Este documento trata sobre las reacciones de oxidación y reducción. Explica conceptos clave como el número de oxidación, oxidación, reducción y sustancias oxidantes y reductoras. Describe métodos para balancear reacciones redox como el método del ión-electrón. También cubre temas como pilas galvánicas, potenciales de reducción, espontaneidad de procesos redox, electrólisis y la corrosión de metales.

1. Reacciones de oxidación y reducción
1. Número de oxidación.
2. Concepto de oxidación y reducción.
Sustancias oxidantes y reductoras.
3. Reacciones de oxidación-reducción.
4. Ajuste de reacciones redox por el método
del ión-electrón. Estequiometría de las
reacciones redox.
5. Estudio de la pila Danielli.
6. Potencial normal de reducción. Escala de
oxidantes y reductores. Potencial de una
pila. Potencial de electrodo.
7. Espontaneidad de los procesos redox.
8. Pilas, baterías y acumuladores eléctricos
9. Electrólisis. Importancia industrial y
económica de la electrólisis.
10. La corrosión de metales y su prevención.
11. Residuos y reciclaje
© Patricio Gómez Lesarri

2. 1. Número de oxidación
Carga real o ficticia que se asigna a cada átomo de una molécula
El estado de oxidación de un elemento neutro en estado libre es igual a cero.
El estado de oxidación de un ión simple es su propia carga eléctrica.
El estado de oxidación del hidrógeno en todos sus compuestos es igual a + 1, salvo en los
hidruros, en los que actúa con estado de oxidación -1
El estado de oxidación del oxígeno en todos sus compuestos es igual a - 2, salvo en los
peróxidos, en los que actúa con estado de oxidación -1
El estado de oxidación de los elementos halógenos (flúor cloro, bromo y yodo) en todos los
halogenuros es igual a -1
El estado de oxidación de los elementos anfígenos (azufre, selenio y teluro) en los sulfuros,
seleniuros y telururos es igual a -2
El estado de oxidación de los elementos alcalinos y la plata en todos sus compuestos es igual a
+ 1
El estado de oxidación de los elementos alcalino-térreos, el cinc y el cadmio en todos sus
compuestos es igual a + 2
El estado de oxidación de boro y aluminio en todos sus compuestos es igual a + 3
En un compuesto neutro, la suma algebraica de los números de oxidación de todos los elementos
que lo forman es nula
En un ión, la suma algebraica de los números de oxidación de todos los elementos que lo forman
es igual a la carga de dicho ión

3. 2. Concepto de oxidación y reducción
Un elemento se oxida cuando cede o pierde electrones. Por lo
tanto, su número de oxidación aumenta
Un elemento se reduce cuando capta o gana electrones. Por lo
tanto, su estado de oxidación disminuye

4. 3. Reacciones de oxidación-reducción
Una reacción de oxidación-
reducción (redox) es un proceso
químico en el que dos sustancias
intercambian electrones
Un oxidante es una sustancia
que oxida a otra: el oxidante se
reduce mientras que el otro
reactivo se oxida.
Un reductor a la sustancia que
reduce a otra: el propio
reductor se oxida mientras que
el otro reactivo se reduce

5. 4. Método del ión-electrón:
medio ácido
A ) Identificación de los elementos que cambian de estado de oxidación
Dicromato de potasio + cloruro de potasio + ácido sulfúrico → Sulfato de cromo (III) + cloro + agua + sulfato de
potasio.
K2Cr2O7 + KCl + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + Cl2 + H2O + K2SO4
B) Establecimiento de las semiecuaciones iónicas de oxidación y de reducción
K2Cr2O7 → 2 K+
+ Cr2O7
2-
KCl → K+
+ Cl -
Cr2(SO4)3 → 2 Cr3+
+ 3 SO4
2-
Reducción: Cr2O7
2-
→ Cr+3
Oxidación: Cl -
→ Cl2

6. 4. Método del ión-electrón:
C) Ajuste del elemento que cambia de estado de oxidación
Reducción: Cr2O7
2-
→ 2 Cr+3
Oxidación: 2 Cl -
→ Cl2
D) Ajuste de los átomos de oxígeno ( misma cantidad de moléculas de agua)
Reducción: Cr2O7
2-
→ 2 Cr+3
+ 7 H2O
Oxidación: 2 Cl -
→ Cl2
E) Ajuste de los átomos de hidrógeno (misma cantidad de protones por el medio ácido):
Reducción: Cr2O7
2-
+ 14 H+
→ 2 Cr+3
+ 7 H2O
Oxidación: 2 Cl -
→ Cl2

