $+3$ a $0$, se reduce.
• $\mathrm{C}$: de $+2$ a $+4$, se oxida.
• El agente reductor es el $\mathrm{CO}$; el agente oxidante es el $\mathrm{Fe_2O_3}$.

5.2 Tostación de sulfuros: esfalerita

La tostación de esfalerita $\mathrm{ZnS}$ en aire produce óxido de zinc:

$$\mathrm{2ZnS(s) + 3O_2(g) \rightarrow 2ZnO(s) + 2SO_2(g)}$$

El azufre pasa de $-2$ a $+4$: se oxida. El oxígeno molecular pasa de $0$ a $-2$: se reduce. El zinc permanece con E.O. $+2$.

5.3 Cianuración del oro

En la cianuración de minerales de oro:

$$\mathrm{4Au + 8NaCN + O_2 + 2H_2O \rightarrow 4NaAu(CN)_2 + 4NaOH}$$

• El oro pasa de $0$ a $+1$: se oxida; es el agente reductor.
• El oxígeno pasa de $0$ a $-2$: se reduce; es el agente oxidante.
• Se forma $\mathrm{NaOH}$, una base.

5.4 Convertidores catalíticos

Los convertidores catalíticos transforman $\mathrm{CO}$ y $\mathrm{NO}$ en $\mathrm{CO_2}$ y $\mathrm{N_2}$:

$$\mathrm{2CO + 2NO \rightarrow 2CO_2 + N_2}$$

• $\mathrm{C}$ pasa de $+2$ a $+4$: se oxida.
• $\mathrm{N}$ pasa de $+2$ a $0$: se reduce.

1.1 ¿Qué significa balancear una ecuación?

En una reacción química los átomos no desaparecen ni se crean: solo se reorganizan. Por ello, el número de átomos de cada elemento debe ser el mismo en los reactivos y en los productos. Balancear consiste en encontrar los coeficientes estequiométricos enteros más pequeños que cumplan esa igualdad.

Esto se deriva de la ley de conservación de la masa de Lavoisier: la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos, porque los átomos son los mismos, solo que combinados de otro modo.

1.2 Método del tanteo o simple inspección

Se aplica, sobre todo, a ecuaciones cortas o a reacciones en las que no hay cambio de estado de oxidación. Consiste en ensayar coeficientes siguiendo un orden práctico:

1. Balancear los metales.
2. Balancear los no metales.
3. Balancear el hidrógeno.
4. Balancear el oxígeno, que suele quedarse para el final.

Ejemplo 1. Balancea

$$\mathrm{Al(OH)_3 + H_2S \rightarrow Al_2S_3 + H_2O}$$

• El aluminio aparece 1 en la izquierda y 2 en la derecha. Colocamos $2$ delante de $\mathrm{Al(OH)_3}$:

$$\mathrm{2Al(OH)_3 + H_2S \rightarrow Al_2S_3 + H_2O}$$

• El azufre aparece 1 en la izquierda y 3 en la derecha. Colocamos $3$ delante de $\mathrm{H_2S}$:

$$\mathrm{2Al(OH)_3 + 3H_2S \rightarrow Al_2S_3 + H_2O}$$

• Contamos hidrógeno en reactivos: $2 \times 3 = 6$ de los OH, más $3 \times 2 = 6$ del $\mathrm{H_2S}$, total $12$. En el agua, cada molécula tiene 2 H; por lo tanto ponemos $6$:

$$\mathrm{2Al(OH)_3 + 3H_2S \rightarrow Al_2S_3 + 6H_2O}$$

• Verificamos el oxígeno: reactivos $2 \times 3 = 6$ O; productos $6 \times 1 = 6$ O. Correcto.

La suma de coeficientes es $2 + 3 + 1 + 6 = 12$.

Ejemplo 2. Balancea

$$\mathrm{Ca + H_3PO_4 \rightarrow Ca_3(PO_4)_2 + H_2}$$

• Calcio: 3 en el producto, colocamos $3$ delante de $\mathrm{Ca}$.
• Fosfato: 2 en el producto, colocamos $2$ delante de $\mathrm{H_3PO_4}$.
• Hidrógeno: $2 \times 3 = 6$ en reactivos, colocamos $3$ delante de $\mathrm{H_2}$.
• Verificación: $\mathrm{3Ca + 2H_3PO_4 \rightarrow Ca_3(PO_4)_2 + 3H_2}$. Coeficientes: $3, 2, 1, 3$; suma $9$.

Una ecuación como la formación del $\mathrm{PCl_5}$:

$$\mathrm{P_4 + Cl_2 \rightarrow PCl_5}$$

se balancea fijando el fósforo: $\mathrm{P_4}$ produce $4\mathrm{PCl_5}$, lo que requiere $20$ átomos de cloro, es decir $10$ moléculas de $\mathrm{Cl_2}$. Resulta:

$$\mathrm{P_4 + 10Cl_2 \rightarrow 4PCl_5}$$

1.3 Reacciones no redox y balanceo por tanteo

No toda reacción implica transferencia de electrones. En las reacciones no redox ningún elemento cambia su número de oxidación. Son ejemplos típicos:

• Neutralización ácido-base:

$$\mathrm{HCl(ac) + NaOH(ac) \rightarrow NaCl(ac) + H_2O(l)}$$

• Precipitación:

$$\mathrm{H_2SO_4(ac) + BaCl_2(ac) \rightarrow BaSO_4(s) + 2HCl(ac)}$$

• Algunas reacciones de doble desplazamiento con formación de gas:

$$\mathrm{CaCO_3(s) + 2HCl(ac) \rightarrow CaCl_2(ac) + H_2O(l) + CO_2(g)}$$

En todas ellas el balanceo se realiza por simple inspección.

$$\mathrm{2NaHCO_3 + Ca(H_2PO_4)_2 \rightarrow Na_2HPO_4 + CaHPO_4 + 2CO_2 + 2H_2O}$$ Era necesario reconocer que no es redox, sino una reacción ácido-base irreversible, y que la suma de los coeficientes de los productos es $1+1+2+2=6$.

2.1 Oxidación y reducción

Una reacción redox es aquella en la que uno o más elementos cambian su estado de oxidación porque existe transferencia de electrones.

• Oxidación: pérdida de electrones. El número de oxidación aumenta.
• Reducción: ganancia de electrones. El número de oxidación disminuye.

Ambos procesos ocurren simultáneamente: si una especie pierde electrones, otra debe ganarlos.

Ejemplo:

$$\mathrm{Zn(s) + CuSO_4(ac) \rightarrow ZnSO_4(ac) + Cu(s)}$$

• El $\mathrm{Zn}$ pasa de E.O. $0$ a $+2$: se oxida, pierde $2e^-$.
• El $\mathrm{Cu}$ pasa de $+2$ a $0$: se reduce, gana $2e^-$.

2.2 Agente oxidante, agente reductor, forma oxidada y forma reducida

Estos términos generan confusión, pero se dominan si recuerdas:

• Agente oxidante: sustancia que oxida a otra; por tanto, se reduce y gana electrones.
• Agente reductor: sustancia que reduce a otra; por tanto, se oxida y pierde electrones.
• Forma oxidada: producto que proviene de la oxidación de una especie.
• Forma reducida: producto que proviene de la reducción de una especie.

En el ejemplo anterior:

• $\mathrm{Zn}$ es el agente reductor; su forma oxidada es $\mathrm{ZnSO_4}$ (o $\mathrm{Zn^{2+}}$).
• $\mathrm{CuSO_4}$ es el agente oxidante; su forma reducida es $\mathrm{Cu}$.

2.3 Tipos de reacciones redox

a) Redox intermolecular

La oxidación y la reducción ocurren en sustancias diferentes. Es el caso más común.

Ejemplo:

$$\mathrm{2HNO_3 + 3H_2S \rightarrow 2NO + 3S + 4H_2O}$$

El nitrógeno $+5$ del $\mathrm{HNO_3}$ se reduce a $+2$; el azufre $-2$ del $\mathrm{H_2S}$ se oxida a $0$.

b) Redox intramolecular

La oxidación y la reducción ocurren dentro de un mismo compuesto, pero en elementos distintos.

Ejemplo:

$$\mathrm{2KClO_3 \rightarrow 2KCl + 3O_2}$$

El cloro pasa de $+5$ en $\mathrm{KClO_3}$ a $-1$ en $\mathrm{KCl}$ (se reduce); el oxígeno pasa de $-2$ a $0$ (se oxida). Es una misma sustancia que contiene al elemento que se reduce y al que se oxida.

c) Redox de dismutación o desproporción

Un mismo elemento se oxida y se reduce simultáneamente.

Ejemplo clásico:

$$\mathrm{2HNO_2(ac) \rightarrow NO(g) + NO_2(g) + H_2O(l)}$$

El nitrógeno $+3$ del $\mathrm{HNO_2}$ se reduce a $+2$ en $\mathrm{NO}$ y se oxida a $+4$ en $\mathrm{NO_2}$.

Otro ejemplo:

$$\mathrm{P_4 + 3NaOH + 3H_2O \rightarrow 3NaH_2PO_2 + PH_3}$$

El fósforo $0$ pasa a $+1$ en $\mathrm{NaH_2PO_2}$ (se oxida) y a $-3$ en $\mathrm{PH_3}$ (se reduce).

