Reacciones de dismutación (desproporción)

Por Daniel (Ingeniería Química) · Actualizada el 27 de octubre de 2026 · 3 min de lectura

En una reacción redox normal hay dos sustancias distintas: una que se oxida y otra que se reduce. En una dismutación, también llamada desproporción o autooxidación, el mismo elemento de la misma sustancia hace las dos cosas: una parte de sus átomos sube de número de oxidación y otra parte baja.

Cómo reconocerla

Asigna los números de oxidación a cada átomo. Si un elemento empieza con un valor intermedio y termina en dos productos, uno con un número mayor y otro con uno menor, es una dismutación. Para que sea posible, el elemento debe tener al menos tres estados de oxidación accesibles. Por eso es común en los halógenos, el oxígeno de los peróxidos, el nitrógeno, el fósforo y algunos metales de transición.

Ejemplo 1: el agua oxigenada

El peróxido de hidrógeno se descompone lentamente, y más rápido con luz o con un catalizador:

2H₂O₂ → 2H₂O + O₂

En el H₂O₂ el oxígeno tiene número de oxidación −1. En el agua pasa a −2 (se reduce) y en el O₂ pasa a 0 (se oxida). Por cada molécula de O₂ que se forma, dos oxígenos pierden un electrón cada uno, y esos dos electrones los ganan otros dos oxígenos que terminan en dos moléculas de agua. Por esa razón el agua oxigenada se guarda en frascos opacos: la luz acelera la dismutación y el producto pierde fuerza.

Ejemplo 2: el cloro en sosa fría

Al burbujear cloro en hidróxido de sodio diluido y frío se obtiene el blanqueador doméstico, una disolución de hipoclorito de sodio:

Cl₂ + 2NaOH → NaCl + NaClO + H₂O

El cloro empieza en 0. En el NaCl queda en −1 y en el NaClO en +1. Un átomo gana un electrón y el otro lo pierde, así que la proporción es 1 : 1 y basta con una molécula de Cl₂.

Ejemplo 3: el cloro en sosa caliente

Con la disolución concentrada y caliente, el producto oxidado es el clorato, con el cloro en +5:

3Cl₂ + 6NaOH → 5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O

Aquí el balanceo por tanteo cuesta más, y el conteo de electrones lo resuelve de inmediato:

1. Cada cloro que pasa a cloruro gana 1 electrón (de 0 a −1).
2. Cada cloro que pasa a clorato pierde 5 electrones (de 0 a +5).
3. Para que los electrones ganados igualen a los perdidos, por cada cloro que se oxida se deben reducir cinco: 5 NaCl por cada NaClO₃.
4. Eso son 6 átomos de cloro, es decir, 3 Cl₂. El sodio pide 6 NaOH, y el hidrógeno y el oxígeno que sobran forman 3 H₂O.

Cómo balancearla con el método ion-electrón

Lo particular aquí es escribir la misma especie dos veces, una en cada semirreacción. Para el ejemplo 3 en medio básico:

• Reducción: Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻
• Oxidación: Cl₂ + 12OH⁻ → 2ClO₃⁻ + 6H₂O + 10e⁻

Se multiplica la reducción por 5 para igualar los 10 electrones, se suman y se simplifica entre 2:

3Cl₂ + 6OH⁻ → 5Cl⁻ + ClO₃⁻ + 3H₂O

Agregando los iones Na⁺ espectadores se recupera la ecuación molecular.

La reacción inversa: comproporción

También existe el caso contrario, en el que dos especies del mismo elemento con números de oxidación distintos forman una con un valor intermedio. Un ejemplo es la reacción entre el sulfuro de hidrógeno y el dióxido de azufre que deposita azufre en las zonas volcánicas: 2H₂S + SO₂ → 3S + 2H₂O. El azufre pasa de −2 y de +4 a 0.