Las reacciones de oxidación-reducción (RédoX) son uno de esos temas de Química de Bachillerato que, vistos por primera vez, parecen un jeroglífico: números de oxidación, semirreacciones, electrones que van y vienen… Pero en cuanto se interioriza el método y se sigue siempre en el mismo orden, ajustar una reacción redox se convierte en un proceso mecánico que se puede resolver en pocos minutos, incluso en el examen.
Aquí te explicamos el método del ion-electrón, el más utilizado en 1º y 2º de Bachillerato y también en Selectividad, paso a paso y con un ejemplo resuelto.
Antes de empezar: identifica qué se oxida y qué se reduce
Lo primero es calcular el número de oxidación de cada átomo en reactivos y productos, para localizar qué elemento gana electrones (se reduce, baja su número de oxidación) y cuál los pierde (se oxida, sube su número de oxidación). Sin este paso previo no se puede continuar, así que conviene no saltárselo aunque parezca evidente a simple vista.
Los pasos del método ion-electrón
- Escribe la reacción en forma iónica, disociando solo ácidos, bases y sales solubles (los compuestos moleculares y los sólidos no se disocian).
- Separa la reacción en dos semirreacciones: una de oxidación y otra de reducción, cada una con el elemento que cambia su número de oxidación.
- Ajusta los átomos del elemento que se oxida o se reduce en cada semirreacción, poniendo los coeficientes necesarios (excepto H y O, que se ajustan después).
- Ajusta el oxígeno añadiendo moléculas de H₂O en el lado de la semirreacción donde falte oxígeno.
- Ajusta el hidrógeno. En medio ácido, se añaden iones H⁺ donde falte hidrógeno; en medio básico, se añaden moléculas de H₂O y iones OH⁻ (este paso es el que más confusión suele generar, así que conviene practicarlo con calma en ambos medios).
- Iguala las cargas eléctricas añadiendo electrones (e⁻) en el lado que tenga más carga positiva, hasta que ambos lados de cada semirreacción queden equilibrados.
- Multiplica cada semirreacción por el coeficiente necesario para que el número de electrones perdidos en la oxidación coincida con el número de electrones ganados en la reducción.
- Suma las dos semirreacciones y simplifica los términos que se repitan a ambos lados (los electrones deben cancelarse por completo).
- Vuelve a la forma molecular si el ejercicio lo pide, sustituyendo los iones por los compuestos originales y ajustando por tanteo los iones «espectadores» que no participan directamente en la transferencia de electrones.
Un ejemplo resuelto, en medio ácido
Imagina la reacción entre el permanganato de potasio (KMnO₄) y el peróxido de hidrógeno (H₂O₂) en medio ácido, donde el manganeso pasa de +7 a +2 (se reduce) y el oxígeno del peróxido pasa de -1 a 0, liberando O₂ (se oxida).
- Semirreacción de reducción: MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O
- Semirreacción de oxidación: H₂O₂ → O₂ + 2H⁺ + 2e⁻
Como la reducción cede 5 electrones y la oxidación solo 2, hay que multiplicar la reducción por 2 y la oxidación por 5 para igualar el número de electrones transferidos (10 en ambos casos). Al sumar ambas semirreacciones y simplificar, se obtiene la ecuación iónica global ya ajustada, lista para pasar a forma molecular si el ejercicio lo requiere.
Por qué merece la pena dominar este método
Las reacciones redox no son solo un tema aislado del temario: son la base para entender las pilas galvánicas y la electrólisis, bloques que suelen aparecer también en los exámenes de Selectividad. Quien domina bien el método del ion-electrón parte con ventaja para el resto de la unidad de electroquímica.
Cuando el bloqueo persiste
Es habitual que el fallo no esté en entender la teoría, sino en algún paso concreto del método (normalmente el ajuste del hidrógeno en medio básico, o el cálculo de los números de oxidación). Detectar ese punto exacto de bloqueo con ejercicios guiados marca la diferencia entre seguir atascado y coger fluidez con el tema.
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