Método ion-electrón

¿Alguna vez te has pasado horas comiéndote la cabeza para balancear una ecuación química y has terminado dejándolo porque te parecía imposible? El balanceo de ecuaciones puede parecer difícil si no conoces el secreto: el método del ion-electrón. Este método es muy útil para poder balancear reacciones redox de una manera muy simple y muy rápida. ¡Sigue leyendo para aprender más y que no te vuelva a pasar que renuncies en el intento!

Método ion-electrón Método ion-electrón

Crea materiales de aprendizaje sobre Método ion-electrón con nuestra app gratuita de aprendizaje!

  • Acceso instantáneo a millones de materiales de aprendizaje
  • Tarjetas de estudio, notas, exámenes de simulacro y más
  • Todo lo que necesitas para sobresalir en tus exámenes
Regístrate gratis
Índice de temas
    • Este artículo es sobre el método ion-electrón.
    • Para empezar, veremos qué es un ácido y qué es una base.
    • A continuación, analizaremos las reacciones redox.
    • También, estudiaremos algunos ejemplos de reacciones redox.
    • Para terminar, veremos cómo podemos ajustar las reacciones químicas con el método del ion-electrón.

    ¿Qué es un ácido?

    Un ácido es una sustancia donante de protones.

    Los ácidos monopróticos donan un solo protón por molécula ácida en solución, mientras que los ácidos dipróticos donan dos.

    ¿Qué es una base?

    Una base es una sustancia aceptora de electrones.

    Ácidos y bases

    Los ácidos y las bases se disocian en solución. Esto significa que se dividen en iones.

    Por ejemplo, los ácidos siempre se dividen en protones y un ion negativo, mientras que las bases se disocian en iones hidróxido y un ion positivo.

    Fíjate en las siguientes reacciones que explican esto, químicamente:

    $$HA_{(aq)}\rightarrow H^{+}_{(aq)}+A^{-}_{(aq)}$$

    $$B_{(aq)}+H_{2}O_{(l)}\rightarrow BH^{+}_{(aq)}+OH^{-}_{(aq)}$$

    Veamos, ahora, qué son los ácidos y bases conjugados:

    Un ácido conjugado es una base que ha ganado un protón, mientras que una base conjugada es un ácido que ha perdido un protón.

    Reacciones redox

    Redox es un término utilizado para describir reacciones que implican tanto oxidación como reducción. Estas reacciones implican un movimiento de electrones y se caracterizan por un cambio en los estados de oxidación.

    Veamos con más detalle las definiciones de oxidación y reducción.

    Oxidación y reducción

    Las palabras oxidación y reducción tienen distintos significados, en química. La primera definición se refiere al oxígeno. A ver si adivinas, en esos términos, qué significa oxidación:

    La oxidación es la ganancia de oxígeno.

    La reducción es lo contrario de la oxidación.

    La reducción es la pérdida de oxígeno.

    Veamos un ejemplo:

    Cuando el cobre reacciona con el oxígeno, forma óxido de cobre. El cobre se oxida:

    $$Cu_{(s)}+\frac{1}{2}O_{2\ (g)}\rightarrow CuO_{(s)}$$

    Pero, al reaccionar el hidrógeno con el óxido de cobre se separan el cobre y el oxígeno. El óxido de cobre se reduce:

    $$CuO_{(s)}+H_{2\ (g)}\rightarrow Cu_{(s)}+H_{2}O_{(l)}$$

    ¿Te has dado cuenta de que hemos añadido hidrógeno para reducir el óxido de cobre? Esto nos lleva a la segunda serie de definiciones de oxidación y reducción.

    Aprendamos las siguientes definiciones:

    La oxidación es la pérdida de hidrógeno y la reducción es la ganancia de hidrógeno.

    Sin embargo, en química tendemos a utilizar una definición diferente. Se refiere al movimiento de electrones entre especies en una reacción. Esta es la definición en la que nos centraremos durante el resto de este tema, ya que es lo que a nosotros nos interesa, principalmente, en este caso:

    La oxidación es la pérdida de electrones y la reducción es la ganancia de electrones.

    Volvamos al ejemplo anterior:

    ¿Qué ocurre cuando el cobre reacciona con el oxígeno? Se forma óxido de cobre, un compuesto iónico.

