Este documento presenta conceptos fundamentales sobre reacciones redox y estados de oxidación. Explica qué son los estados de oxidación y cómo se determinan para diferentes tipos de especies químicas como iones, elementos en compuestos, y números de oxidación típicos en la tabla periódica. También define oxidación, reducción, agentes oxidantes, agentes reductores y cambios en los estados de oxidación. Finalmente, presenta ejercicios para practicar el cálculo de estados de oxidación y balanceo de ecuaciones redox.

1. CUADERNILLO N°QUÍMICA GRADO 10° – COLEGIO ENRIQUE OLAYA HERRERA - IED
Docente: Ing. Ricardo Rodríguez Salamanca 2013
QUÍMICA GRADO 10° - REACCIONES QUÍMICAS
NIVEL II - BALANCE DE REACCIONES QUÍMICAS POR OXIDO-REDUCCIÓN
(MÉTODO REDOX)
PARTE I - CONCEPTOS FUNDAMENTALES
ESTADOS DE OXIDACIÓN:
Ocurren reacciones de oxidación –reducción (redox)
cuando las sustancias que se combinan
intercambian electrones. De manera simultánea,
con dicho intercambio, tiene lugar una variación en
el número de oxidación (estado de oxidación) de las
especies químicas que reaccionan.
El número de oxidación puede definirse como la
carga real o virtual que tienen las especies químicas
(átomos, moléculas, iones) que forman las
sustancias puras.
Esta carga se determina con base en la
electronegatividad de las especies según las reglas
siguientes:
Tipo Número de oxidación Ejemplos
ELEMENTO
QUÍMICO
El número de oxidación de un elemento químico es de
cero ya sea que este se encuentre en forma atómica o de
molécula polinuclear (un solo elemento repetido dos o
más veces).
Na0
, Cu0
, Fe0
, H2
0
, Cl2
0
, N2
0
, O2
0
, P4
0
,
S8
0
ION
MONOATÓMICO
El número de oxidación de un ion monoatómico (catión o
anión) es la carga eléctrica real, positiva o negativa, que
resulta de la pérdida o ganancia de electrones,
respectivamente.
Estas cargas son características de cada elemento y
algunas dependen de la tabla periódica (ver adelante)
Cationes: Na+
, Cu2+
, Hg2+
, Cr3+
, Ag+
,
Fe2+
, Fe3+
Aniones: F-
, Br-
, S2-
, N3-
, O2-
, As3-
HIDRÓGENO El número de oxidación del hidrógeno casi siempre es de
1+ , salvo en el caso de los hidruros metálicos donde es de
1- (H-
).
General: HCl → H+
+ Cl-
Hidruros: NaH → Na+
+ H-
OXÍGENO El número de oxidación del oxígeno casi siempre es de
2–, (O2–
) salvo en los peróxidos, donde es de 1–, (O–
) y
en los hiperóxidos donde es de ½– (O2
1–
).
General: H2O→ 2H+
+ O-2
Peróxido: H2O2 → 2H+
+ 2O-
ELEMENTOS
DENTRO DE UN
COMPUESTO
Para determinar el estado de oxidación de un elemento
dentro de un compuesto se sigue el siguiente protocolo:
 A los elementos más electronegativos se les asigna
carga negativa. Estos elementos suelen ubicarse a la
derecha. Por lo general son no metales.
 Los elementos menos electronegativos se le asigna
carga positiva (también como si fuera carga
iónica).Generalmente son metálicos e hidrógeno y se
ubican a la izquierda.
 Sin embargo, en compuestos ternarios (tres
elementos) hay no metales que aportan cargas positivas y
se ubican en el centro.
Compuesto binario Al 2O 3 :
Menos electronegativo: Al (+3)
Más electronegativo: O (-2)
Al 2O 3 →Al2
+3
O3
-2
Total de cargas:
Positivas: 2(+3)= +6
Negativas: 3(-2)= -6
Total= 0
Compuesto ternario K 2SO 4 :
Menos electronegativo: K (+1)
Siguiente electronegativo: S (?)
Más electronegativo: O (-2)
Total de cargas:
Positivas + Negativas =0

