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Contenido principal

Balancear ecuaciones redox

Introducción

Una boya oxidada en una playa rocosa.
El óxido se forma por la reacción redox del hierro y el gas oxígeno en la presencia de humedad. Crédito de la imagen: "Bahía Badentarbat: boya oxidada en la playa" de DeFacto en Wikimedia Commons, CC BY-SA 4.0.
Las reacciones de oxidación–reducción, o redox, son reacciones en las que hay una transferencia de electrones entre especies químicas (mira este artículo sobre reacciones redox si quieres refrescar el tema). Las ecuaciones de las reacciones de oxidación-reducción deben estar balanceadas tanto en masa como en carga, por lo que puede ser difícil balancearlas con solo examinarlas. En este artículo aprenderemos acerca del método de balanceo de semireacciones, un procedimiento útil para balancear ecuaciones de reacciones redox que se producen en soluciones acuosas.

El método de semirreacciones para balancear ecuaciones redox

Para balancear una ecuación redox usando el método de semirreaciones, primero se divide la ecuación en dos medias reacciones, una que representa la oxidación, y otra que representa la reducción. Las ecuaciones de las semirreacciones entonces se balancean en cuanto a la masa y la carga y, si es necesario, se ajustan para que el número de electrones transferido en cada ecuación sea el mismo. Finalmente, se suman las ecuaciones de las semirreaciones, lo que resulta en una ecuación global balanceada para la reacción.
Veamos cómo funciona este procedimiento para una reacción redox sencilla. Por ejemplo, considera la reacción entre el ion CoX3+\ce{Co^3+} y el níquel metálico:
CoX3+(ac)+Ni(s)CoX2+(ac)+NiX2+(ac)\ce{Co^3+}(ac) + \ce{Ni}(s) \rightarrow \ce{Co^2+}(ac) + \ce{Ni^2+}(ac)
¿Está balanceada la ecuación? Parece estar balanceada en cuanto a la masa, porque hay un átomo de C, o y un átomo de N, i de cada lado de la ecuación. Sin embargo, la carga no está balanceada: la carga neta del lado izquierdo es 3, plus, mientras que la carga neta del lado derecho es 4, plus. Para ayudarnos a balancear la carga en la ecuación, usaremos el método de semirreacciones.
Para comenzar, dividiremos la ecuación en semirreacciones de oxidación y reducción separadas:
Semirreacción de oxidación: la semirreacción de oxidación muestra los reactivos y productos que participan en el proceso de oxidación. Como el N, i metálico se está oxidando a NiX2+\ce{Ni^2+} en esta reacción, podemos comenzar escribiendo ese proceso:
Oxidacioˊn:  Ni(s)NiX2+(ac)\text{Oxidación:}\; \ce{Ni}(s) \rightarrow \ce{Ni^2+}(ac)
Sin embargo, ¡esta no es la semirreacción de oxidación completa! De la misma forma que la reacción general, nuestra semirreación está balanceada para la masa pero no para la carga. Podemos balancear la carga agregando dos electrones del lado derecho de la ecuación para que la carga neta de cada lado sea 0:
Oxidacioˊn:  Ni(s)NiX2+(ac)+2e\text{Oxidación:}\; \ce{Ni}(s) \rightarrow \ce{Ni^2+}(ac) + \blueD{2\,e^-}
Ahora que la semirreacción de oxidación está balanceada, nos dice que se producen dos electrones por cada átomo de níquel que se oxida, pero, ¿a dónde van esos electrones? Podemos seguir su rastro en la semirreacción de reducción.
Semirreacción de reducción: la semirreacción de reducción muestra los reactivos y productos que participan en el paso de reducción. En este caso, nuestra reacción debe mostrar el CoX3+\ce{Co^3+} que se reduce a CoX2+\ce{Co^2+}. Además debe incluir un electrón del lado izquierdo de la ecuación para balancear la carga:
Reduccioˊn:  CoX3+(ac)+eCoX2+(ac)\text{Reducción:}\; \ce{Co^3+}(ac) + \blueD{e^-} \rightarrow \ce{Co^2+}(ac)
La semirreacción de reducción balanceada nos dice que se consume un electrón por cada ion CoX3+\ce{Co^3+} que se reduce. De manera importante, los electrones para este proceso provienen de la semirreacción de oxidación.
Ahora debemos unir las semirreacciones balanceadas para obtener la ecuación general balanceada. Sin embargo, primero tenemos que asegurarnos de que los electrones se cancelarán entre sí cuando combinemos las semirreacciones (¡no podemos dejar que haya electrones sueltos flotando por ahí!). En este momento, la semirreacción de oxidación implica la transferencia de dos electrones, mientras que la semirreacción de reducción implica la transferencia de solo un electrón. Entonces, tenemos que multiplicar la semirreación de reducción por 2:
2[CoX3+(ac)+eCoX2+(ac)]2CoX3+(ac)+2e2CoX2+(ac)\begin{aligned} &2[\ce{Co^3+}(ac) + e^- \rightarrow \ce{Co^2+}(ac)] \\\\ &\ce{2Co^3+}(ac) + 2\,e^- \rightarrow \ce{2Co^2+}(ac) \end{aligned}
Ahora podemos juntar las dos semirreacciones, cancelando los electrones de ambos lados:
Ni(s)NiX2+(ac)+2e2CoX3+(ac)+2e2CoX2+(ac)Ni(s)+2CoX3+(ac)NiX2+(ac)+2CoX2+(ac)Ni(s)+2CoX3+(ac)NiX2+(ac)+2CoX2+(ac)\begin{aligned} &\ce{Ni}(s) \rightarrow \ce{Ni^2+}(ac) + \blueD{\cancel{2\,e^-}} \\\\ &\ce{2Co^3+}(ac) + \blueD{\cancel{2\,e^-}} \rightarrow \ce{2Co^2+}(ac) \\\\[-0.90em] &\overline{\phantom{\ce{Ni}(s) + \ce{2Co^3+}(ac) \rightarrow \ce{Ni^2+}(ac) + \ce{2Co^2+}(ac)}} \\[-0.65em] &\ce{Ni}(s) + \ce{2Co^3+}(ac) \rightarrow \ce{Ni^2+}(ac) + \ce{2Co^2+}(ac) \end{aligned}
La ecuación resultante tiene el mismo número de cada tipo de átomo en ambos lados de la ecuación (1 de N, i y 2 de C, o), así como la misma carga neta de cada lado (6, plus). En conjunto, ¡esto significa que la ecuación está balanceada tanto para la masa como para la carga!