    El óxido de cobre está formado por iones de cobre e iones de oxígeno, Cu2+ y O2- respectivamente. Para formar estos iones a partir de átomos neutros, necesitamos mover algunos electrones.

    • Para convertir un átomo de cobre en un ion de cobre, el átomo debe perder dos electrones. Por tanto, el cobre se oxida.
    • Para convertir un átomo de oxígeno en un ion de oxígeno, el átomo debe ganar dos electrones. Por tanto, el oxígeno se reduce.

    Dado que tanto la oxidación como la reducción se producen simultáneamente, este es un ejemplo de reacción redox. Veamos:

    Método ion-electrón Ejemplo de redox StudySmarter

    Fig. 1: Observa cómo el sodio (Na) es el reductor, ya que pierde un electrón y se lo cede al cloro (Cl), que gana este electrón. De esta manera, el sodio pierde una carga negativa y se convierte en Na+ y el cloro, al ganar una carga negativa, se convierte en Cl-.

    En resumen, oxidación puede significar:

    • Ganancia de oxígeno.
    • Pérdida de hidrógeno.
    • Pérdida de electrones.

    Del mismo modo, la reducción puede significar:

    • Pérdida de oxígeno.
    • Ganancia de hidrógeno.
    • Ganancia de electrones.

    La fuerza de los ácidos y las bases se mide con la escala de pH:

    Método ion-electrón escala de pH StudySmarter

    Fig. 2: Escala de pH. El pH 7 es el que se considera pH neutro; los valores por debajo de 7 (0-7) se conocen como pH ácido y los valores que se encuentran por encima de 7 (7-14) se consideran pH básico.

    Números de oxidación

    También denominados estados de oxidación, los números de oxidación son aquellos, asignados a los iones, que muestran cuántos electrones ha perdido o ganado el ion, en comparación con el elemento en su estado no combinado.

    • Un número de oxidación positivo indica que el elemento ha perdido electrones.
    • Un número de oxidación negativo indica que ha ganado electrones.

    Observa la siguiente tabla periódica, en la que se recogen los números de oxidación de los elementos químicos:

    oxidation numbers periodic table

    Fig. 3: Tabla periódica de los elementos con los números de oxidación.

    Ecuaciones redox

    Una ecuación redox es una forma de representar una reacción redox.

    En una reacción redox se producen dos procesos simultáneos: la reducción y la oxidación. Podemos representar estos procesos mediante una ecuación global que no tiene en cuenta los iones que no se oxidan ni se reducen; es decir, los que no participan en la reacción. Estos iones se denominan iones espectadores.

    Los iones espectadores son iones que están presentes tanto en los reactivos como en los productos de una reacción. La reacción no modifica en absoluto su estado físico, su estado de oxidación, ni su carga.

    Semirreacciones

    Las ecuaciones redox son útiles para mostrar una reacción redox global: una especie se oxida y otra se reduce, lo que significa que hay un movimiento global de electrones. Sin embargo, pueden dificultar la identificación de los procesos individuales de oxidación y reducción. Para verlos con más claridad, a menudo utilizamos semirreacciones.

    Las semirreacciones son ecuaciones que muestran una mitad de una reacción redox.

    Una mitad de la ecuación muestra el proceso de oxidación, mientras que la otra muestra el proceso de reducción.

    ¿Cómo se escriben las semirreacciones?

    Para escribir semirreacciones, consideramos cada uno de los iones o átomos implicados en la ecuación redox por separado. Añadimos electrones para mostrar los procesos de oxidación y reducción; y puede que, también, tengamos que añadir iones de agua o hidrógeno para equilibrar la ecuación.

    Estos pasos te ayudarán a saber cómo formular semirreacciones:

    1. Escoge un átomo o ion implicado en la reacción redox y escribe los reactivos y productos en los que interviene.
    2. Equilibra los elementos, excepto del oxígeno y el hidrógeno.
      • Como todas las ecuaciones, las ecuaciones medias deben estar equilibradas: debe haber el mismo número de moles de cada elemento en ambos lados de la ecuación.
    3. Añade moléculas de agua para equilibrar los átomos de oxígeno en ambos lados de la ecuación.
    4. Añade iones de hidrógeno para equilibrar los átomos de hidrógeno en ambos lados de la ecuación.
    5. Añade electrones para equilibrar las cargas.

    Ejemplos de semirreacciones

    Practiquemos ahora la escritura de semirreacciones para reacciones de la vida real, utilizando el método que acabamos de aprender.

    Escribe ecuaciones de equilibrio para la reacción de desplazamiento entre iones bromo y yoduro.

    La ecuación desequilibrada se da a continuación:

    \(Br_2+I^-\rightarrow I_2+Br^- \)

    Solución:

    Primero, elijamos un reactivo. Empezaremos con el bromo. El bromo (Br2) reacciona para formar iones bromuro (Br-):

    \(Br_2\rightarrow Br^- \)

    Esta ecuación no está equilibrada. Hay dos Br a la izquierda, pero solamente uno a la derecha. Para equilibrarla, necesitamos duplicar el número de iones bromuro:

    \(Br_2\rightarrow 2Br^- \)

    No hay átomos de oxígeno ni de hidrógeno implicados en la ecuación, por lo que no necesitamos añadir moléculas de agua ni iones de hidrógeno para equilibrarla. Sin embargo, sí tenemos que equilibrar las cargas en ambos lados de la ecuación. El lado izquierdo tiene una carga de +0, mientras que el derecho tiene una carga de 2·(-1), igual a -2. Para equilibrar las cargas de la ecuación, tenemos que añadir una carga de -2 al lado izquierdo. Esto significa que debemos añadir dos electrones negativos:

    \(Br_2+2e^-\rightarrow 2Br^- \)

    Ahora ambos lados tienen el mismo número de cada elemento y la misma carga. La semirreacción está equilibrada. Pero, no hemos terminado: necesitamos escribir una segunda semirreacción para el yodo.

    En esta reacción, los iones yoduro reaccionan para formar yodo:

    \(I^-\rightarrow I_2\)

    Equilibrando la ecuación en términos de I, nos da lo siguiente:

    \(2I^-flecha derecha I_2)

    Esta vez, la carga en el lado izquierdo de la ecuación es 2·(-1) = -2, y la carga en el lado derecho es +0. Esto significa que tenemos que añadir dos electrones (cargas negativas) en el lado derecho:

    \(2I^-\rightarrow I_2+2e^- \)

    La ecuación está ahora equilibrada en términos de elementos y cargas. ¡Las dos semirreacciones están ya correctamente escritas!

    También puedes escribir semirreacciones considerando el cambio de estado de oxidación de las especies. Veamos otro ejemplo:

    Escribe semirreacciones para la misma reacción de desplazamiento entre iones de bromo y yoduro utilizando cambios en el estado de oxidación.

    Solución:

    Una vez más, empezaremos considerando el bromo. En esta reacción, el bromo (Br2) reacciona para formar iones bromuro (Br-). Si equilibramos el número de bromos de cada lado, obtenemos lo siguiente:

    \(Br_2\rightarrow 2Br^-\)

    Ahora, observa los estados de oxidación de las dos especies. El Br2 es un elemento no combinado, por lo que cada Br en su interior tiene un estado de oxidación de 0. Por otro lado, el Br- es un ion con carga -1, por lo que en esta especie, el Br tiene un estado de oxidación de -1.

    Considera cómo ha cambiado el estado de oxidación del Br del lado izquierdo de la ecuación al lado derecho: ha disminuido en 1. Cada Br en el Br2 debe ganar un electrón para convertirse en Br-. Podemos añadir este electrón sobrante al lado izquierdo de la ecuación.

    Pero, hay que tener en cuenta que hay dos Br en Br2, por lo que tenemos que añadir dos electrones al lado derecho.

    \(Br_2+2e^ \rightarrow 2Br^- \)

    Esta es nuestra ecuación de la primera mitad. También podemos aplicar el mismo proceso a la segunda mitad de la ecuación, en la que interviene el yodo. Empezamos con iones yoduro (I-) reaccionando para formar yodo (I2):

    \(2I^-\rightarrow I_2\)

    El estado de oxidación de I en I- es -1, mientras que el estado de oxidación de I en I2 es 0. En esta reacción, el estado de oxidación de I aumenta en 1. Esto significa que cada I pierde un electrón; podemos añadir este electrón sobrante al lado derecho de la ecuación. Pero una vez más, ten en cuenta que empezamos con 2 I-, y, por lo tanto, tenemos que añadir dos electrones en el lado derecho:

    \(2I^-\rightarrow I_2+2e^- \)

    Ejemplos de reacciones redox

    Veamos ahora algunos ejemplos de reacciones redox. Empecemos concómo podemos encontrar los iones espectadores:

    Escribe una ecuación redox para la reacción entre el magnesio y el sulfato de cobre. La ecuación general se da a continuación:

    $$Mg_{(s)}+CuSO_{4\ (aq)}\rightarrow MgSO_{4\ (aq)}+Cu_{(s)}$$

    Solución:

    En primer lugar, tenemos que averiguar cuáles son los iones espectadores de la ecuación. Estos no cambian de estado de oxidación: no se oxidan ni se reducen, por lo que no debemos preocuparnos por ellos.

    Para que te sea más fácil identificar los iones espectadores, divide las sales iónicas en sus iones constituyentes:

    $$Mg_{(s)} + Cu^{2+}_{(aq)} + SO^{2-}_{4\ (aq)} \rightarrow Mg^{2+}_{(aq)} + SO^{2-}_{4\ (aq)} + Cu_{(s)}$$

    El ion sulfato, SO42-, está presente en ambos lados de la ecuación. No cambia de estado físico, estado de oxidación, ni carga. Esto significa que es un ion espectador.

    Para escribir una ecuación redox global, simplemente omitimos este ion. Por tanto, aquí tienes la respuesta final:

    $$Mg_{(s)} + Cu^{2+}_{(aq)} \rightarrow Mg^{2+}_{(aq)} + Cu_{(s)}$$

    ¿Qué es el método del ion-electrón?

    El método del ion-electrón es una manera en la que podemos ajustar o balancear las reacciones químicas por medio de iones hidrógeno (protones, H+), iones hidróxido (OH-) y electrones (e-). El proceso de ajuste será diferente según la reacción ocurra en medio ácido o básico.

    Los pasos a seguir para llevar a cabo este método son los siguientes:

    1. Escribir la ecuación desequilibrada.
    2. Dividir la ecuación química en las dos semirreacciones que lo componen.
    3. Determinar los números de oxidación de cada uno de los átomos de los elementos que componen ambas reacciones químicas.
    4. Reconocer los pares redox de cada una de las semirreacciones y combinarlos.
    5. Equilibrar los átomos de cada una de las semirreacciones:
      1. En primer lugar, debemos equilibrar todos los átomos, excepto el hidrógeno (H) y el oxígeno (O).
      2. Terminamos de equilibrar los átomos, añadiendo moléculas de agua (H₂O).
      3. Añadimos protones (H+) para equilibrar si estamos en medio ácido.
      4. Añadimos iones hidróxido (OH-) para terminar de equilibrar, si estamos en medio básico.
    6. Equilibrar las cargas de ambas semirreacciones con electrones (e-).
    7. Hacer los cambios necesarios para equilibrar el número de electrones ganados y electrones perdidos en cada una de las semirreacciones (generalmente, multiplicando por un número concreto cada una de las reacciones, de manera que se equilibren).
    8. Sumar ambas semirreacciones.
    9. Observar el número estequiométrico en cada uno de los elementos que nos queda a cada lado y trasladar estos números a la ecuación inicial.
    10. La ecuación ya está equilibrada.

    Medio ácido o medio básico

    Las reacciones redox pueden ocurrir en medio ácido o medio básico. Según el medio en el que ocurran, necesitamos alterar un poco los pasos. Estos pasos tienen lugar después del paso 4 en nuestro método de semirreacción.

    • Para soluciones ácidas: utilizamos H₂O para equilibrar los átomos de oxígeno y utilizamos H+ para equilibrar los átomos de hidrógeno.
    • Para soluciones básicas: utilizamos H₂O para equilibrar los átomos de oxígeno y utilizamos H+ para equilibrar los átomos de hidrógeno. Añadimos OH- para neutralizar los H+ y convertirlos en moléculas de H₂O.

    Ajuste de reacciones químicas con el método del ion-electrón

    El ajuste por el método del ion-electrón puede parecer muy complicado; pero, vamos a resolver ahora algunos ejemplos, para que veas que en realidad no lo es:

    Ajusta la siguiente reacción química por el método del ion-electrón en medio básico:

    $$K_{2}Cr_{2}O_{7}+H_{2}O+S\rightarrow SO_{2}+KOH+Cr_{2}O_{3}$$

    Solución:

    Para llevar a cabo este método, necesitamos conocer los números de oxidación de los elementos que componen cada molécula. A partir de ello, tendremos que saber cuáles de ellos han cambiado su número de oxidación, según forme parte de las moléculas de reactivos o productos.

    Veamos los números de oxidación de estos elementos:

    En los elementos que forman los reactivos, tenemos los siguientes elementos, que actúan con los siguientes números de oxidación:

    • K: +1.
    • Cr: +6
    • O: —2.
    • H: +1.
    • S: 0.

    En los productos, tenemos los siguientes elementos con los siguientes números de oxidación:

    • S: +4.
    • O: —2.
    • K: +1.
    • H: +1.
    • Cr: +3.

    Por lo tanto, tenemos que los elementos que han cambiado de valencia cuando han pasado de ser un reactivo a ser un producto son:

    • El cromo (Cr), que ha pasado de actuar con su número de oxidación +6 a actuar con el número de oxidación +3.
    • El azufre (S), que ha pasado de actuar con su número de oxidación 0 a actuar con el número de oxidación +4.

    Veamos las reacciones en las que intervienen estos elementos:

    $$S\rightarrow SO_{2}$$

    $$Cr_{2}O_{7}\rightarrow Cr_{2}O_{3}$$

    Ajustemos estas dos reacciones en medio básico:

    $$4OH^{-}+S\rightarrow SO_{2}+2H_{2}O$$

    $$4H_{2}O+Cr_{2}O_{7} \rightarrow Cr_{2}O_{3}+8OH^{-}$$

    El siguiente paso es ajustar electrónicamente; es decir, añadir electrones:

    $$4OH^{-}+S\rightarrow SO_{2}+2H_{2}O+4e^{-}$$

    $$4H_{2}O+Cr_{2}O_{7}+6e^{-}\rightarrow Cr_{2}O_{3}+8OH^{-}$$

    Aquí, el oxidante es el azufre (S) y el reductor es el heptaóxido de dicromo (Cr2O7).

    Vamos a ver la reacción global. Para ello, tenemos que multiplicar la primera ecuación por 3 y la segunda por 2, para igualar los electrones y eliminarlos de la ecuación:

    $$12OH^{-}+3S\rightarrow 3SO_{2}+6H_{2}O+12e^{-}$$

    $$8H_{2}O+2Cr_{2}O_{7}+12e^{-}\rightarrow 2Cr_{2}O_{3}+16OH^{-}$$

    Por lo tanto, la reacción final, sin electrones:

    $$2H_{2}O+3S+2Cr_{2}O_{7}\rightarrow 2Cr_{2}O_{3}+4OH^{-}+3SO_{2}$$

    Ahora, comparamos estas moléculas con las que tenemos en la ecuación inicial, ya que esta reacción nos acaba de dar el número de moléculas de cada tipo que tenemos que tener en la final.

    La reacción ajustada es:

    $$2K_{2}Cr_{2}O_{7}+2H_{2}O+3S \rightarrow 3SO_{2}+4KOH+2Cr_{2}O_{3}$$

    Veamos ahora otro ejemplo, esta vez en medio ácido:

    Ajusta la siguiente reacción química por el método del ion-electrón:

    $$K_{2}Cr_{2}O_{7}+HI+HClO_{4}\rightarrow Cr(ClO_{4})_{3}+KClO_{4}+I_{2}+H_{2}O$$

    Solución:

    Para llevar a cabo este método, al igual que en el ejemplo anterior, necesitamos conocer los números de oxidación de los elementos que componen cada molécula. A partir de ello, tendremos que saber cuáles de ellos han cambiado su número de oxidación, según forme parte de las moléculas de reactivos o productos.

    Veamos los números de oxidación de los elementos de la primera parte de la ecuación; es decir, la que se corresponde con los reactivos:

    • K: +1.
    • Cr: +6.
    • O: -2.
    • H: +1.
    • I: -1.
    • Cl: +7.

    En la segunda parte de la reacción, la de los productos:

    • Cr: +3.
    • Cl: +7.
    • O: -2.
    • K: +1.
    • I: 0.
    • H: +1.

    Por lo tanto, comparando los números de oxidación de los elementos, tenemos que los elementos en los que cambia son:

    • El cromo (Cr), que pasa de actuar con su número de oxidación +6 a +3.
    • El yodo (I), que pasa de actuar con su número de oxidación +1 a 0.

    Veamos las semirreacciones de estos elementos. Ten en cuenta que tenemos que balancear las ecuaciones añadiendo moléculas de agua y electrones:

    $$Cr_{2}O_{7}^{-2}+14H^{+}+6e^{-}\rightarrow 2Cr^{+3}+7H_{2}O$$

    $$2I^{-}\rightarrow I_{2}+2e^{-}$$

    A partir de esto, sabemos que el oxidante es el Cr2O7 (está tomando electrones) y el reductor es el I.

    Ahora, eliminemos los electrones de la ecuación, para obtener la ecuación global. La manera más fácil, en este caso es: como tenemos 6 electrones en la primera ecuación y 2 en la segunda, debemos multiplicar por 3 la segunda. Entonces, las ecuaciones quedan de la siguiente forma:

    $$Cr_{2}O_{7}^{-2}+14H^{+}+6e^{-}\rightarrow 2Cr^{+3}+7H_{2}O$$

    $$6I^{-}\rightarrow 3I_{2}+6e^{-}$$

    Y la reacción global iónica sería:

    $$14H^{+}+6I^{-}+Cr_{2}O_{7}^{-2}\rightarrow 3I_{2}+2Cr^{+3}+7H_{2}O$$

    A partir de ella, podemos ajustar la ecuación inicial. Así, queda la reacción siguiente:

    $$K_{2}Cr_{2}O_{7}+6HI+8HClO_{4}\rightarrow 2Cr(ClO_{4})_{3}+2KClO_{4}+3I_{2}+H_{2}O$$

    Esperamos que ahora ya sepas utilizar a la perfección el método del ion-electrón.

    Método ion-electrón - Puntos clave

    • Un ácido es una sustancia donante de protones.
    • Una base es una sustancia aceptora de electrones.
    • Redox es un término utilizado para describir reacciones que implican tanto oxidación como reducción. Estas reacciones implican un movimiento de electrones y se caracterizan por un cambio en los estados de oxidación.
    • Los números de oxidación son números asignados a los iones que muestran cuántos electrones ha perdido o ganado el ion, en comparación con el elemento en su estado no combinado. Un número de oxidación positivo indica que el elemento ha perdido electrones, mientras que un número de oxidación negativo indica que ha ganado electrones. También pueden denominarse estados de oxidación.
    • Las semirreacciones son ecuaciones que muestran una mitad de una reacción redox. Una mitad de la ecuación muestra el proceso de oxidación, mientras que la otra muestra el proceso de reducción.
    • El método del ion-electrón es una manera en la que podemos ajustar o balancear las reacciones químicas por medio de iones hidrógeno (protones, H+), iones hidróxido (OH-) y electrones (e-). El proceso de ajuste será diferente según la reacción ocurra en medio ácido o básico.
    Preguntas frecuentes sobre Método ion-electrón

    ¿Cómo balancear por el método del ion electrón?

