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PRÁCTICA Nº 7 Reacciones REDOX
1
RESUMEN
En el siguiente informe se observaron las propiedades físicas de las reacciones redox por ejemplo en
la siguiente reacción:
MnSO4(ac) + NaOH(ac) + Br2(ac) → MnO2(pp) + Na2SO4(ac) + NaBr(ac) + H2O(l)
Notamos claramente un precipitado del MnO2(pp) que es de un color marrón.
Asimismo el balanceo por el método de ión electrón:
Medio básico
Oxidación: Mn2+ 4OH- → MnO2 +2H2O + 2e-
Reducción: Br2 + 2e-→ 2Br1-
Mn2+ 4OH- + Br2 → MnO2 +2Br1- + 2H2O
MnSO4(ac) 4 NaOH(ac) + Br2 → MnO2 + Na2SO4(ac) + 2 NaBr(ac) + 2H2O(l)

2
INTRODUCCIÓN
En el siguiente informe se verá los diferentes tipos de reacciones redox, El termino redox proviene
de reducción-oxidación, estas reacciones forman una parte importante del mundo que nos rodea.
Observaremos las diferentes propiedades físicas de las reacciones redox como por ejemplo el
cambio de color, formación de precipitado etc.
Así mismo se mostrara los pasos para poder balancear correctamente una reacción redox, el método
que usaremos en adelante será el método del ión electrón.
Los objetivos a cumplir son los siguientes:
• Comprender los conceptos de oxidación y reducción.
• Reconocer los tipos de reacciones redox mediante la observación de sus propiedades físicas
(color, formación de un precipitado, desprendimiento de gas, etc.).
• Balancear por el método del ion electrón los tipos de reacciones.
• Reconocer en una reacción el agente oxidante y el agente reductor.

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PRINCIPIOS TEÓRICOS
REACCIÓN REDOX (REDUCCIÓN-OXIDACIÓN)
Las reacciones de reducción-oxidación (también conocidas como reacciones redox) son las
reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de
elementos químicos, uno oxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidada
respectivamente). Las reacciones redox forman una parte importante del mundo que nos rodea.
Abarcan desde la combustión de combustibles fósiles hasta la acción de blanqueadores domésticos.
Asimismo, la mayoría de los elementos metálicos y no metálicos se obtienen a partir de sus
minerales por procesos de oxidación o de reducción. Muchas reacciones redox importantes se llevan
a cabo en agua, pero esto no implica que todas las reacciones sucedan en medio acuoso. Considere la
formación del óxido de magnesio (MgO) a partir del magnesio y el oxígeno
2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s)
El óxido de magnesio (MgO) es un compuesto iónico formado por iones Mg2+ y O2-. En esta
reacción, dos átomos de Mg ceden o transfieren cuatro electrones a dos átomos de O (en el O2). Por
conveniencia, este proceso se visualiza como en dos etapas, una implica la pérdida de cuatro
electrones por los átomos de Mg, y la otra, la ganancia de los cuatro electrones por la molécula de
O2:
2Mg → 2Mg2+ + 4e-
O2 + 4e- → 2O2-
Cada una de estas etapas de denominan semireacción, y explícitamente muestra los electrones
transferidos en la reacción redox. La suma de las semireacciones produce la reacción global:
2Mg + O2 + 4e- → 2Mg2+ + 4e- + 2O2-
O si se cancelan los electrones que aparecen en ambos lados de la ecuación,
2Mg + O2 → 2Mg2+ + 2O2-
Por último, los iones Mg2+ + O2- se combinan para formar MgO:

