importante para estudiantes

1. CENTRO DE ENSEÑANZA PROFESOR BATATA
MATERIAL DE QUÍMICA GENERAL
PROF. Msc. WILMA DOMINGUEZ DE ALCARAZ
CURSILLO DE INGRESO
UNIDAD IX
Oxidación. Reducción. Concepto. Métodos de balanceo de las reacciones redox.
Oxidantes y reductores. Equivalente.
REACCIONES DE OXIDACIÓN- REDUCCIÓN
Se denomina reacción de reducción – oxidación, de óxido – reducción o,
simplemente reacción redox, a toda reacción química en la que uno o más
electrones se transfieren entre los reactivos, provocando un cambio en su estado
de oxidación.
Las reacciones de oxidación – reducción se consideran como reacciones de
transferencia de electrones, en donde las especies responsables de la
transferencia cambian sus números de oxidación. Respectivamente una de las
especies sufre una oxidación, fenómeno en el cual la misma pierde electrones y
aumenta su número de oxidación, y simultáneamente la otra sufre otro fenómeno
llamado reducción, donde gana estos electrones perdidos por la primera especie
y reduce su número de oxidación.
Oxidación: es una reacción donde un átomo, ion o molécula pierde electrones
y aumenta en su número de oxidación.
Feo - 2e- Fe+2
Feo Fe+2 + 2e-
Reducción: es una reacción donde un átomo, ión o molécula gana electrones
y disminuye en su número de oxidación.
Cu+2 + 2e- Cuo
OXIDANTE Y REDUCTOR
Oxidante: conocido como agente oxidante, es una sustancia que causa
oxidación en otras sustancias en reacciones electroquímicas o de reducción y
oxidación. Gana electrones. Un oxidante se reduce
Reductor: conocido como agente reductor, es una sustancia que cusa la
reducción en otras sustancias en reacciones electroquímicas o de reducción y
oxidación. Pierde electrones. Un reductor se oxida.

2. NÚMERO DE OXIDACIÓN
El número de oxidación es una carga que se asigna a los átomos que forman
una especie química considerando su electronegatividad respecto de los
elementos con que está combinado. Es un indicador del grado de oxidación de
un átomo que forma parte de un compuesto u otra especie química.
Formalmente, es la carga eléctrica hipotética que el átomo tendría si todos sus
enlaces con elementos distintos fueran 100% iónicos. El nox(número de
oxidación) es representado por números, los cuales pueden ser positivos ,
negativos o cero.
Las siguientes reglas determinan el número de oxidación
a)El número de oxidación de cualquier elemento libre es cero. Feo ; Cl2
o , Co
b)El número de oxidación de los iones comunes coincide con su carga Na+1
c)El oxígeno combinado tiene número de oxidación -2, excepto en los peróxidos
en que es -1 y en los superóxidos en que es-½.
d)El hidrógeno combinado tiene número de oxidación +1, excepto en los hidruros
en que es -1.
e)El número de oxidación de los metales alcalinos combinados es +1, el de los
metales alcalinotérreos combinados es +2 y el del aluminio combinado es +3.
f)En un compuesto neutro, la suma algebraica de los números de oxidación de
todos los átomos debe ser igual a cero .
+1 +4 -2
H2 C O3
g) En una sal el radical adquiere nox dependiendo de su H+ y OH neutralizados.
H2SO4 ---- (SO4)-2 ; HNO3 --- (NO3)-1 ; Pb( OH)2
+3 (CO3)3
-2
H2CO3 + Pb(OH)4 ------- H20 + Pb(OH))+3 (CO3)-2
( CO3)-2 Pb(OH)+3
g)En un radical el nox está determinada por la sumatoria de los números de
oxidación igualada a su carga.
H4P2O7 ( P2O7 )-4
2X + 7(-2) = -4
2X - 14 = -4
2X = -4 + 14
2X = +10
X = +10 /2 = +5

3. Tipos de reacciones redox
Existen distintos tipos de reacciones redox, dotados de características distintas.
Los tipos más comunes son:
Combustión: Todas las formas de combustión, desde la gasolina en el motor
de un automóvil o el gas en nuestras cocinas, son reacciones redox que
involucran un compuesto (combustible) y oxígeno, y que liberan gran cantidad
de energía, ya sea como calor, luz o movimiento.
Oxidación: La oxidación es descrita comúnmente como la degradación de
ciertos materiales, especialmente metálicos, por acción del oxígeno sobre ellos.
Desproporcionacion: También conocidas como reacciones de dismutación,
presentan un único reactivo que se reduce y oxida al mismo tiempo, a medida
que sus moléculas actúan entre sí. Un caso típico de esto es la descomposición
del agua oxigenada (H2O2).
Desplazamiento simple: También llamadas reacciones de sustitución
simple, ocurre cuando dos elementos intercambian sus lugares respectivos
dentro de un mismo compuesto.
AJUSTE DE ECUACIONES REDOX
Existen dos métodos para ajustar ecuaciones redox:
1) Método del número de oxidación
+1 +6 -2 +1 +7 -2 +1-1 +1 +6 -2 +2 +6 -2 +1 -2 0
H2 S O4 + K Mn O4 + K I K2 S O4 + Mn S O4 + H2 O + I2
5e
2e
Reducción: Mn+7
+ 5e Mn+2
Oxidación: 2 I-1
- 2e I2
o
Oxidante: KMnO4
Reductor: KI
Agente oxidante: Mn+7
Agente reductor: I-1
Cantidad de electrones que gano el elemento que se redujo:5e
Cantidad de electrones que perdió el elemento que se oxido:2e

4. Elemento que se oxido:I2
0
Elemento que se redujo Mn+2
2) Método del ion electrón
a)- Asignar números de oxidación a los átomos que cambian su número de
oxidación.
b)- Escribir las semirreacciones con los átomos que cambian su estado de
oxidación, ajustando con electrones la carga en ambos miembros.
c)- Multiplicar cada semirreacción por un número que haga que los electrones
cedidos por los átomos que se oxidan sean iguales a los electrones ganados por
los átomos que se reducen.
d)- Sumar las semirreacciones eliminando los electrones.
e)- Disponer en la ecuación molecular los exponentes obtenidos en el paso
anterior.
f)- Ajustar adecuadamente las demás sustancias que intervienen en la reacción.
Ajustar las siguientes reacciones
En medio neutro
0 +1 +5 -2 +2 -1 +2 -2 +1 -2
Cu + H N O3 Cu (NO3)2 + N O + H2 O
3 Cu + 8 HNO3 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
oxidación Cuo -2e Cu+2 / 3
reducción N+5 + 3e N+2 / 2
3Cuo - 6e- 3Cu+2
+ 2N+5 + 6e- 2N+2
3Cuo + 2N+5 3Cu+2 + 2N+2
-2- (-2) = -2+2=0 +3 +(-3)= +3-3=0

5. En medio ácido
Para equilibrar en medio ácido el oxígeno se iguala con agua y el
hidrogeno con protón H+
+1 +6 -2 +1 +7 -2 +1-1 +1 +6 -2 +2 +6 -2 +1 -2 0
H2 S O4 + K Mn O4 + K I K2 S O4 + Mn S O4 + H2 O + I2
8 H2 S O4 + 2 K Mn O4 +10 K I 6 K2 S O4 +2 Mn S O4 + 8 H2 O + 5 I2
5e + 8H+1 + ( MnO4)-1 Mn+2 + 4H2O / 2
2 I-1 I2
o +2e / 5
10e- + 16H+ + 2(MnO4)-1 2Mn+2 + 8H2O
10I-1 5I2
o + 10e-
16H+ + 2(MnO4)-1 + 10I-1 2Mn+2 + 8H2O + 5I2
o
Oxidante: KMnO4
Reductor: KI
Agente oxidante: Mn+7
Agente reductor: I-1
Sustancia oxidada: I2
0
Sustancia reducida: Mn+2
¿Cuál es la relación de moles entre el oxidante y la sustancia reducida?
2 : 2
Cual es la relación de moles entre reductor y la sustancia oxidada
10 : 5
Al reaccionar 2,25 g de oxidante ¿Qué cantidad de agua se formó?
KMnO4 PM 39+55 +64= 158 × 2= 316 H2O 2+16= 18 × 8=144
316g KMnO4 144g H20
2,25 g KMnO4 X
X= 1,02 g H2O

6. Al reaccionar 1,35 moles de reductor¿ Qué cantidad en moles de sustancia
reducida formó?
KI (reductor) Mn SO4 ( sustancia reducida)
10 mole KI 2moles MnSO4
1,35 moles KI X
X = 0,27 moles
En medio básico
Para equilibrar en medio básico el oxígeno se iguala con OH ,siendo esta el
doble del oxígeno y el hidrogeno con el agua ,que se usa solo la mitad de la
cantidad de OH utilizada.
+3 -2 +1 +1 -2 +1 -2 +1 +1 +5 -2 +1 -1 +1 -2
Bi2 O3 + Na Cl O + Na O H Na Bi O3 + Na Cl + H2 O
Bi2O3 + 2 NaClO + 2 NaOH 2 NaBiO3 + 2 NaCl + H2O
4e + 6OH-1 + Bi2O3 2 ( BiO3)-1 +3H2O / 1
H2O +( ClO)-1 Cl-1 +2OH-1 +2e / 2
4e- + 6OH- + Bi2O3 2BiO3
-1 + 3H2O
+ 2H2O + 2 ClO-1 2Cl-1 + 4OH- + 4e-
2OH- + Bi2O3 + 2ClO-1 2BiO3
-1 + H2O + 2Cl-1
En la reacción redox 20,45 g cloruro de sodio ¿Cuánto g de hipoclorito de
sodio ha sido consumido?
NaClO 23+35,5 +16= 74,5 × 2 = 149 NaCl 23 + 35,5 = 58,5 × 2= 117
117 g NaCl 149 NaClO
20,45 g NaCl X
X= 26,04 g

7. Auto oxidación – reducción: que recibe también el nombre de
desproporcionación o dismutación.
+4 -2 +1 -2 +1+5 -2 +2 -2
NO2 + H2O 2 HNO3 + NO
3 NO2 + H2O 2 HNO3 + NO
H2O + NO2 NO3
-1 + 2H+1 +1e / 2
2e + 2H+1 + NO2 NO +H2O / 1
+ 2 H2O + 2NO2 2NO3
-1 + 4H+ + 2e-
2e- + 2H+ + NO2 NO + H2O
H2O + 2NO2 + NO2 2NO3
-1 + 2H+ + NO
AJUSTE DE TRES O MAS ELEMENTOS POR REDOX
Para aplicar redox a tres o más elementos que varían se debe tener en cuenta
lo siguiente:
1- Dentro de una misma molécula, dos elementos ganan electrones. Los dos
se reducen.
Cuando se presenta ésta situación se suma el total de electrones que
ganaron.
2- Dentro de una misma molécula, dos elementos pierden electrones. Los
dos se oxidan.
Cuando se presenta esta situación se suma el total de electrones que
pierden.
3- Dentro de una misma molécula, un elemento gana electrones (se reduce)
y el otro pierde electrones (se oxida).
Cuando se presenta esta situación se resta el total de electrones que se
transfieren.

8. +3 -2 +1 +5 -2 +1 -2 +1 +5 -2 0 +1 -1
P2S3 + H I O3 + H2O H3 P O4 + S + H I
Oxid. P2
+3 2 P+5 2 átomo x 2 e- = - 4 e-
+ 10 e-
Oxid. S3
-2 3 S0 3 átomo x 2 e- = -6 e-
Red. I+5 I-1 1 átomo x 6 e- = + 6 e-
(P2
+3 + S3
-2 - 10 e- 2P+5 + 3S0 5e-) x 3
( I+5 + 6 e- I-1 3 e-) x 5
3 P2
+3 + 3S3
-2 -15 e- 6 P+5 + 9S0
+ 5I+5 +15 e- 5 I-1
3P2
+3 + 3S3
-2 + 5 I+5 6P+5 + 9 S0 + 5 I-1
3P2S3 + 5 HIO3 + 9 H2O 6 H3P04 + 9 S + 5 HI