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NÚMEROS DE OXIDACIÓN TÍPICOS SEGÚN TABLA PERIÓDICA:
Hay que tener en cuenta que en un compuesto la suma de
cargas positivas y negativas debe ser igual a cero. Esto
debe tenerse en cuanta cuando se duda del estado de
oxidación de un elemento.
Positivas: 2(+1) + 1(x)
Negativas: 4(-2)
2(+1) + 1(x)+ 4(-2)=0
+2 +x -8=0
X=8 -2 =+6
K 2SO 4 →K2
+
S+6
O4
-2
IONES
COMPUESTOS
Es la carga iónica que resulta cuando se suman los
números de oxidación de los elementos que forman
dicho ion.
Carga del ion sulfato SO4:
S: (S+6
)
O: (O-2
)
Carga total:
1(+6)+4(-2)= +6-8= -2
S+6
O4
-2
→(SO 4 )-2
ELEMENTOS
DENTRO DE UN
ION
COMPUESTO
Con base a las reglas anteriores, se asignan cargas y deben
igualarse a la carga total característica del ion compuesto.
Ion nitrato NO3
–
N: ?
O: (-2)
Positivas + Negativas =-1
1(x) + 3(-2)=-1
x – 6 =-1
x= - 1 +6 = +5
(NO 3) -
→N+5
O3
-2
IA
1
IIA
2
IIIB
3
IVB
4
VB
5
VIB
6
VIIB
7 8
VIIIB
9 10
IIA
11
IIIB
12
IA
13
IVA
14
IIIB
15
IA
16
IIA
17
IIIB
188 9 10
+1
NOTIENEN
+2
+3 +2
+4
N:+1,
+2,+3,
+4,+5
O:
-2
F:
-1
+1
+3
+5
-2
+2
+4
+6
-1
+1
+3
+5
+7
Ti
+2+3
+4
V
+2+3
+4+5
Cr
+2+3
+6
Mn
+2 +3
+4 +6+7
Fe
+2
+3
Co
+2
+3
Ni
+2
+3
Cu
+1
+2
Zn
+2
Pd
+2
+4
Ag
+1
Cd
+2
Pt
+2
+4
Au
+1
+3
Hg
+1
+2
Tl:
+1,+3

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OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN:
Las reacciones de oxidación–reducción se pueden
considerar como la suma de dos procesos
independientes de oxidación y reducción.
La oxidación es el proceso por el cual una especie
química pierde electrones, como resultado su
número de oxidación se hace más positivo.
Por el contrario, la reducción es el proceso mediante
el cual una especie química gana electrones, con lo
cual el número de oxidación de los átomos o grupos
de átomos involucrados se hace más negativo.
La oxidación y la reducción son procesos
simultáneos, que denominamos conjuntamente
procesos redox. Es decir, que en toda reacción redox
MIENTRAS HAYA UNA ESPECIE QUE SE OXIDA
SIEMPRE HAY OTRA QUE SE REDUCE.
AGENTE OXIDANTE Y AGENTE REDUCTOR:
El agente oxidante es la especie química que un
proceso redox acepta electrones y, por tanto, se
reduce en dicho proceso. A su vez, la especie que se
oxida o pierde electrones, se convierte en agente
reductor, ya que dona electrones en la reacción.
Por ejemplo, cuando se hacen reaccionar cloro
elemental con calcio:
Ca0 + Cl2
0 → CaCl2
El cloro es el agente oxidante puesto que, gana
electrones y su carga o número de oxidación pasa de
0 a 1–. Esto se puede escribir como:
Cl2
0 + 2 e- → 2Cl-
El calcio es el agente reductor puesto que pierde
electrones y su carga o número de oxidación pasa de
0 a 2+. Esto se puede escribir como:
Ca0 → Ca2+ + 2e-
En resumen:
Especie oxidada = Agente reductor
Especie reducida = Agente oxidante
CAMBIO DE ESTADO DE OXIDACIÓN:
Para determinar si una especie se oxida o se reduce,
se calcula el cambio de estado de oxidación, el cual
se define como:
∆𝐸𝑂𝑥 = 𝐸𝑠𝑡𝑎𝑑𝑜 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 − 𝐸𝑠𝑡𝑎𝑑𝑜 𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙
Si una sustancia se oxida, el cambio de estado de
oxidación es positivo y este cambio se representa
como electrones que se suman en la parte derecha
de la ecuación.
Por el contrario, en una especie que se reduce, la
diferencia es negativa, por lo tanto queda como una
cantidad de electrones que se colocan a la derecha.
También, para más facilidad se puede construir una
escala numérica del número de oxidación y seguir el
cambio electrónico del proceso redox por el
aumento o disminución del número de oxidación:
Oxidación
-3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7
Reducción
Ejemplo:
Na + ZnCl2→ Zn + NaCl
Na0 + Zn+2 Cl2
-1→ Zn0 + Na+Cl-
∆𝐸𝑂𝑥 (𝑁𝑎) = 0 − (+1) = −1
∆𝐸𝑂𝑥 (𝑍𝑛) = +2 − (0) = +2
Por consiguiente, las ecuaciones iónicas son:
Na0 → Na+ + 1e -
Zn+2 + 2e- → Zn0