4
2Mg2+ + 2O2- → 2MgO
El término reacción de oxidación se refiere a la semireacción que implica la pérdida de electrones
donde el donador de electrones es el agente reductor. Una reacción de reducción es una
semireacción que implica una ganancia de electrones donde el aceptor es el agente oxidante.
EQUIVALENTE – GRAMO DE UNA REACCIÓN REDOX
El peso de 1 eq-g se calcula dividiendo el peso molecular de la sustancia entre el cambio de estado
de oxidación del mismo producto de la reacción.
BALANCE DE ECUACIONES
Todo proceso redox requiere del balanceo estequiométrico de los componentes de las semireacciones
para la oxidación y reducción.
Para reacciones en medio acuoso, generalmente se añaden iones hidrógeno (H+), hidroxilo (OH−), o
moléculas de agua, y electrones para compensar los cambios en los números de oxidación. El
método de balanceo empleado será el Método del ión electrón.
Medio ácido
En medio ácido, las cargas positivas y el agua son añadidos a las semirreacciones para balancear la
ecuación final. Del lado de la ecuación que haga falta oxígeno se agregarán moléculas de agua, y del
lado de la ecuación que hagan falta hidrógenos se agregarán cargas positivas.
Por ejemplo, cuando el Manganeso (II) reacciona con el Bismutato de Sodio.
Ecuación sin balancear:
Oxidación:
Reducción:
Ahora tenemos que agregar las cargas positivas y las moléculas de agua donde haga falta hidrógenos
y donde haga falta oxígenos, respectivamente.
Oxidación:

5
Reducción:
Las reacciones se balancearán al momento de igualar la cantidad de electrones que intervienen en
ambas semirreacciones. Esto se logrará multiplicando la reacción de una semirreación por el número
de electrones de la otra semirreacción (y, de ser necesario, viceversa), de modo que la cantidad de
electrones sea constante.
Oxidación:
Reducción:
Al final tendremos:
Oxidación:
Reducción:
Como se puede ver, los electrones están balanceados, así que se procede a sumar las dos
semirreacciones, para obtener finalmente la ecuación balanceada.
Agente reductor: Mn+2 1 equiv-g = masa molecular Mn+2/ 5 = 11
Agente Oxidante: NaBiO3 1 equiv-g = masa molecular NaBiO3/ 2 = 140
Medio básico
En medio básico, se agregan Iones Hidróxido y agua para balancear las
semirreacciones. Por ejemplo, tenemos la reacción entre el Permanganato de Potasio y el Sulfito de
Sodio.
Ecuación sin balancear:
Separamos las semirreacciones en

6
Oxidación:
Reducción:
Agregamos la cantidad adecuada de Hidróxidos y Agua (las moléculas de agua se sitúan en donde
hay mayor cantidad de oxígenos).
Oxidación:
Reducción:
Balanceamos la cantidad de electrones al igual que en el ejemplo anterior.
Oxidación:
Reducción:
Obtenemos:
Oxidación:
Reducción:
Como se puede ver, los electrones están balanceados, así que procedemos a sumar las dos
semirreacciones, para obtener finalmente la ecuación balanceada.
Agente reductor: Na2SO3 1 equiv-g = masa molecular Na2SO3/ 2 = 20.60
Agente Oxidante: KMnO4 1 equiv-g = masa molecular KMnO4/ 3 = 52.68

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DETALLES EXPERIMENTALES
1. Aparatos:
• 5 Tubos de ensayo
• Piceta
• Cocinilla eléctrica
• Gradilla
• Tubo de desprendimiento
• Goteros
2. Materiales:
• FeSO4 0.100 M
• MnSO4 1% peso
• HNO3(cc)
• H2S(ac)
• H2SO4 al 1% peso
• Pirita
• H2SO4 20% peso
• NaOH 1% peso
• KMnO4 0.100 M
• Pb(NO3)2 0.100 M
• Viruta de cobre
• Agua destilada
• KSCN 1% peso
• Agua de bromo
• Na2SO3 0.100 M
• H2O2 3% volumen
• HCl(cc)