9. +2 +5 -2 +1 +4 -2 +3 -2 +2 -2 +1 +6 -2 +1 +6 -2 +4 -2 +1 +6 -2
Mn(NO3)2 + Na2CO3 + Cr2S3 NO + Na2MnO4 + Na2SO4 + CO2 + Na2CrO4
30 Mn(NO3)2 +40 Na2CO3+2 Cr2S3 60 NO +30 Na2MnO4 +30 Na2SO4
+40 CO2 +4 Na2CrO4
15 Mn(NO3)2 + 20Na2CO3 + Cr2S3 30 NO + 15Na2MnO4 +15 Na2SO4 +20
CO2 +2 Na2CrO4
Semi reacción Se multiplica los e- por la cantid de átomos. Intercambian los num.
Mn+2 Mn+6 pierde 4e- (se oxi.) = -4e- x 1 = -4e- 2e- 30
N+5 N+2 gana 3e- (se red.) = +3e- x 2 = +6e-
Cr+3 Cr+6 pierde 3e- (se oxi.) = -3e- x 2 = -6e- 30e- 2
S-2 S+6 pierde 8e- (se oxi.) = -8e- x 3 = 24e-
Se debe tener en cuenta las reglas iniciales.
EQUIVALENTE QUIMICO
Un equivalente químico, llamado también “Peso equivalente o
equivalente -gramo” , es la cantidad de una sustancia que reacciona
para producir 1 mol de producto. En redox un equivalente será un mol
de electrones, porque es lo que se transfiere. Además, el número de
equivalentes por mol dependerá del estado de oxidación que alcance
la sustancia en el proceso porque dependerá de la cantidad de
electrones transferidos por átomo o molécula Para calcularlo se
divide la masa atómica o molecular entre el número de electrones
que gana o pierde en el proceso.
Eq redox = PM / n° de e- m = masa atómica o molecular
Equivalente – gramo de un agente oxidante: número de gramos
de esa sustancia que es capaz de ganar 1 mol de electrones.
Equivalente – gramo de un agente reductor: número de gramos
de esa sustancia capaz de ceder 1 mol de electrones.

10. Calcular el peso equivalente del agente oxidante y del agente
reductor en la siguiente reacción.
CuO + NH3 Cu + N2 + H2O
Cu + 2e Cu reducción ( agente oxidante)
1mol 2 mol de e
CuO = 63,5 + 16 = 79,5 g/mol
79,5 g 2 mol de e
PE 1 mol de e
PE = 79,5 / 2 = 39,75 g
-3 +1
NH3
-3 0
2N - 6e N2 oxidación ( agente reductor) 2×(-3)=6e
2NH3 14 + 3 = 17×2 = 34 / 6 = 5,67 g
Calcular el peso equivalente del ácido nítrico en la siguiente reacción
de neutralización.
+1+5 -2 2+ -1 +1 -2 +2 -1
H N O3 + Ca (OH)2 H2 O + Ca(NO3)2
HNO3
PM = 63g
Se observa que 1mol de ácido nítrico que pesa 63 g es capaz de
producir 1mol de H+
EQ = 63 / 1 = 63 Eq = EQ

11. Calcular el peso equivalente del fosfato mono ácido de potasio en la
siguiente reacción. PA P=31 H=1 K=39 O=16
H3PO4 + KOH H2O + K2HPO4
HPO4 + 2H+
PM = 98g/mol
EQ = 98 / 2 = 49
DETERMINACIÓN DE NOX
Determinar número de oxidación del manganeso y del cobre en los
siguientes compuestos
+1 +7 -2 +1 +6 -2 +7 -2
HMnO4 , H2MnO4 , Mn2O7 +7, +6, +7
+2 -1 +1 +6 -2 +2 -3
CuCl2 , Cu2SO4 , Cu3(PO4)2 +2, +1, +2
Permanganato de potasio + cloruro de sodio + ácido sulfúrico
sulfato manganoso + sulfato de sodio + cloro + agua
+1+7 -2 +1 -1 +1 +6 -2 +2 +6 -2 +1 +6 -2 0 +1 -2
KMnO4 + NaCl + H2SO4 MnSO4 + Na2SO4 + Cl2 + H2O
Calculo auxiliar
Mn2O7 + H2O = H2Mn2O8= HMnO4 M(OH)V KOH
HMnO4 + KOH ----- KMnO4
S2O6= SO3 + H2O = H2SO4
H2SO4 + NaOH ---- Na2 SO4

12. 0 +1 +5 -2 +2 -1 +1 -2 +2 -2
3 Cu + 8HNO3 3 Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO
Cu° Cu+2 + 2e / 3
3e + N+5 N+2 / 2
3Cu 3Cu+2 + 6eG
+
6e + 2N+5 2N+2
3Cu° + 2N+5 3Cu+2 + 2N+2
Oxidante: HNO3
Reductor: Cuo
Agente Oxidante: N+5
Agente Reductor: Cu0
Sustancia Oxidada: Cu+2
Sustancia reducida: N+2