Este método, también llamado método del número de oxidación o método redox, se aplica a ecuaciones moleculares donde se puede identificar claramente qué elementos cambian de E.O.

3.1 Procedimiento

1. Asigna los números de oxidación a todos los elementos.
2. Identifica cuáles elementos cambian: uno se oxida y otro se reduce.
3. Escribe las semirreacciones de oxidación y reducción indicando los electrones perdidos o ganados.
4. Iguala la cantidad de electrones multiplicando cada semirreacción por un factor adecuado.
5. Traslada esos coeficientes a la ecuación original.
6. Completa el balance de los demás elementos por tanteo.

3.2 Ejemplo resuelto

Balancea:

$$\mathrm{HNO_3 + H_2S \rightarrow NO + S + H_2O}$$

Paso 1: E.O.

• $\mathrm{HNO_3}$: N $+5$
• $\mathrm{H_2S}$: S $-2$
• $\mathrm{NO}$: N $+2$
• $\mathrm{S}$: $0$

Paso 2: El nitrógeno se reduce de $+5$ a $+2$; el azufre se oxida de $-2$ a $0$.

Paso 3: Semirreacciones:

$$\mathrm{N^{+5} + 3e^- \rightarrow N^{+2}}$$

$$\mathrm{S^{-2} \rightarrow S^0 + 2e^-}$$

Paso 4: Igualar electrones: $\mathrm{N}$ gana 3e, $\mathrm{S}$ pierde 2e. Multiplicamos N por 2 y S por 3:

$$2\mathrm{N^{+5} + 6e^- \rightarrow 2N^{+2}}$$

$$3\mathrm{S^{-2} \rightarrow 3S^0 + 6e^-}$$

Paso 5 y 6: Coeficientes: $2\mathrm{HNO_3}$ y $3\mathrm{H_2S}$ en reactivos; $2\mathrm{NO}$ y $3\mathrm{S}$ en productos. Luego balancear H y O: los 8 H de reactivos forman 4 aguas:

$$\mathrm{2HNO_3 + 3H_2S \rightarrow 2NO + 3S + 4H_2O}$$

Verificación O: reactivos $2 \times 3 = 6$; productos $2 + 4 = 6$.

En esta reacción, el agente oxidante es $\mathrm{HNO_3}$ y el agente reductor es $\mathrm{H_2S}$.

3.3 Transferencia de electrones y relación molar

En una semirreacción, la cantidad de electrones por átomo o por mol de sustancia es clave. Por ejemplo:

• $\mathrm{Cu \rightarrow Cu^{2+} + 2e^-}$: 1 mol de $\mathrm{Cu}$ pierde 2 moles de electrones.
• $\mathrm{MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O}$: 1 mol de ion permanganato gana 5 moles de electrones.

Cuando la reacción redox ocurre en solución acuosa, muchas veces se presenta con iones, o la ecuación molecular contiene ácidos como $\mathrm{H_2SO_4}$ o $\mathrm{HNO_3}$. En estos casos, el método del ion-electrón es más ordenado y menos propenso a errores.

En este curso nos centramos en medio ácido.

4.1 Ideas básicas

• Se trabaja con semirreacciones separadas de oxidación y reducción.
• El oxígeno se balancea con agua ($\mathrm{H_2O}$).
• El hidrógeno se balancea con protones ($\mathrm{H^+}$), porque estamos en medio ácido.
• La carga se balancea con electrones ($\mathrm{e^-}$).
• Al final, el número de electrones cedidos debe igualar al número de electrones aceptados.

4.2 Pasos del método

1. Escribir la ecuación iónica neta, eliminando los iones espectadores.
2. Dividir en dos semirreacciones: oxidación y reducción.
3. Balancear los elementos distintos de H y O.
4. Balancear oxígeno añadiendo $\mathrm{H_2O}$.
5. Balancear hidrógeno añadiendo $\mathrm{H^+}$ (medio ácido).
6. Balancear carga añadiendo $\mathrm{e^-}$.
7. Multiplicar cada semirreacción para igualar los electrones.
8. Sumar las semirreacciones y simplificar especies repetidas.
9. Si se requiere la ecuación molecular completa, devolver los iones espectadores.