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3. Procedimiento experimental – Resultados:
Agentes Oxidantes y Reductores
Ejemplo 1:
i. Se coloca en un tubo de ensayo aproximadamente 20 gotas HNO3(cc).
ii. Agregue 1 viruta de cobre al tubo de ensayo.
iii. Observe al comienzo y después de la reacción el color del gas que se produce.
iv. Deje reposar unos minutos y luego adicionar 5 mL de agua destilada.
v. Se observa que la solución adquiere al inicio un color verde intenso, que luego de
unos minutos adquiere un color celeste suave.
vi. En esta reacción se observa la formación de nitrato de cobre (II) y Óxido Nítrico
4HNO3(cc) + Cu(S) → Cu(NO3)2(ac) + 2NO2(g) + 2H2O(l)
Æ
Ejemplo 2:
i. A dos tubos de ensayo Nº1 y Nº2, agregue respectivamente 1.5 mL de solución
FeSO4 0.100 M recién preparada.
ii. A cada tubo se le adiciona 1mL de H2SO4 al 1%.
iii. Al tubo Nº 1 se le agrega un 1mL de HNO3(cc) y se procede a calentar suavemente sin
llegar a hervir.
iv. Observe las burbujas de gas NO que se forma al enfriar. Enfriar con agua potable
como refrigerante.

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v. La reacción es la siguiente:
FeSO4(ac) + H2SO4(ac) + HNO3(cc) → Fe2(SO4)3(ac) + NO(g) + H2O(l)
Medio ácido
Oxidación: ((NO3)1- + 4H+
+ 3e-→ NO + 2H2O) x2
2 + 2e-) x3
Reducción: (2Fe2+ → Fe3+
6Fe2+ + 2(NO3)1- + 8H+ → 3Fe3+
2 + 2NO + 4H2O
6 FeSO4(ac) + 2HNO3(cc) + 3H2SO4(ac) → 3Fe2(SO4)3(ac) + 2NO(g) + 4H2O(l)
vi. Agregue a los tubos Nº 1 y 2 dos gotas de solución KSCN 1% peso.
vii. En el tubo Nº 1 se ha formado el ión complejo ojo sangre [Fe(SCN)]2+, lo que indica
la presencia del catión hierro III en la solución.
(ac) + (SCN)-
(ac) → [Fe(SCN)]2+
Fe3-
(ac) (color rojo sangre)
En cambio en el tubo Nº 2 se han formado 2 fases, de las cuales una es de color rojo
claro.
Reacciones de medio alcalino
i. Colocar en un tubo de ensayo 1 mL de solución MnSO4 1% peso.
ii. Agregar un 1 mL de solución NaOH 1% peso.
iii. Adicionar 3 mL de agua de bromo Br2(ac) y agitar la mezcla.
iv. Dejar reposa.
v. La ecuación química en la siguiente.
Medio básico
Oxidación: Mn2+ 4OH- → MnO2 +2H2O + 2e-
Reducción: Br2 + 2e-→ 2Br1-
Mn2+ 4OH- + Br2 → MnO2 +2Br1- + 2H2O
MnSO4(ac) 4 NaOH(ac) + Br2 → MnO2 + Na2SO4(ac) + 2 NaBr(ac) + 2H2O(l)

10
+ Æ
Reacciones de medio neutro
Ejemplo 1:
i. Colocar en un tubo de ensayo 1 mL de solución MnSO4 1% peso.
ii. Agregar 1 mL de solución KMnO4 0.100 M. Agitar y observar si hay cambios
iii. Luego calentar el tubo. Se observa que se vuelve a formar MnO2 como precipitado en
la reacción:
MnSO4(ac) + KMnO4(ac) + H2O(l) → MnO2(pp) + KHSO4(ac) + H2SO4(ac)
Oxidación: (Mn2+ → Mn4+ + 2e-) x3
Reducción: (Mn7+ + 3e- → Mn4+) x2
3Mn2+ + 2Mn7+ → 3Mn4+ + 2Mn4+
3MnSO4(ac) + 2KMnO4(ac) + 2H2O(l) → 5MnO2(pp) + 2KHSO4(ac) + H2SO4(ac)
+ Æ