Balanceo de ecuaciones redox en solución ácida o básica

Acabamos de usar el método de semirreacciones para balancear una ecuación redox sencilla. Sin embargo, muchas de las reacciones redox que ocurren en solución acuosa son más complicadas que el ejemplo anterior. En estos casos, podríamos tener que agregar moléculas de HX2O\ce{H2O}, ya sea iones HX+\ce{H+} (para las reacciones que ocurren en solución ácida) o iones OHX\ce{OH-} (para las reacciones que ocurren en solución básica), para balancear la ecuación completamente. El ejemplo 1 a continuación muestra este proceso para una reacción que se lleva a cabo en solución ácida, mientras que el ejemplo 2 muestra el proceso para una reacción que tiene lugar en una solución básica.

Ejemplo 1: balancear ecuaciones redox en solución ácida

Balancea la ecuación de cobre metálico con ion nitrato en solución ácida.
Cu(s)+NOX3X(ac)CuX2+(ac)+NOX2(g)\ce{Cu}(s) + \ce{NO3-}(ac) \rightarrow \ce{Cu^2+}(ac) + \ce{NO2}(g)
Para balancear la ecuación, sigamos el método de semirreacciones que acabamos de aprender. Como la reacción ocurre en solución ácida, podemos usar iones HX+\ce{H+} y moléculas de HX2O\ce{H2O} para ayudar a balancear la ecuación.

Paso 1: dividir la ecuación en semirreacciones

Comencemos por separar la ecuación no balanceada en dos semirreacciones:
Oxidacioˊn:  Cu(s)CuX2+(ac)Reduccioˊn:  NOX3X(ac)NOX2(g)\begin{aligned} &\text{Oxidación:}\; \ce{Cu}(s) \rightarrow \ce{Cu^2+}(ac) \\\\ &\text{Reducción:}\; \ce{NO3-}(ac) \rightarrow \ce{NO2}(g) \end{aligned}
Ten en cuenta que ninguna de las dos semirreacciones está completamente balanceada. Esto lo haremos en el siguiente paso.