4.3 Ejemplo guiado: reducción del permanganato en medio ácido

Consideremos la semirreacción:

$$\mathrm{MnO_4^- \rightarrow Mn^{2+}}$$

• Manganeso balanceado.
• Oxígeno: hay 4 O a la izquierda; añadimos $4\mathrm{H_2O}$ a la derecha:

$$\mathrm{MnO_4^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O}$$

• Hidrógeno: hay 8 H a la derecha; añadimos $8\mathrm{H^+}$ a la izquierda:

$$\mathrm{MnO_4^- + 8H^+ \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O}$$

• Carga: izquierda $-1 + 8(+1) = +7$; derecha $+2$. Para igualar, añadimos $5\mathrm{e^-}$ a la izquierda:

$$\mathrm{MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O}$$

Esta es la semirreacción de reducción del ion permanganato en medio ácido. Es importante notar que el coeficiente del $\mathrm{H^+}$ es 8 y el del agua es 4.

4.4 Ejemplo completo de ion-electrón en medio ácido

Balanceemos:

$$\mathrm{I^- + NO_2^- \rightarrow I_2 + NO}$$

en medio ácido.

Semirreacción de oxidación: $\mathrm{I^- \rightarrow I_2}$

• Balance de yodo: $\mathrm{2I^- \rightarrow I_2}$
• Balance de carga: izquierda $-2$, derecha $0$. Agregamos $2\mathrm{e^-}$ a la derecha:

$$\mathrm{2I^- \rightarrow I_2 + 2e^-}$$

Semirreacción de reducción: $\mathrm{NO_2^- \rightarrow NO}$

• Nitrógeno balanceado.
• Oxígeno: 2 a la izquierda, 1 a la derecha. Añadimos $1\mathrm{H_2O}$ a la derecha:

$$\mathrm{NO_2^- \rightarrow NO + H_2O}$$

• Hidrógeno: 2 a la derecha; añadimos $2\mathrm{H^+}$ a la izquierda:

$$\mathrm{2H^+ + NO_2^- \rightarrow NO + H_2O}$$

• Carga: izquierda $+2 + (-1) = +1$; derecha $0$. Agregamos $1\mathrm{e^-}$ a la izquierda:

$$\mathrm{2H^+ + NO_2^- + e^- \rightarrow NO + H_2O}$$

Igualar electrones: la oxidación cede 2 electrones; la reducción consume 1. Multiplicamos la reducción por 2:

$$\mathrm{4H^+ + 2NO_2^- + 2e^- \rightarrow 2NO + 2H_2O}$$

Sumamos:

$$\mathrm{2I^- + 2NO_2^- + 4H^+ \rightarrow I_2 + 2NO + 2H_2O}$$

La ecuación iónica neta balanceada es:

$$\mathrm{2I^- + 2NO_2^- + 4H^+ \rightarrow I_2 + 2NO + 2H_2O}$$

La UNMSM ubica con frecuencia las preguntas de redox en contextos de metalurgia peruana o problemas ambientales.

5.1 Obtención de hierro a partir de la hematita

El mineral hematita, $\mathrm{Fe_2O_3}$, se reduce en altos hornos con monóxido de carbono o carbono:

$$\mathrm{Fe_2O_3(s) + 3CO(g) \rightarrow 2Fe(s) + 3CO_2(g)}$$

• $\mathrm{Fe}$: de $+3$ a $0$, se reduce.
• $\mathrm{C}$: de $+2$ a $+4$, se oxida.
• El agente reductor es el $\mathrm{CO}$; el agente oxidante es el $\mathrm{Fe_2O_3}$.

5.2 Tostación de sulfuros: esfalerita

La tostación de esfalerita $\mathrm{ZnS}$ en aire produce óxido de zinc:

$$\mathrm{2ZnS(s) + 3O_2(g) \rightarrow 2ZnO(s) + 2SO_2(g)}$$

El azufre pasa de $-2$ a $+4$: se oxida. El oxígeno molecular pasa de $0$ a $-2$: se reduce. El zinc permanece con E.O. $+2$.

5.3 Cianuración del oro

En la cianuración de minerales de oro:

$$\mathrm{4Au + 8NaCN + O_2 + 2H_2O \rightarrow 4NaAu(CN)_2 + 4NaOH}$$

• El oro pasa de $0$ a $+1$: se oxida; es el agente reductor.
• El oxígeno pasa de $0$ a $-2$: se reduce; es el agente oxidante.
• Se forma $\mathrm{NaOH}$, una base.

5.4 Convertidores catalíticos

Los convertidores catalíticos transforman $\mathrm{CO}$ y $\mathrm{NO}$ en $\mathrm{CO_2}$ y $\mathrm{N_2}$:

$$\mathrm{2CO + 2NO \rightarrow 2CO_2 + N_2}$$

• $\mathrm{C}$ pasa de $+2$ a $+4$: se oxida.
• $\mathrm{N}$ pasa de $+2$ a $0$: se reduce.