11
Ejemplo 2:
i. Colocar En un tubo de ensayo 1 mL Na2SO3 0.1 M.
ii. Agregar 1 mL de solución KMnO4 0.100 M. Agitar y observar que cambios se
producen.
KMnO4 + Na2SO3(ac) + H2O(l) → MnO2(pp) + Na2SO4(ac) + KOH(ac)
Oxidación: (S+4 → S+6 + 2e-) x3
Reducción: (Mn+7 + 3e- → Mn+4) x2
2KMnO4 + 3Na2SO3(ac) + H2O(l) → 2MnO2(pp) + 3Na2SO4(ac) + 2KOH(ac)
+
Æ
Reacciones de medio ácido
Ejemplo 1:
i. En un tubo de ensayo colocar 1 mL de solución KMnO4 0.100 M.
ii. Agregar 1 mL de H2SO4 20% peso. Luego adicionar gota a gota y
agitando 1 mL de solución de FeSO4 0.1 M recién preparada.
FeSO4(ac) + KMnO4(ac) + H2SO4(ac) → Fe2(SO4)3(ac) + MnSO4(ac) + K2SO4(ac) + H2O(l)
Oxidación: (2Fe2+ → Fe2
4+ + 2e-) x5
Reducción: ((MnO4)1- + 8H+ + 5e-→ Mn2+ + 4H2O) x2

12
10Fe2+ 2(MnO4)1- + 16H+ → 5Fe2
4+ + 2Mn2+ + 8H2O
10FeSO4(ac) 2KMnO4(ac) + 8H2SO4(ac) → 5 Fe2(SO4)3(ac) + 2 MnSO4(ac) + 8H2O
Ejemplo 2:
i. Colocar en un tubo de ensayo 1 mL de solución KMnO4 0.1 M.
ii. Agregar 1 mL de H2SO4 20% peso.
iii. Adicionar gota a gota y agitando 2 mL de solución saturada de H2S,
recién preparada.
KMnO4(ac) + H2SO4(ac) + H2S(ac) → K2SO4(ac) + MnSO4(ac) + H2O(l) + S(s)
Oxidación: (S2- → S + 2e-) x5
2(MnO4)1- + 16H+ + 5S2- → 2Mn2+ + 5S + 8H2O
2 KMnO4(ac) + 8H2SO4(ac) + 5H2S(ac) → K2SO4(ac) + 2MnSO4(ac) + 13H2O(l) + 5S(s)
Peróxido de hidrógeno H2O2
El peróxido de hidrógeno como agente oxidante:
i. En un tubo de ensayo coloque 2 mL de solución Pb(NO3)2 0.1 M.
ii. Agregue 2 mL de solución de H2S recién preparada.
iii. Caliente suavemente hasta ebullición y observar el precipitado negro que se forma:
Pb(NO3)2 + H2S(ac) → PbS(pp) + 2HNO3(ac)
iv. Decante la solución (eliminar el líquido), de tal forma que sólo quede el precipitado de
PbS en el tubo de ensayo.
v. Añada al precipitado 3 mL de solución H2O2 al 3% en volumen y caliente suavemente
la solución.
PbS(pp) + H2O2(ac) → PbSO4(pp) + H2O(l)
Oxidación: (O-1
2 + 2e-→ 2O2-) x4
Reducción: S2- → S+6 + 8e-
S2- + 4O-1
2 → S+6 + 8O2
PbS(pp) + 4H2O2(ac) → PbSO4(pp) + 4H2O(l)

13
El peróxido de hidrógeno como agente reductor:
i. Colocar en un tubo de ensayo 1 mL de solución KMnO4 0.1 M.
ii. Agregar 2 mL de H2SO4 1% en peso.
iii. Adicionar 1 o 2 mL de solución H2O2 3% volumen hasta decoloración.
iv. Observar el cambio y balancear la ecuación química.
KMnO4(ac) + H2SO4(ac) + H2O2(ac) → K2SO4(ac) + MnSO4(ac) + H2O(g) + O2(g)
Oxidación: (H2O2
→ O2 +2H++2e-) x5
2(MnO4)1- + 6H+ + 5H2O2 → 2Mn2+ + 8H2O + 5O2
2KMnO4(ac) + 3H2SO4(ac) + 5H2O2(ac) → K2SO4(ac) + 2MnSO4(ac) + 8H2O(g) + 5O2(g)

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CONCLUSIONES
En las reacciones de oxidación y reducción o llamadas también REACCIONES REDOX se
produce un cambio químico puesto que hay transferencia de electrones. Muchas reacciones REDOX
importantes ocurren en el agua, pero esto no implica que todas las REACCIONES REDOX sucedan
en medio acuoso.
El término reacción de oxidación se refiere a la semirreación que implica una pérdida de electrones,
por otro lado la reacción de reducción es una semirreación que implica una ganancia de electrones.
Los agentes oxidantes siempre se reducen, mientras que los agentes reductores siempre se oxidan.