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EJERCICIOS PARTE I
1. Calcular el estado de oxidación (o carga) de los siguientes iones compuestos. Escribir el resultado en forma
iónica:
a) OH
b) SO3 (utilizar S+4
)
c) NH4 (utilizar N-3
)
d) CO3 (utilizar C+4
)
e) MnO4 (utilizar Mn+7
)
f) BrO3 (utilizar Br+5
)
g) Cr2O7 (utilizar Cr+6
)
2. Identificar los estados de oxidación de cada elemento en las siguientes especies químicas
a) NH2OH
b) NH4NO3
c) Na2S2O3
d) NaBiO3
e) KMnO4
f) H4P2O7
g) SnO22-
h) PbO3
2-
i) AsS4
3-
j) K2PtCl6
k) PdCl3 . 3H2O
l) [Rh(NH3)4 Cl2]Cl
m)K2[TiCl6]
n) CaC2O4
o) Fe3(PO4)2
p) (NH4)3PO4
3.De las siguientes reacciones, determine:
a. Cambios de estados de oxidación
b. Ecuaciones iónicas
c. Agentes oxidantes y reductores
a) Ni+ AgCl2→ Ag + NiCl3
b) Cl2 + KBr→ KCl + Br2
c) Br2 + CuS→ CuBr + S8
d) Ba+ H3PO4 → Ba3(PO4)2 + H2
e) Ca+ Hg2SO4→ Hg+ CaSO4
f) K + Al(MnO4)3→ KMnO4 + Al
g) K+ Ba(NO3)2→ KNO3+ Ba
h) Zn+ Sn3(PO3)4→ Zn3(PO3)2+ Sn
i) Mg+ Pb(ClO4)3→ Mg(ClO4)2+ Pb
j) K+ FeSO4→ K2SO4+ Fe

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BALANCEO DE ECUACIONES QUIMICAS POR MÉTODO REDOX

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Docente: Ing. Ricardo Rodríguez Salamanca 2013
PRE-TALLER:
A) Balancear las siguientes reacciones por el método redox. No olvide identificar quiénes se oxidan, quiénes se reducen,
y quiénes son agentes reductores y agentes oxidantes
1. HNO3 + HBr → Br2 + NO + H2O
2. Ag + HNO3 → NO + H2O + Ag NO3
3. C + HNO3 → N2 + CO2 + H2O
4. C + HNO3 → CO2 + NO2 + H2O
5. CO + Fe2O3 → Fe + CO2
6. Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O
7. CuS + HNO3 → Cu(NO3)2 + S + H2O + NO
8. FeCl2+ H2O + HCl → FeCl3+ H2O
9. Cl2 + KOH → KCl + KClO3 + H2O
10. H2SO4 + HI→H2SO3 + I2 + H2O
11. H2SO4 + Zn→ZnSO4 + H2
12. HCl + HClO3→ Cl2 + H2O
13. HCl + MnO2→MnCl2 + H2O + Cl2
14. HNO3 + H2S→ NO2 + H2O + S
15. K2Cr2O7 + HCl→ CrCl3 + KCl + H2O + Cl2
16. K2Cr2O7 + SnCl2 + HCl→ CrCl3 + SnCl4 + KCl + H2O
17. KClO3→ KCl + O2
18. KMnO4 + HBr→ MnBr2 + KBr + H2O + Br2
19. KMnO4+ HCl→ MnCl2+ KCl+ Cl2+ H2O
20. KNO3 + S→SO2+ K2O + NO
21. MnO2 + HCl→ MnCl2 + H2O + Cl2
22. Na2Cr2O7 + FeCl2 + HCl→ CrCl3 + FeCl3 + NaCl + H2O
23. Na2Cr2O7 + HCl→ NaCl + CrCl3 + H2O + Cl2
24. SnCl4+ NH3 3 + HCl + N2
25. PbS + Cu2S + HNO3 → Pb(NO3)2 + Cu(NO3)2 + NO2 + S + H2O
26. H2O2 + KMnO4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + O2 + H2O
27. CrI3 + KOH + Cl2 → K2CrO4 + KIO4 + KCl + H2O
28. PbO2 + Sb + KOH → PbO + KSbO2 + H2O
29. Cr2(SO4)3 + KI + KIO3 + H2O → Cr(OH)3 + K2SO4 + I2
30. KClO3 + HI + H2SO4 → KHSO4 + HCl + I2 + H2O
31. HSCN + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + HCN + H2O
32. K4Fe(CN)6 + + KMnO4 + H2SO4 → K3Fe(CN)6 + MnSO4+ K2SO4 + H2O
33. CeO2 + KI + HCl → CeCl3 + KCl + I2 + H2O
34. KBrO3 + KI + HBr → KBr + I2 + H2O
35. Ca(IO3)2 + KI + HCl → CaCl2 + KCl + I2 + H2O
36. CuSCN + KIO3 + HCl → CuSO4 + ICN + KCl + H2O
37. PbCrO4 + KI + HCl → PbCl2 + Crl3 + KCl + I2 + H2O
38. Mn(NO3)2 + (NH4)2S2O8 + H2O → HMnO4 + (NH4)2SO4 + H2SO4 + HNO3
39. MnSO4 + KMnO4 + H2O → MnO2 + K2SO4 + H2SO4
40. Mo2O3 + KMnO4 + H2SO4 → MoO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
41. H2SO3 + KIO3 + HCl → H2SO4 + KCl + ICl + H2O
42. Na2S2O3 + KIO3 + HCl → Na2SO4 + K2SO4 + ICl + H2O

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EJERCICIOS: