Este documento trata sobre las reacciones de oxidación-reducción. Explica que estas reacciones involucran la transferencia de electrones entre especies, y define el número de oxidación como una herramienta para contabilizar electrones en una reacción. También describe métodos para balancear ecuaciones redox como el uso de semirreacciones y números de oxidación, así como ejemplos de su aplicación.

1. Química Básica
OXIDACIÓN – REDUCCIÓN
Introducción
Las reacciones de oxidación – reducción son reacciones que envuelven
transferencia de electrones de una especie a otra. La definición más amplia de
una reacción de oxidación – reducción se basa en el concepto de un número de
oxidación. Estos números permiten llevar una contabilidad de los electrones en
una reacción.
Las reacciones de oxidación – reducción llamadas reacciones Redox deben
cumplir con la ley de Conservación de masa y la ley de Conservación de carga por
lo tanto necesitan balancearse. Algunas reacciones sencillas se balancean por
inspección y otras más complejas por el método de medias reacciones.
Unas de las aplicaciones de las reacciones Redox es en la electroquímica. La
electroquímica es el área de la química que estudia los cambios químicos
producidos por la corriente y la producción de la electricidad mediante reacciones
químicas.
Oxidación y Reducción
I. Número de Oxidación
El número de oxidación se define como la carga actual de un átomo si
existe como ión monoatómico o una carga hipotética asignada a un átomo en una
sustancia por reglas simples.
A. Reglas para asignar números de oxidación
1. El número de oxidación de un átomo en un elemento puro es cero.
Ej. O2 (g), Ca (s), Br2 (l)
12. El número de oxidación de un ion monoatómico será igual a la carga del
ion.
Ej. Fe2+ No. oxidación = +2

2. Química Básica
Mn+ No. oxidación = +1
13. El número de oxidación para algunos elementos representativos es el
mismo en todos sus compuestos.
Ej. Grupo IA No. oxidación = +1
(Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)
Grupo IIA No. oxidación = +2
(Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra)
Grupo IIIA No. oxidación = +3
(B, Al, Ga, In, Tl)
14. El número de oxidación de oxígeno es -2.
Excepto en los peróxidos donde el número de oxidación es -1.
Ej. H2O2 (peróxido de hidrógeno) # oxidación O = -1
15. El número de oxidación de hidrogeno es +1.
Excepto en los compuestos binarios con metales donde el número de
oxidación es -1.
Ej. CaH2, AlH3, NaH # oxidación H = -1
16. El número de oxidación de Flúor es -1 en todos sus compuestos,
excepto cuando está con oxigeno (OF2) donde el no. oxidación es +1. Aplica
para todos los elementos del grupo VIIA.
1 Si al aplicar las reglas del 1 - 6 quedan dos átomos sin asignarle número
de oxidación podemos aplicar la regla 7.

3. Química Básica
17. Asignar al elemento más electronegativo de los dos el no. oxidación
más bajo posible. Este número se determina restando 8 al número del
grupo.
1 Si queda solo un elemento aplicamos regla 8.
18. La suma algebraica de los números de oxidación en una especie
química es igual a la carga de la especie.
2
0a. si la especie es un neutral, la suma es (0).
1b. si la especie es un ion poliatómico, la suma es igual a la carga del
ion.
Ejemplo:
Asigne número de oxidación para los átomos en:
1a. PCl3
2b. ClO3-
Solución
1a. PCl3
Al aplicar las reglas 1- 6 no podemos asignar números de oxidación a los átomos.
Por lo tanto aplicamos la regla 7 y luego la regla 8.
Aplicando la regla 7: el elemento más electronegativo es Cl por lo tanto el número
de oxidación es = # grupo - 8 = 7 – 8 = -1
Para determinar el número de oxidación de P, utilizamos expresión algebraica
(regla 8)
(x) + 3 (-1) = 0 especie neutral
x + -3 = 0
x = + 3 => Número de oxidación P.
1b. ClO3-
No. de oxidación 0 = -2 (regla 4)
Para Cl => (regla 8)
Cl O3-2
x -1 x + 3 (-2) = -1 => ión poliatómico
x + -6 = -1
x = -1 + 6
x = +5 => número de oxidación Cl
II. Reacciones de oxidación – reducción

4. Química Básica
Estas reacciones envuelven la transferencia de electrones. Donde en el proceso
de oxidación ocurre la pérdida de electrones y en la reducción ganancia de
electrones. Consideremos la siguiente reacción:
Fe2+ + MnO4- Fe3+ + Mn2+
En esta reacción Redox se presentan dos procesos donde podemos dividirla en
dos ecuaciones medias:
1. Fe2+ → Fe3+ representa oxidación ya que el número de oxidación de
Fe aumenta lo que significa que pierde electrones.
2. MnO4- → Mn2+ representa reducción ya que el número de
oxidación de Mn se reduce de +7 en MnO4- a +2
en Mn2+ lo que significa ganancia de electrones.
En los procesos de oxidación – reducción tenemos:
1agente oxidante – sustancia que promueve la oxidación. Especie que
se reduce.
2
3agente reductor – sustancia que promueve la reducción. Especie que
se oxida.
Procedimiento para balancear ecuaciones por el método de oxido-reducción
Paso 1. Asignar correctamente el número de oxidación a todos los átomos
que participan en la reacción.
Paso 2. Identificar los átomos de los elementos que cambiaron su número de
oxidación al pasar de reactivo a producto. Es decir, determinar el
elemento que se oxida y el que se reduce.
Paso 3. Escribir la semireacción de oxidación y la de reducción para cada
elemento según se trate. Balancear cada semireacción n cuanto al
número de átomos del elemento que indican el número total d
electrones ganados o perdidos.
Paso 4. Balancear la cantidad de electrones ganados o perdidos; de la forma
que sea la misma cantidad en ambas semireaccciones. Para esto se
debe multiplicar la semireacción de oxidación por el número de
electrones ganados por el elemento que se reduce, y la semirección
de reducción por el número de electrones perdidos por el lemento

5. Química Básica
que se oxida. Es decir, el número de electrones ganados y perdidos
debe ser igual (Ley de la conservación de la masa).
Paso 5. Sumar las dos semireacciones para obtener una sola. Los
coeficientes encontrados se colocan en las formulas que
corresponden en la ecuación original.
Paso 6. Por último se termina de balancear por el método de las
aproximaciones (método de tanteo) en el orden de los elementos
siguientes: metal, no metal, hidrógeno y oxígeno.
Realicemos algunos ejemplos aplicando el procedimiento antes descrito.
Ejemplo 1: Balancear por oxido-reducción la ecuación indicando el agente
oxidante y el agente reductor:
HNO3 + HBr Br2 + NO + H2O
Paso 1 Asignar correctamente los números de oxidación:
H+1N+5O3-2 + H+1Br-1 Br20 + N+2O-2 + H2+1Oº-2
+6-6=0 +1-1=0 +2-2=0 +2-2=0
Paso 2. Identificar el átomo del elemento que se oxida y del que se reduce.
Paso 3. Escribe la semireacción de oxidación y la de reducción, y balancear
según el número de átomos:
Oxidación: Br-1 - 3 e- Br20
Reducción: N+5 + 3 e- N+2
Balancear las semireacciones:
Oxidación: Br-1 - 2e- Br20 En esta semirección, como son dos los
que se oxidan, se deben perder los e-
Reducción: N+5 + 3e- N+2 Esta semireacción esta balanceada
Paso 4. Balancear la cantidad de electrones ganados y perdido; para esto se
multiplica por 3 la semireacción de oxidación y por 2 la de reducción.
Oxidación: 6Br-1 - 6e- 3Br0 Agente reductor
Reducción: 2N+5 +6e- 2N+2 Agente oxidante

6. Química Básica
Paso 5. Sumar las dos semireacciones y pasar los coeficientes encontrados a
la ecuación original.
6Br-1 - 6e- 3Br0
2N+5 + 6e- 2N+2
6Br-1 + 2N+5 3Br0 + 2N+2
2HNO3 + 6HBr 3Br2 + 2NO + H2O
Paso 6. Terminar de balancearla ecuación por el método de las
aproximaciones (tanteo). Al contabilizar los átomos determinamos
que al poner un 4 como coeficiente en el H2O, la ecuación queda
balanceada.
2 HNO3 + 6 HBr 3 Br2 + 2 NO + 4 H2O
Para comprobar que la ecuación está correctamente balanceada se verifica la
cantidad de átomos de cada elemento, en ambos lados de la ecuación.
2 ---- N ---- 2
6 --- Br --- 6
7 --- H ---- 8
6 ---- O ---- 6
Balancea por el método de oxida-reducción las siguientes ecuaciones químicas e
indica en cada una de ellas cuál es el agente oxidante y cual es el agente reductor.
1. Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O
2. KNO3 + S SO2 + K2O + NO
3. FeCl2 + H2O + HCl FeCl3 + H2O
Balanceo de ecuaciones por el método algebraico
Este método esta basado en la aplicación del álgebra. Para balancear ecuaciones
se deben considerar los siguientes puntos
1) A cada formula de la ecuación se le asigna una literal y a la flecha de reacción
el signo de igual. Ejemplo:

7. Química Básica
Fe + O2 Fe2O3
A B C
2) Para cada elemento químico de la ecuación, se plantea una ecuación
algebraica
Para el Fierro A = 2C
Para el Oxigeno 2B = 3C
3) Este método permite asignarle un valor (el que uno desee de 1 a 4) a la letra
que aparece en la mayoría de las ecuaciones algebraicas, en este caso la C
Por lo tanto si C = 2
Si resolvemos la primera ecuación algebraica, tendremos:
2B = 3C
2B = 3(2)
B = 6/2
B=3
Los resultados obtenidos por este método algebraico son
A=4
B=3
C=2
Estos valores los escribimos como coeficientes en las formulas que les
corresponden a cada literal de la ecuación química, quedando balanceada la
ecuación
4Fe + 3O2 2 Fe2O3
Otros ejemplos
HCl + KMnO3 KCl + MnCl2 + H2O + Cl2
A B C D E F
H A = 2E

8. Química Básica
Cl A = C + 2D + 2F
K B=C
Mn B=D
O 4B = E
Si B = 2
4B = E
4(2) = E
E=8
B=C
C=2
B=D
D=2
A = 2E
A = 2 (8)
A = 16
A = C + 2D + 2F
16 = 2 + 2(2) + 2F
F = 10/2
F=5
16 HCl + 2 KMNO4 2 KCl + 2 MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2
Ejercicios: Balancea por el método algebraico las siguientes ecuaciones
1. HCl + Al(OH)3 AlCl3 + H2O
2. HNO3 + Mg Mg(NO3)2 + NO + H2O
3. KIO4 + KI + HCl KCl + I2 H2O

9. Química Básica