A2A:
La única manera que sé es asignar el estado de oxidación a las especies que están cambiando y usar esto para calcular la cantidad de electrones involucrados.
p.ej
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[matemáticas] Cu ^ {2 +} \ rarr {Cu} [/ matemáticas]
+2 0
Puede ver que para efectuar un cambio 0f +2 a 0 requiere la adición de unidades de 2 ve, es decir, 2 electrones para que podamos escribir:
[matemáticas] Cu ^ {2 +} + 2e \ rarr {Cu} [/ matemáticas]
Algunas ecuaciones de 1/2 que involucran agentes oxidantes o reductores pueden requerir iones de hidrógeno y electrones o moléculas de agua para que se equilibren.
por ejemplo, Mn (VII) es un agente oxidante fuerte en condiciones ácidas y típicamente se reduce a Mn (II).
Tiene la fórmula [matemáticas] MnO_4 ^ {-} [/ matemáticas]. Como O es -2, hay 4 x -2 = -8 -ve cargas. La carga neta en el ion es -1, por lo que el estado de oxidación de Mn debe ser +7.
Entonces:
[matemáticas] MnO_4 ^ {-} \ rarr {Mn ^ {2 +}} [/ matemáticas]
+7 +2
Un cambio de +7 a +2 requiere la adición de 5 electrones:
[matemáticas] MnO_4 ^ {-} + 5e \ rarr {Mn ^ {2 +}} [/ matemáticas]
La razón por la que necesitamos condiciones ácidas es para que los iones H + puedan combinarse con los oxígenos para producir agua. Como el agua es [matemática] H_2O [/ matemática] podemos ver que 4 oxígenos requerirán 8 iones H +, por lo que la media ecuación se convierte en:
[matemáticas] MnO_4 ^ {-} + 8H ^ {+} + 5e \ rarr {Mn ^ {2 +} + 4H_2O} [/ matemáticas]
Todas las ecuaciones redox 1/2 funcionan así.