    Para balancear una ecuación química por el método del ion-electrón, tenemos que seguir los siguientes pasos:

    1. Escribir la ecuación desequilibrada.
    2. Dividir la ecuación química en las dos semirreacciones que lo componen.
    3. Determinar los números de oxidación de cada uno de los átomos de los elementos que componen ambas reacciones químicas.
    4. Reconocer los pares redox de cada una de las semirreacciones y combinarlos.
    5. Equilibrar los átomosde cada una de las semirreacciones:
      • En primer lugar, debemos equilibrar todos los átomos excepto el hidrógeno (H) y el oxígeno (O).
      • Terminamos de equilibrar los átomos añadiendo moléculas de agua (H2O).
      • Añadimos protones (H+) para equilibrar.
      • Añadimos iones hidróxido (OH-) para terminar de equilibrar.
    6. Equilibrar las cargas de ambas semirreacciones con electrones (e-).
    7. Hacer los cambios necesarios para equilibrar el número de electrones ganados y electrones perdidos en cada una de las semirreacciones (generalmente, multiplicando por un número concreto cada una de las reacciones de manera que se equilibren).
    8. Sumar ambas semirreacciones.
    9. Observar el número estequiométrico en cada uno de los elementos que nos queda a cada lado y trasladar estos números a la ecuación inicial.
    10. La ecuación ya está equilibrada.

    ¿Cómo saber si estás en medio ácido o básico?

    Para saber si estamos en un medio ácido o básico, tenemos que fijarnos en los iones que están disueltos en el medio. Si hay protones disueltos en el medio (H+), el medio será ácido; mientras que si hay iones hidroxilo (OH-), el medio será básico.

    ¿Cómo saber si un elemento se oxida o se reduce?

    Para saber si un elemento se oxida o se reduce recuerda que un elemento se oxida si pierde electrones y se reduce si gana electrones.

    ¿Qué es el método redox y qué ejemplos hay?

    El método redox es un método para balancear o ajustar las ecuaciones químicas. 


    Un ejemplo sería el siguiente. 

    La ecuación sin ajustar:

    CH4 + O2 --> CO2 + H2O

    La ecuación ajustada:

    CH4 +  2O2 --> CO2 +  2H2O

    ¿Cómo saber si se gana o se pierde electrones?

    Si un elemento gana electrones, significa que se ha oxidado y su número de oxidación se vuelve más positivo. Sin embargo, si el elemento pierde electrones, significa que se ha reducido y su número de oxidación se vuelve más negativo.

    Pon a prueba tus conocimientos con tarjetas de opción múltiple

    ¿Verdadero o falso?: En las semirreacciones de una ecuación redox, tenemos siempre una que representa la semirreacción de oxidación y otra que representa la ecuación de reducción.

    La ganancia de electrones se denomina:

    La pérdida de electrones se denomina:

    Siguiente

    Descubre materiales de aprendizaje con la aplicación gratuita StudySmarter

    Regístrate gratis
    1
    Acerca de StudySmarter

    StudySmarter es una compañía de tecnología educativa reconocida a nivel mundial, que ofrece una plataforma de aprendizaje integral diseñada para estudiantes de todas las edades y niveles educativos. Nuestra plataforma proporciona apoyo en el aprendizaje para una amplia gama de asignaturas, incluidas las STEM, Ciencias Sociales e Idiomas, y también ayuda a los estudiantes a dominar con éxito diversos exámenes y pruebas en todo el mundo, como GCSE, A Level, SAT, ACT, Abitur y más. Ofrecemos una extensa biblioteca de materiales de aprendizaje, incluidas tarjetas didácticas interactivas, soluciones completas de libros de texto y explicaciones detalladas. La tecnología avanzada y las herramientas que proporcionamos ayudan a los estudiantes a crear sus propios materiales de aprendizaje. El contenido de StudySmarter no solo es verificado por expertos, sino que también se actualiza regularmente para garantizar su precisión y relevancia.

    Aprende más
    Equipo editorial StudySmarter

    Equipo de profesores deMétodo ion-electrón

    • Tiempo de lectura de 21 minutos
    • Revisado por el equipo editorial de StudySmarter
    Guardar explicación

    Guardar explicación

    Sign-up for free

    Regístrate para poder subrayar y tomar apuntes. Es 100% gratis.

    Únete a más de 22 millones de estudiantes que aprenden con nuestra app StudySmarter.

    La primera app de aprendizaje que realmente tiene todo lo que necesitas para superar tus exámenes en un solo lugar.

    • Tarjetas y cuestionarios
    • Asistente de Estudio con IA
    • Planificador de estudio
    • Exámenes simulados
    • Toma de notas inteligente
    Únete a más de 22 millones de estudiantes que aprenden con nuestra app StudySmarter.