Paso 2: balanceo de cada semirreacción para masa y carga

La semirreacción de oxidación ya está balanceada para la masa, así que solo tenemos que balancear las cargas. Podemos hacer esto agregando dos electrones en el lado derecho de la ecuación, lo que hace que la carga neta sea 0 de ambos lados:
Oxidacioˊn:  Cu(s)CuX2+(ac)+2e\text{Oxidación:}\; \ce{Cu}(s) \rightarrow \ce{Cu^2+}(ac) + \blueD{2\,e^-}
¿Qué pasa con la semirreación de reducción? Esta ecuación no está balanceada en términos de masa y de carga. Vamos a balancear la masa primero: sabemos que los átomos de N ya están balanceados (hay uno de cada lado de la ecuación). Sin embargo, no es el caso para los átomos de O. Podemos balancear los átomos de O agregando una molécula de HX2O\ce{H2O} al lado derecho de la ecuación:
NOX3X(ac)NOX2(g)+HX2O(l)\ce{NO3-}(ac) \rightarrow \ce{NO2}(g) + \blueD{\ce{H2O}(l)}
Ahora hay dos átomos de H no balanceados del lado derecho de la ecuación. Como la reacción es en solución ácida, podemos balancear estos átomos agregando iones HX+\ce{H+} al lado izquierdo:
NOX3X(ac)+2HX+(ac)NOX2(g)+HX2O(l)\ce{NO3-}(ac) + \blueD{\ce{2H+}}(ac) \rightarrow \ce{NO2}(g) + \ce{H2O}(l)
Ahora vamos a balancear las cargas en la ecuación. Para hacerlo, debemos agregar un electrón del lado izquierdo de la ecuación para que la carga neta de cada lado sea 0:
Reduccioˊn:  NOX3X(ac)+2HX+(ac)+eNOX2(g)+HX2O(l)\text{Reducción:}\; \ce{NO3-}(ac) + \ce{2H+}(ac) + \blueD{e^-} \rightarrow \ce{NO2}(g) + \ce{H2O}(l)

Paso 3: igualar el número de electrones transferidos

Como se pierden dos electrones en la semirreacción de oxidación y se gana un electrón en la semirreacción de reducción, tenemos que multiplicar la semirreacción de reducción por 2:
2[NOX3X(ac)+2HX+(ac)+eNOX2(g)+HX2O(l)]2NOX3X(ac)+4HX+(ac)+2e2NOX2(g)+2HX2O(l)\begin{aligned} &2[\ce{NO3-}(ac) + \ce{2H+}(ac) + e^- \rightarrow \ce{NO2}(g) + \ce{H2O}(l)] \\\\ &\ce{2NO3-}(ac) + \ce{4H+}(ac) + 2\,e^- \rightarrow \ce{2NO2}(g) + \ce{2H2O}(l) \end{aligned}

Paso 4: sumar las dos semirreacciones

Al combinar las dos semirreacciones y cancelar los electrones, obtenemos:
Cu(s)CuX2+(ac)+2e2NOX3X(ac)+4HX+(ac)+2e2NOX2(g)+2HX2O(l)Cu(s)+2NOX3X(ac)+4HX+(ac)CuX2+(ac)+2NOX2(g)+2HX2O(l)Cu(s)+2NOX3X(ac)+4HX+(ac)CuX2+(ac)+2NOX2(g)+2HX2O(l)\begin{aligned} &\ce{Cu}(s) \rightarrow \ce{Cu^2+}(ac) + \blueD{\cancel{2\,e^-}} \\\\ &\ce{2NO3-}(ac) + \ce{4H+}(ac) + \blueD{\cancel{2\,e^-}} \rightarrow \ce{2NO2}(g) + \ce{2H2O}(l) \\\\[-0.90em] &\overline{\phantom{\ce{Cu}(s) + \ce{2NO3-}(ac) + \ce{4H+}(ac) \rightarrow \ce{Cu^2+}(ac) + \ce{2NO2}(g) + \ce{2H2O}(l)}} \\[-0.65em] &\ce{Cu}(s) + \ce{2NO3-}(ac) + \ce{4H+}(ac) \rightarrow \ce{Cu^2+}(ac) + \ce{2NO2}(g) + \ce{2H2O}(l) \end{aligned}
¡Y terminamos! Comprobemos nuestro trabajo: hay el mismo número de cada tipo de átomo en ambos lados de la ecuación (1 de C, u, 2 de N, 6 de O y 4 de H) y la carga neta es la misma de los dos lados (2, plus), ¡por lo que la ecuación está balanceada!

