Lo que te falta es comprender la naturaleza general de las reacciones redox. Las reacciones redox necesitan dos medias reacciones para completarse. No puedes elegir arbitrariamente estas dos medias reacciones. Hay que elegirlas según las instrucciones dadas en el problema. Por ejemplo, para tu problema dado, debe anotarse el medio de la reacción, si es ácido o básico o neutro.
Supongamos que la pregunta planteada es: Equilibra la siguiente ecuación redox en medio ácido. $$\ce{I- (aq) + MnO4- (aq) -> MnO2 (s) + I2 (aq)}$$
Para resolverlo, puedes obtener directamente dos medias reacciones de un libro de texto o equilibrarlo a la antigua usanza. La media reacción de oxidación es: $$\ce{2I- <=> I2 }$$ Ya está equilibrada por la masa, así que añade electrones (sin masa) para equilibrar la carga negativa: $$\ce{2I- <=> I2 + 2e-}$$ Ahora la media reacción de oxidación se ha completado. La media reacción de reducción es: $$\ce{MnO4- <=> MnO2 }$$ Sin embargo, se indicó que la reacción se produce en medio ácido. Por lo tanto, debemos añadir ácido al lado de los reactivos: $$\ce{MnO4- + H+ <=> MnO2 }$$ Ahora, primero tenemos que equilibrar la masa. Como la reacción se produce en medio acuoso ácido, tenemos mucha $\ce{H2O}$ para equilibrar el oxígeno y las moléculas de hidrógeno (por $\ce{H+}$ iones según sea necesario): $$\ce{MnO4- + 4H+ <=> MnO2 + 2H2O }$$ Ahora la ecuación está equilibrada por la masa. Al hacerlo, aumentamos las cargas positivas netas en el lado izquierdo por 3, por lo que debemos neutralizarlo añadiendo 3 electrones al lado izquierdo porque el lado derecho es neutro: $$\ce{MnO4- + 4H+ + 3e- <=> MnO2 + 2H2O }$$ Ahora también se ha completado la semirreacción de reducción. Para conseguir una reacción redox equilibrada, basta con añadir las semirreacciones de oxidación y reducción equilibradas para cancelar los electrones no deseados: $$\ce{2MnO4- + 8H+ + 6I- -> 2MnO2 + 3I2 + 4H2O }$$
Esta reación redox es una reacción hacia delante porque tiene un potencial neto positivo (consulte los potenciales de reducción de las dos reacciones medias). El punto principal es que la reacción comienza en medio ácido y permanece ácida al final. Tenga en cuenta que si ha utilizado condiciones ácidas muy fuertes, $\ce{MnO2}$ se reduciría a $\ce{Mn^2+}$ según la media reacción: $\ce{MnO4- + 8H+ + 5e- <=> Mn^2+ + 4H2O }$ . Pero la media reacción de oxidación no se vería afectada, pero sí la reacción redox final: $$\ce{2MnO4- + 16H+ + 10I- -> 2Mn^2+ + 5I2 + 8H2O }$$
La cuestión principal es que si se cambian las condiciones, sin duda cambiará la reacción. No podemos elegirla arbitrariamente. Por ejemplo, para equilibrar la ecuación dada, tenemos que usar lo que está disponible para nosotros. No podemos utilizar lo que no está disponible o estaría disponible en un futuro próximo como producto ( Por ejemplo como $\ce{OH-}$ en el ejemplo de reacción de oxidación en medio neutro que nos ocupa).
Para agitar el argumento, consideremos esa reacción:
Supongamos que la pregunta planteada es: Equilibra la siguiente ecuación redox en medio neutro. $$\ce{I- (aq) + MnO4- (aq) -> MnO2 (s) + I2 (aq)}$$
De nuevo, para resolver este problema, puedes obtener directamente dos medias reacciones de un libro de texto o equilibrarlo a la antigua usanza, como se ha descrito anteriormente. La reacción de oxidación medio no cambia por las condiciones y la siguiente es la ecuación completa: $$\ce{2I- <=> I2 + 2e-}$$ La semirreacción de reducción es: $$\ce{MnO4- <=> MnO2 }$$ Sin embargo, se afirmó que la reacción se produce en un medio neutro (el producto $\ce{MnO2}$ es posible tanto en medio ácido como neutro). Por lo tanto, no podemos añadir ácido o base en el lado de los reactivos, sino agua en ambos lados. Por lo tanto, podemos equilibrar la pérdida de oxígeno en el lado del producto mediante el uso de agua, ya que se encuentra en medio acuoso y tenemos un montón de $\ce{H2O}$ moléculas alrededor: $$\ce{MnO4- <=> MnO2 + 2H2O}$$ Ahora tenemos hidrógeno extra en el lado del producto, por lo que no tenemos más remedio que equilibrarlo con $\ce{H+}$ en el lado del reactante por ahora: $$\ce{MnO4- + 4 H+ <=> MnO2 + 2H2O}$$ Es un hecho que la reacción de neutralización ácido-base produce $\ce{H2O}$ predominantemente. Así, podemos añadir $\ce{OH-}$ a ambos lados de la reacción para poder mantener el equilibrio de masa de la reacción. Como la reacción es en medio acuoso esto no afectará a la reacción: $$\ce{MnO4- + 4H+ + 4OH- <=> MnO2 + 2H2O + 4OH-}$$ $$\ce{MnO4- + 2H2O <=> MnO2 + 4OH-}$$ Ahora la ecuación está equilibrada por la masa. Sin embargo, hemos aumentado las cargas negativas netas en el lado derecho por 3, por lo que debemos neutralizarlo añadiendo 3 electrones al lado izquierdo para cancelar las cargas: $$\ce{MnO4- + 2H2O + 3e- <=> MnO2 + 4OH-} \tag{1}$$ Ahora también se ha completado la semirreacción de reducción. Para conseguir una reacción redox equilibrada, basta con añadir las semirreacciones de oxidación y reducción equilibradas para cancelar los electrones no deseados: $$\ce{2MnO4- + 4H2O + 6I- -> 2MnO2 + 3I2 + 8OH- }$$
El punto principal es que esta reacción comienza en un medio neutro, pero se vuelve básica al final. De nuevo, no tuvimos elección de mantenerlo neutro porque no es así como ocurre en la naturaleza. Ten en cuenta que no añadimos nada no disponible durante el equilibrio de la ecuación. Si revisas la literatura para la reacción de reducción a la mitad de $\ce{MnO4-}$ en medio neutro, no obtendrías nada más que la ecuación $(1)$ como derivamos.