7. 4. Método del ión-electrón:
F ) Ajuste de la carga eléctrica (con electrones).
Reducción: Cr2O7
2-
+ 14 H+
→ 2 Cr+3
+ 7 H2O ⇒ - 2 + 14 + 6 e-
→ 2 (+ 3) + 7 (0)
Oxidación: 2 Cl -
→ Cl2 ⇒ 2.(- 1) → 0 + 2 e-
G ) Establecimiento de la ecuación iónica
Reducción: Cr2O7
2-
+ 14 H+
+ 6 e-
→ 2 Cr+3
+ 7 H2O
Oxidación: 3 .( 2 Cl -
→ Cl2 + 2 e-
)
Ecuación iónica: Cr2O7
2-
+ 14 H+
+ 6 Cl-
→ 2 Cr+3
+ 3 Cl2 + 7 H2O
H) Establecimiento de la ecuación completa
Cr2O7
2-
+ 6 Cl-
+ 14 H+
→ 2 Cr+3
+ 3 Cl2 + 7 H2O
⇒ K2 Cr2O7 + 6 KCl + 7 H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3 Cl2 + 7 H2O
Ec. completa K2 Cr2O7 + 6 KCl + 7 H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3 Cl2 + 7 H2O + 4 K2SO4

8. 4. Método del ión-electrón:
medio básico
A) Identificación de los elementos que cambian de estado de oxidación
Sulfato de cromo (III) + clorato de potasio + hidróxido de potasio → cromato de potasio + cloruro de potasio +
sulfato de potasio + agua
Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH → K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O
B) Establecimiento de las semiecuaciones iónicas de oxidación y de reducción
Oxidación: Cr+3
→ CrO4
2-
Reducción: ClO3
-
→ Cl-
C) Ajuste del elemento que cambia de estado de oxidación
No es necesario realizarlo porque ya están ajustados

9. 4. Método del ión-electrón:
D) Ajuste de los átomos de oxígeno O + H2O → 2 OH-
Oxidación: Cr+3
+ 8 OH -
→ CrO4
2-
+ 4 H2O
Reducción: ClO3
-
+ 3 H2O → Cl-
+ 6 OH–
E) Ajuste de los átomos de hidrógeno H + OH-
→ H2O
No es necesario realizarlo porque ya están ajustados
F) Ajuste de la carga eléctrica
Oxidación: Cr +3
+ 8 OH -
→ CrO4
2-
+ 4 H2O + 3 e-
Reducción: ClO3
-
+ 3 H2O + 6 e-
→ Cl-
+ 6 OH-


10. 4. Método del ión-electrón:
G) Establecimiento de la ecuación iónica
Oxidación: 2.( Cr+3
+ 8 OH-
→ CrO4
2-
+ 4 H2O + 3 e-
)
Reducción: ClO3
-
+ 3 H2O + 6 e-
→ Cl-
+ 6 OH-
Ecuación iónica: 2 Cr3+
+ ClO3
-
+ 10 OH-
→ 2 CrO4
2-
+ Cl -
+ 5 H2O
H) Establecimiento de la ecuación completa
Ec. completa: Cr2(SO4)3 + K ClO3 + 10 KOH → 2 K2 CrO4 + 5 H2O + KCl + 3 K2SO4

11. 4. Volumetrías redox
Reacciones redox
Aplicaciones analíticas
Valoraciones (volumetrías)
Punto de equivalencia
Precisión
Nred.Vred = Noxid.Voxid
N = M . valencia

12. 5. Pilas galvánicas: pila Daniell
Pila galvánica: dispositivo
que transforma energía
química en energía eléctrica
Cátodo: reducción ⊕
Cu2+
+ 2 e-
→ Cu
Ánodo: oxidación 
Zn → Zn2+
+ 2 e-

13. 6. Potencial normal de reducción
Par redox: dos especies químicas
relacionadas entre sí por un
proceso de intercambio de
electrones
Potencial de electrodo: magnitud
que mide la parte de energía
suministrada en la reacción de
reducción de un par redox
Electrodo de referencia de
hidrógeno: electrodo de referencia
cuyo potencial de referencia es
nulo

14. 7. Espontaneidad de los procesos redox
Potencial de una reacción: suma
de los potenciales de los pares redox
Una reacción redox es espontánea
cuando su potencial es positivo
∆Gº= −n.F.Eº
Eº= Eoxidación
o
+ Ereducción
o

15. 7. Ley de Nernst
Ley de Nernst: establece la
dependencia del potencial de una
pila con las concentraciones de
reactivos y productos
E = Eº−
R.T
n.F
ln
Productos[ ]
Reactivos[ ]

16. 8. Pilas, baterías y acumuladores

17. 9. Electrólisis.
Electrólisis: proceso en el que
se emplea energía eléctrica para
llevar a cabo la descomposición
química de una sustancia
  Cátodo: reducción del catión
Cu2+
+ 2 e-
→ Cu
 ⊕ Ánodo: oxidación del anión
2 Cl-
→ Cl2 + 2 e-

18. 9. Leyes de Faraday
1. La masa de un elemento obtenida en un
electrodo es proporcional a la carga eléctrica
que ha circulado durante el proceso
2. Las masas de diferentes elementos obtenidas
en un electrodo durante el transcurso de una
electrólisis son proporcionales a sus masas
equivalentes
3. La cantidad de carga necesaria para depositar
un equivalente de cualquier elemento es
96500 C
m =
Meq
F
I.t Meq =
Mat
valencia

19. 10. La corrosión de los metales

20. 11. Residuos y reciclaje