Ejemplo 2: balancear ecuaciones redox en solución básica

Balancea la ecuación para la reacción de iones permanganato y yoduro en solución básica.
MnOX4X(ac)+IX(ac)MnOX2(s)+IX2(ac)\ce{MnO4-}(ac) + \ce{I-}(ac) \rightarrow \ce{MnO2}(s) + \ce{I2}(ac)
De nuevo usemos el método de semirreacciones para balancear esta ecuación. Sin embargo, en esta ocasión, solo podemos usar iones OHX\ce{OH-} y moléculas de HX2O\ce{H2O} para ayudar a balancear la ecuación porque la reacción se lleva a cabo en solución básica.

Paso 1: dividir la ecuación en semirreacciones

En esta reacción, el ion yoduro se oxida y el ion permanganato se reduce:
Oxidacioˊn:  IX(ac)IX2(ac)Reduccioˊn:  MnOX4X(ac)MnOX2(s)\begin{aligned} &\text{Oxidación:}\; \ce{I-}(ac) \rightarrow \ce{I2}(ac) \\\\ &\ce{Reducción:}\; \ce{MnO4-}(ac) \rightarrow \ce{MnO2}(s) \end{aligned}

Paso 2: balanceo de cada semirreacción para masa y carga

Comencemos con la semirreacción de oxidación, la cual se debe balancear tanto para masa como para carga. Primero pongamos el coeficiente 2 antes del IX\ce{I-} para lograr balancear la masa:
2IX(ac)IX2(ac)\blueD{2}\,\ce{I-}(ac) \rightarrow \ce{I2}(ac)
Luego agreguemos dos electrones del lado derecho de la ecuación para lograr balancear la carga:
Oxidacioˊn:  2IX(ac)IX2(ac)+2e\text{Oxidación:}\; \ce{2I-}(ac) \rightarrow \ce{I2}(ac) + \blueD{2\,e^-}
A continuación, vayamos a la semirreacción de reducción, que también debe estar balanceada para masa y carga. Comenzaremos por la masa: como ya hay un átomo de M, n de cada lado de la ecuación, solo necesitamos balancear los átomos de O. Lo podríamos hacer agregando iones OHX\ce{OH-} y moléculas de HX2O\ce{H2O} a cualquiera de los lados de la ecuación por el método de prueba y error, pero este método es complicado y laborioso. En su lugar, vamos a balancear la semirreacción como si sucediera en solución ácida:
MnOX4X(ac)+4HX+(ac)MnOX2(s)+2HX2O(l)\ce{MnO4-}(ac) + \blueD{\ce{4H+}(ac)} \rightarrow \ce{MnO2}(s) + \blueD{\ce{2H2O}(l)}
Entonces, para tomar en cuenta el hecho de que la semirreacción tiene lugar en una solución básica, agreguemos OHX\ce{OH-} a ambos lados de la ecuación para neutralizar el HX+\ce{H+}:
MnOX4X(ac)+4HX+(ac)+4OHX(ac)MnOX2(s)+2HX2O(l)+4OHX(ac)4HX2O(l)MnOX4X(ac)+2HX2O(l)MnOX2(s)+4OHX(ac)\begin{aligned} &\ce{MnO4-}(ac) + \underbrace{\ce{4H+}(ac) + \blueD{\ce{4OH-}(ac)}} \rightarrow \ce{MnO2}(s) + \ce{2H2O}(l) + \blueD{\ce{4OH-}(ac)} \\[0.75em] &\kern9.50em\ce{4H2O}(l) \\\\ &\ce{MnO4-}(ac) + \ce{2H2O}(l) \rightarrow \ce{MnO2}(s) + \ce{4OH-}(ac) \end{aligned}
Observa que combinamos los iones HX+\ce{H+} y OHX\ce{OH-} del lado izquierdo de la ecuación para formar nuevas moléculas de HX2O\ce{H2O}, y luego eliminamos las moléculas de HX2O\ce{H2O} que estaban en ambos lados de la ecuación.
Finalmente, vamos a balancear la semirreacción para la carga. Para hacerlo, agregamos tres electrones en el lado izquierdo de la ecuación, lo que hace que la carga neta de cada largo sea 4, minus:
Reduccioˊn:  MnOX4X(ac)+2HX2O(l)+3eMnOX2(s)+4OHX(ac)\text{Reducción:}\; \ce{MnO4-}(ac) + \ce{2H2O}(l) + \blueD{3\,e^-} \rightarrow \ce{MnO2}(s) + \ce{4OH-}(ac)