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RECOMENDACIONES
• Tener mucho cuidado al usar la cocinilla, ya que al estar caliente podría provocar
quemaduras si es que no tenemos cuidado con su respectivo uso, de preferencia usar pinzas
para realización de las experiencias. No manipularlo con las manos mojadas ya que funciona
con corriente.
• Cuando usemos el H2S, se debe sacar de su reciente con ayuda de la pipeta, usando la
mascarilla y los guantes ya que este compuesto apesta y contaminaría el ambiente en el
laboratorio.
• Cerrar bien todos los goteros en especial los de vidrio, ya que las soluciones se podrían
derramar y causar de esta manera algún tipo de accidentes.

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BIBLIOGRAFÍA
• Raymond Chang – Química. Mc Graw – Hill. Novena edición. México. 2007
• Academia Cesar Vallejo – Química. Lumbreras Editores. Perú. 2004
• www.es.wikipedia.org
• www.monografias.com

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ANEXOS
CUESTIONARIO
1. Balancear la ecuación iónica por el método del ión electrón:
H2O2 + I- + H+ → H2O +I2
Medio ácido
Oxidación: H2O2 + 2H+ +2e-→ 2H2O
Reducción: 2I- → I2 + 2e-
H2O2 +2I- + 2H+ → 2H2O + I2
2. ¿Por qué los elementos libres tienen estado de oxidación cero?
No existe transferencia de electrones, por lo que estos no llegan a adquirir carga siendo totalmente
neutro y estables.
3. ¿Qué cantidad en peso de FeSO4 contiene una solución si se oxidaría y se obtiene 200mL de
solución 0,5 de Fe2(SO4)3?
En una reacción se cumple que:
#Equiv-g(reactante)= #Equiv-g(producto)
Entonces:
Equiv-g = M/Peq= n x Θ = M x V x Θ
Donde m es la masa, Peq es el peso equivalente (Peq= masa molar/Θ), n el número de moles del
compuesto, M la molaridad de la solución, V es el volumen de la solución y theta (Θ) es el
parámetro de la carga.
En el problema:
Para el FeSO4: masa molar= 152, Θ = 4
Para el Fe2(SO4)3:Molaridad = 0.5, Volumen = 0.2 L, Θ = 6
Luego: MFeSO4 x Θ /(masa molar) = M x V x Θ
MFeSO4 x 4/152 = 0.5 x 0.2 x 6
→ MFeSO4 = 22.8 g

4. Empleando sólo la ecuación iónica que se da determinar que peso de KMnO4 se necesita para
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oxidar 4,8 g de FeSO4 en medio ácido (ácido sulfúrico).
5Fe2+ + (MnO4)1- + 8H+ → 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O
De la ecuación iónica se tiene:
Fe2+ → FeSO4
(MnO4)1- → KMnO4
Luego:
5 mol FeSO4 oxida 1 mol KMnO4
5 mol FeSO4 → 1 mol KMnO4
5(152) g FeSO4 → 158 g KMnO4
4.8 g FeSO4 → X g KMnO4
X = ((4.8 g FeSO4) x (158 g KMnO4))/5(152) g FeSO4
X = 1.0 g KMnO4
5. Si se coloca en una solución de Cu2+, hierro metálico, la solución cúprica se va decolorando
porque se reduce a cobre metálico. Escribir las ecuaciones respectivas a las 2 semirreacciones
que se producen. Suponer que el Fe pasa a Fe3+.
Para el Cobre: (Cu2+ + 2e-→ Cu) x3
Para el Hierro: (Fe → Fe3++ 3e-) x2
La ecuación iónica es: Cu2+ + Fe → Cu + Fe3+

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