TUTORIAL REDOX
Balancear la siguiente reacción química: 
Los electrones perdidos en la oxidación son 4 porque son dos oxígenos que pierden 2 electrones cada uno.
Los electrones ganados en la reducción también son 4 porque son 4 hidrógenos que ganan un electrón cada uno.
Balancear la siguiente reacción química: 
Los electrones perdidos en la oxidación son 6 porque son dos nitrógenos que pierden 3 electrones cada uno.
Los electrones ganados en la reducción también son 6 porque son 4 estaños que ganan un electrón cada uno.
HCl + MnO2 -----> MnCl2 + H2O + Cl2
Cu + HNO3 -----> Cu(NO3)2 + NO + H2O
H2SO4 + HI -----> H2SO3 + I2 + H2O
HNO3 + HI -----> NO + I2 + H2O
HNO3 + H2S ------> NO2 + H2O + S
CuS + HNO3 -----> Cu(NO3)2 + S + H2O + NO
K2Cr2O7 + HCl ------> CrCl3 + KCl + H2O + Cl2
KMnO4 + HBr -------> MnBr2 + KBr + H2O + Br2
MnO2 + HCl ------> MnCl2 + H2O + Cl2
Na2Cr2O7 + HCl --------> NaCl + CrCl3 + H2O + Cl2
C + HNO3 -----> CO2 + NO2 + H2O
K2Cr2O7 + SnCl2 + HCl ------> CrCl3 + SnCl4 + KCl + H2O
Balanceo por el método del número de oxidación
El método de balanceo de ecuaciones por el número de oxidación es el más utilizado para balancear ecuaciones moleculares.
Ejemplo No. 1
Balancear la siguiente reacción química:
Para aplicar este método se pueden seguir los siguientes pasos:
1. Determinar el número de oxidación de cada uno de los elementos de todos los compuestos, escribiendo en la parte superior del símbolo de cada elemento, su correspondiente valor
2. Ya establecidos los números de oxidación, observe detenidamente qué elemento se oxida y cuál se reduce. Esto puede ser indicado de la siguiente forma:
3. El hidrógeno se reduce, ya que pasa de un número de oxidación de +1 a 0. Esto debe interpretarse como que el hidrógeno gana un electrón. Sin embargo, al haber 2 hidrógenos en ambos lados de la ecuación, este valor debe multiplicarse por 2.
4. Observe que el oxígeno se oxida, ya que pasa de un número de oxidación de -2 a 0. Esto quiere decir que el oxígeno pierde dos electrones. Del lado derecho de la ecuación, aparece el oxígeno en su estado fundamental (O2) como molécula diatómica, por lo que es necesario multiplicar por 2.
5. anote en la parte inferior de la molécula de hidrógeno, el número de electrones ganados en la reducción. Haga lo mismo para la molécula de oxígeno, anotando el número de electrones perdidos en la oxidación:
6. Estos dos valores obtenidos, serán los primeros dos coeficientes, pero cruzados. El 4 será el coeficiente del hidrógeno y el 2 el coeficiente del oxígeno:
7. El resto de sustancias se balancean por tanteo, en este caso, poniendo un coeficiente 4 al agua:
8. Finalmente, de ser posible, se debe simplificar a los números enteros más pequeños:
Para finalizar este primer ejemplo, es conveniente revisar las siguientes definiciones:
Agente Oxidante: es la sustancia que contiene el elemento que se reduce.
Agente reductor: es la sustancia que contiene el elemento que se oxida.
Tanto el agente oxidante como el agente reductor deben ser analizados en el lado de los reactivos. En el ejemplo anterior, podemos observar que el agua actúa tanto de agente oxidante porque contiene al H que se reduce, y como agente reductor porque contiene al oxígeno que se oxida.
Electrones transferidos: En todo proceso redox el número de electrones transferidos es igual al número de electrones perdidos en la oxidación e igual al número de electrones ganados en la reducción.
e- transferidos = e- perdidos en oxidación = e- ganados en reducción
e- transferidos = 4e- = 4e-
Los electrones perdidos en la oxidación son 4 porque son dos oxígenos que pierden 2 electrones cada uno.Los electrones ganados en la reducción también son 4 porque son 4 hidrógenos que ganan un electrón cada uno.Ejemplo No. 2
Balancear la siguiente reacción química:
Nuevamente, podemos aplicar seguir los siguientes pasos:
1. Determinar el número de oxidación de cada uno de los elementos de todos los compuestos, escribiendo en la parte superior del símbolo de cada elemento, su correspondiente valor
2. Ya establecidos los números de oxidación, observe detenidamente qué elemento se oxida y cuál se reduce. Esto puede ser indicado de la siguiente forma:
3. El estaño se reduce, ya que pasa de un número de oxidación de +4 a +3 ganando un electrón.
4. Observe que el nitrógeno se oxida, ya que pasa de un número de oxidación de -3 a 0. Esto quiere decir que el nitrógeno pierde tres electrones. Del lado derecho de la ecuación aparece el nitrógeno en su estado fundamental (N2) como molécula diatómica, por lo que es necesario multiplicar por 2.
5. anote en la parte inferior de la molécula de hidrógeno, el número de electrones ganados en la reducción. Haga lo mismo para la molécula de oxígeno, anotando el número de electrones perdidos en la oxidación:
6. Estos dos valores obtenidos, serán los primeros dos coeficientes, pero cruzados. El 6 será el coeficiente del cloruro de estaño (III) y el 1 el coeficiente del nitrógeno:
7. El resto de sustancias se balancean por tanteo:
8. Esta ecuación ya no se puede simplificar.
Para finalizar este primer ejemplo, es conveniente revisar las siguientes definiciones:
Agente Oxidante: es la sustancia que contiene el elemento que se reduce: SnCl4
Agente reductor: es la sustancia que contiene el elemento que se oxida: NH3
Electrones transferidos:
e- transferidos = e- perdidos en oxidación = e- ganados en reducción
e- transferidos = 6e- = 6e-
Los electrones perdidos en la oxidación son 6 porque son dos nitrógenos que pierden 3 electrones cada uno.Los electrones ganados en la reducción también son 6 porque son 4 estaños que ganan un electrón cada uno.
EJERCICIOS:
