Mètodo de balanceo Redox

Redox
Se conoce como estado elemental la forma en que se encuentra un elemento en estado puro (sin combinarse con otro elemento), puede ser atómico como el metal (Al) , diatómico como los gases o halógenos (O₂) y poliatómicos (S₆) .

Como los elementos puros no están combinados se dicen que no tienen valencia, por lo que se creó el concepto "número de oxidación" , que para los átomos de los elementos tiene el valor de cero (0) .
Es decir cuando se trata de una reacción de Redox, el número de oxidación de los átomos de los compuestos equivale a su valencia, mientras que los átomos de los elementos tienen número de oxidación cero, por ejemplo :

Na + H₂O ® NaOH + H₂

Na⁰ + H⁺¹₂O^-2 ® Na⁺¹O^-2H⁺¹ + H⁰₂

Reacción Redox
Se conoce como reacción REDOX aquella donde los números de oxidación de algunos átomos cambia al pasar de reactivos a productos. Redox proviene de las palabras REDucción y OXidación. Esta reacción se caracteriza porque siempre hay una especie que se oxida y otra que se reduce.
Oxidación. Es la pérdida de electrones que hace que los números de oxidación se incrementen.
Reducción. Ganancia de electrones que da lugar a que los números de oxidación se disminuyan.

Para la reacción anterior :         Na^{0 ®} Na⁺¹  Oxidación
                                        H⁺¹₂ ^® H⁰₂   Reducción

_{Para expresar ambos procesos, se utilizan hemirreacciones donde se escriben las especies cambiantes y sobre las flechas se indica el número de electrones ganados y/o perdidos.}

_{BALANCEO REDOX
Las reglas para el balanceo redox (para aplicar este método, usaremos como ejemplo la siguiente reacción) son:}

K₂Cr₂O₇ + H₂O + S ® SO₂ + KOH + Cr₂O₃

1. Escribir los números de oxidación de todas las especies y observar cuáles son las que cambian.

K⁺¹₂Cr⁺⁶₂O^-2₇ + H⁺¹₂O^-2 + S⁰ ® S⁺⁴O^-2₂ + K⁺¹O^-2H⁺¹ + Cr⁺³₂O^-2₃

_{2. Escribir las hemirreacciones de oxidación y de reducción, cuando una de las especies cambiantes tiene subíndices se escribe con él en la hemirreacción (por ejemplo el Cr2 en ambos lados de la reacción) y si es necesario, balancear los átomos (en este caso hay dos átomos de cromo y uno de azufre en ambos lados "se encuentran ajustados", en caso de no ser así se colocan coeficientes para balancear las hemirreacciones) y finalmente indicar el número de electrones ganados o perdidos (el cromo de +6 a +3 gana 3 electrones y al ser dos cromos ganan 6 electrones y el azufre que pasa de 0 a +4 pierde 4 electrones).}

	+6 e
Cr+62	®	Cr+32	Reducción
	- 4e
S0	®	S+4	Oxidación

3. Igualar el número de electrones ganados al número de electrones perdidos. Para lograrlo se necesita multiplicar cada una de las hemirreacciones por el número de electrones ganados o perdidos de la hemirreacción contraria (o por sus mínimo común denominador).

		+6 e
2 [	Cr+62	®	Cr+32	]
		- 4e
3 [	S0	®	S+4	]

		+12 e
2	Cr+62	®	2Cr+32
		- 12e
3	S0	®	3 S+4

4. Hacer una sumatoria de las hemirreacciones para obtener los coeficientes, y posteriormente, colocarlos en las especies correspondientes.

3 S0   +  2Cr+62

®

3 S+4    + 2Cr+32

 2K₂Cr₂O₇ + H₂O + 3S    ®   3SO₂ + KOH + 2Cr₂O₃

5. Terminar de balancear por tanteo.

2K₂Cr₂O₇  +  2H₂O +  3S  ®  3SO₂  +  4KOH  +  2Cr₂O₃