Paso 3: igualar el número de electrones transferidos

Para igualar el número de electrones transferidos en las dos semirreacciones tenemos que multiplicar la semirreacción de oxidación por 3 y la semirreacción de reducción por 2 (lo que resulta en que cada semirreacción contiene seis electrones):
3[2IX(ac)IX2(ac)+2e]6IX(ac)3IX2(ac)+6e2[MnOX4X(ac)+2HX2O(l)+3eMnOX2(s)+4OHX(ac)]2MnOX4X(ac)+4HX2O(l)+6e2MnOX2(s)+8OHX(ac)\begin{aligned} &3[\ce{2I-}(ac) \rightarrow \ce{I2}(ac) + 2\,e^-] \\\\ &\ce{6I-}(ac) \rightarrow \ce{3I2}(ac) + 6\,e^- \\\\ &2[\ce{MnO4-}(ac) + \ce{2H2O}(l) + 3\,e^- \rightarrow \ce{MnO2}(s) + \ce{4OH-}(ac)] \\\\ &\ce{2MnO4-}(ac) + \ce{4H2O}(l) + 6\,e^- \rightarrow \ce{2MnO2}(s) + \ce{8OH-}(ac) \end{aligned}

Paso 4: sumar las dos semirreacciones

Finalmente, vamos a combinar las dos semirreacciones, asegurándonos de que se cancelen los electrones de cada ecuación:
2MnOX4X(ac)+4HX2O(l)+6e2MnOX2(s)+8OHX(ac)6IX(ac)3IX2(ac)+6e2MnOX4X(ac)+4HX2O(l)+6IX(ac)2MnOX2(s)+8OHX+3IX2(ac)2MnOX4X(ac)+6IX(ac)+4HX2O(l)2MnOX2(s)+3IX2(ac)+8OHX(ac)\begin{aligned} &\ce{2MnO4-}(ac) + \ce{4H2O}(l) + \blueD{\cancel{6\,e^-}} \rightarrow \ce{2MnO2}(s) + \ce{8OH-}(ac) \\\\ &\ce{6I-}(ac) \rightarrow \ce{3I2}(ac) + \blueD{\cancel{6\,e^-}} \\\\[-0.90em] &\overline{\phantom{\ce{2MnO4-}(ac) + \ce{4H2O}(l) + \ce{6I-}(ac) \rightarrow \ce{2MnO2}(s) + \ce{8OH-} + \ce{3I2}(ac)}} \\[-0.65em] &\ce{2MnO4-}(ac) + \ce{6I-}(ac) + \ce{4H2O}(l) \rightarrow \ce{2MnO2}(s) + \ce{3I2}(ac) + \ce{8OH-}(ac) \end{aligned}
Para comprobar nuestro trabajo, vemos que hay 2 átomos de M, n, 12 de O, 8 de H y 6 de I, así como una carga neta de 8, minus en ambos lados de la ecuación. Por lo tanto, ¡la ecuación está balanceada!

Resumen

Podemos utilizar el método de semirreacciones para balancear las ecuaciones de las reacciones redox que suceden en solución acuosa. En este método, una reacción redox se separa en dos semirreacciones, una que implica oxidación y otra que implica reducción. Cada semirreacción se balancea para masa y carga, y luego se combinan las dos ecuaciones con los coeficientes apropiados para cancelar los electrones. Para balancear ecuaciones redox más complejas, a veces es necesario agregar iones HX+\ce{H+} y moléculas de HX2O\ce{H2O} (si la reacción ocurre en solución ácida) o bien iones OHX\ce{OH-} y moléculas de HX2O\ce{H2O} (si la reacción ocurre en solución básica) a la ecuación.

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  • Avatar blobby green style para el usuario Beatriz Figueroa
    como se resuelve esto Zn+HCl=ZnCl2+H2
    (3 votos)
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    • Avatar female robot ada style para el usuario LitamGulloppe
      No sé si aún sirva, pero bueno, te indico números de ox.

      Zn° + H+1 Cl-1 = Zn+2 Cl-1 2 + H°2

      SEMIRREACCIONES
      Zn° ---> Zn+2 (se oxida)
      H+1 ---> H°2 (se reduce)

      -ajusto masa
      Zn -----> Zn
      2*H -----> H*2

      -ajusto cargas con electrones
      Zn° ---> Zn+2 + 2e
      2H+1 + 2e ---> H°2

      -"cruzo" el número de e
      2(Zn° ---> Zn+2 + 2e)
      2(2H+1 + 2e ---> H°2)

      2Zn -----------> 2Zn + 4e
      4H + 4e -----> 2H2

      -resuelvo
      2Zn + 4HCl -------------> 2ZnCl2 + 2H2
      (3 votos)
  • Avatar blobby green style para el usuario BDCG14
    me pueden desir como se ase esto Mno + Hcl ----> Mncl3 + H2o + cl3
    (2 votos)
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  • Avatar spunky sam blue style para el usuario JOSELIN
    ¿Cuales son los numeros de oxidacion de cada elemento?
    (1 voto)
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    • Avatar piceratops tree style para el usuario Calva Carreño Lolita
      Mira, los numeros de oxidacion de cada elemento varian a excepcion del O (Oxigeno) y H (Hidrogeno) en los cuales serian -2 y +1 respectivamente.
      Entonces para sacar el numero de oxidacion en una ecuacion primero se empieza por sacar el de los elementos O y/o H en un ejemplo:
      -2
      CO2
      Sin embargo en esta parte de la ecuacion obserbamos el coeficiente 2 entonces ambos se multiplican y como resultado tenemos -4
      Entonces como se busca igualar todos los numeros a cero, por logica el C (Carbono) tendria +4 y asi de esta forma se tiene que igualar toda la ecuacion, pero si encontramos por ejemplo el caso
      Fe+CO2, el Fe al no tener Oxigeno o Hidrogeno, su numero seria 0 automaticamente, al final de todo este procedimiento debes haber igualado todo a 0, si no lo logras tienes que verificar tus resultados hasta encontrar el error en la ecuacion.

      Si esto no te ayudo y si con los numeros de oxidacion te referias a otra cosa entonces perdoname porque me habre confundido, pero si no recuerda los unicos elementos que no cambian son O (-2) y H (+1)
      Consejo, no olvides los signos + - porque si te equivocas con uno de ellos no podras resolver la ecuacion y tendras que empezar todo de nuevo para rectificar tu error

      Saludos y Buena suerte
      (3 votos)
  • Avatar blobby green style para el usuario Agustina Rey
    Hola, si por ejemplo tengo la reacción entre cobre y oxigeno, que determina el oxido que se va a formar? Ya sea cúprico o cuproso, cual es el mas abundante?
    (2 votos)
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  • Avatar starky sapling style para el usuario Paola Macas
    ¿Por qué en el problema 1, en la semirreacción de reducción 2H+ está ganado 2e- y no sólo 1e-?
    (2 votos)
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  • Avatar blobby green style para el usuario Jose Albe Moreno
    como reduzco
    un elemento mas facil
    (1 voto)
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    • Avatar blobby green style para el usuario nataramirez8
      2C​8​​ H​18​​ +25O​2​​ →16CO​2​​ (g)+18H​2​​ O Este es el ejemplo de reacción de combustión yo fui a mirar cual es el agente reductor y cual el oxidante y me di cuenta a la hora de poner el estado de oxidación de 2C​8​​ H​18 me encontré con un atasco pues 18 no es divisible en 8 no tiene como común multiplo a 36 ni nada...
      (2 votos)
  • Avatar blobby green style para el usuario cchavarry_
    Kio3 + h2so3 → h2so4 + khso4 + i2 + h2o
    como resuelvo eso :c
    (1 voto)
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  • Avatar aqualine tree style para el usuario Aníbal Matzir
    Buenas noches, gusto en saludarlos a todos,
    Escribo porque aun tengo un poco de dudas y pues si se complica un poco los terminos Reducción y Oxidación y saber cual es cual, al igual que me genera duda que como implementar eso con formulas en un experimento con roldanas cobre y vinagre para hacer una simple demostración
    (1 voto)
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  • Avatar blobby green style para el usuario vitfff2
    Hola buenas tardes, quería saber porque en la reacción:
    Zn (s) + 2HCl (ac) → ZnCl2 (ac) + H2 (g) el hidrógeno se libera como un gas.
    Muchas gracias
    (1 voto)
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  • Avatar blobby green style para el usuario kelvin-jps-
    explica los 4tipos de reacciones quimicas segun el numero de oxidacion y de dos ejemplos
    (1 voto)
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