Este documento describe las reacciones de oxidación-reducción (redox), donde los átomos o moléculas ganan o pierden electrones. Define la oxidación como la pérdida de electrones y la reducción como la ganancia de electrones. Explica cómo asignar números de oxidación a los átomos y cómo balancear reacciones redox mediante el método del ión-electrón en medios ácidos y básicos.

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REACCION DE OXIDO REDUCCIÓN O REDOX
Son reacciones donde existe transferencia de electrones…
Las reacciones redox se describen en terminos de ganancia o pérdida de
electrones y éstas incluyen una variación en las cargas eléctricas en la especie
reaccionante.
Conoce entonces como se define la ganancia o perdida de electrones
OXIDACION: Es un proceso en el cual uno o más electrones son perdidos por
un átomo, ión o una molécula. En este proceso el elemento que se oxida
muestra un aumento el número de oxidación.
Ejemplo de oxidación

 eAlAl acs 3)(
3
)(
Toma en cuenta que los electrones están en los productos indicando que se
pierden
REDUCCION: Es un proceso en el cual se adicionan electrones. Además, si el
número de oxidación de un elemento disminuye en la reacción, entonces se
redujo. Ejemplo de reducción
)(
2
)(2 sac PdPde 

Toma en cuenta que los electrones están en los reactivos indicando que se
ganan

3. 3
Para determinar el número de electrones ganados o perdidos en una reacción
química, por cada átomo o molécula, en un ión complejo o en estado
fundamental, se le asignan números enteros llamados NUMEROS DE
OXIDACIÓN. (carga positiva o negativa que se asigna a los átomos de un
elemento)
A continuación se anexan las reglas para asignar números de oxidación y para
aplicar el balanceo de reacciones redox por el método del ión- electrón
Reglas para asignar numero de oxidación
1. El número de oxid. de un elemento en su estado elemental es 0.
2. El número de oxid. de un ión monoatómico es igual a la carga de ese
ión.
3. Ciertos elementos tienen el mismo número de oxidación en todos o casi
todos los compuestos: +1 para los alcalinos, +2 para alcalino terreos, -1
para el fluor, -2 para el oxígeno.
4. El hidrógeno puede presentar: –1 al unirse a un metal y +1 en los otros
casos.
5. La suma de los números de oxid. de una especie neutra es cero, y el de
un ión es igual a la carga del ión.
Calcula el número de oxidación de los átomos de cada una de los siguientes
compuestos en la reacción química
ONaONa 22 
En una ecuación química donde se escriben los reactivos (sustancias a
combinar) flecha los productos (sustancias obtenidas en la reacción) se puede
identificar el número de oxidación de cada átomo en cada uno de los

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compuestos (por supuesto no se debe tener en cuenta el número de moles o
moléculas que precede a cada compuesto):
0 0 (+1) (-2)
4 Na + O2 2 Na 2 O
Otro ejemplo
222 HZnClHClZn 
0 (+1) (-1) (+2) (-1) 0
Zn + 2 H Cl Zn Cl2 + H2
Puedes visitar la siguiente dirección electrónica para aclarar tus dudas
respecto a asignación de estados de oxidación
www.salonhogar.net/Quimica/Nomenclatura_quimica/Oxido_reduccion.htm

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BALANCEO DE REACCIONES REDOX
POR EL METODO DEL IÓN- ELECTRÓN
Balanceo en medio ácido
1. Identifica la especie que se oxida y la que se reduce en la reacción
determinando los números de oxidación de los átomos.
2. Escribe la media reacción de reducción y la de oxidación.
3. Balancee cada media reacción.
a. Balancee el elemento reducido u oxidado en cada media
reacción.
b. Balancee los átomos de oxigeno añadiendo moléculas de agua.
c. Balancee los átomos de hidrogeno añadiendo iones hidronio H+.
d. Balancee las cargas eléctricas añadiendo electrones. Verifique
que el número de electrones añadido es el correcto utilizando el
número de oxidación del átomo oxidado o reducido.
4. Ajuste ambas reacciones para que el número de electrones sea el
mismo.
5. Sume las medias reacciones.
Balanceo en medio alcalino
1. Se balancea la reacción del mismo modo que se balancea la reacción
en medio ácido (pasos 1-5 de balanceo en medio ácido).
2. Después de balanceada en medio ácido, se añaden los suficientes iones
OH- para canceler los iones H+ de acuerdo a la siguiente ecuación: H+
+OH- -----> H2O
3. Se cancelan las moléculas de agua que puedan estar en ambos lados
de la ecuación.

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Problema 1. Realiza para la siguiente reacción su balance en medio ácido:
2
32
42
2
72 COCrOCOCr  
Paso 1:
Identifica la especie que se oxida y la que se reduce en la reacción
determinando los números de oxidación de los átomos.
Cr reduce + 6 a +3
El oxigeno solo actúa como agente
espectador
C se oxida de +3 a + 4
Paso 2:
Escribe la media reacción de reducción y la de oxidación.
32
72

 CrOCr Reducción 2
2
42 COOC 

Oxidación
Paso 3:
Balancee cada media reacción comenzando por los átomos diferentes a
hidrógeno y oxigeno
Balancee el elemento reducido u oxidado en cada media reacción.
Cr2 O 7
-2
+ C2O4
-2
 Cr+3
+CO2

7. 7
32
72 2 
 CrOCr Reducción 2
2
42 2COOC 

Oxidación
Balancee los átomos de oxigeno añadiendo una molécula de agua por
cada oxigeno faltante.
Para este caso se adiciona 7 moléculas de Agua (7H2O) en el lado de
los productos..
OHCrOCr 2
32
72 72  
Como puedes apreciar la reacción de oxidación esta balanceada respecto
al oxigeno, por lo que obvias este paso
Balancee los átomos de hidrogeno añadiendo iones hidronio H+. Obvia este
paso para la reacción de oxidación, no hay hidrogeno en ella.
OHCrOCrH 2
32
72 7214  
Balancee las cargas eléctricas añadiendo electrones ( e -). Verifique
que el número de electrones añadido es el correcto utilizando el número
de oxidación del átomo oxidado o reducido.
OHCrOCrH 2
32
72 7214  
En esta reacción en los reactivos hay 14 cargas + y 2 – Total de cargas +12
En los productos solo existen 6 cargas +
Asi debes adicionar 6 e- del lado de los reactivos para balancear ambos lados
OHCrOCrHe 2
32
72 72146  
Repite el proceso en la reacción de oxidación. Adicionando 2e – en los
productos

 eCOOC 22 2
2
42

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Paso 4:
Ajuste ambas reacciones para que el número de electrones sea el mismo.
Multiplica la reacción de oxidación por 3 así igualas los electrones en los
de la reacción de reducción con esta
OHCrOCrHe 2
32
72 72146  
3*

 eCOOC 22 2
2
42

 eCOOC 663 2
2
42
Paso 5:
Suma las medias reacciones.
OHCrOCrHe 2
32
72 72146  

 eCOOC 663 2
2
42
OHCOCrOCOCrH 22
32
42
2
72 762314  
Balanceo en medio básico
1. Se balancea la reacción del mismo modo que se balancea la reacción
en medio ácido (pasos 1-3c de balanceo en medio ácido).
2. Después de balanceada en medio ácido, se añaden los suficientes iones
OH- para cancelar los iones H+ de acuerdo a la siguiente ecuación:
H+ +OH- -----> H2O
Así
+

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3. Se cancelan las moléculas de agua que puedan estar en ambos lados
de la ecuación.
Ej.: Balancee en medio básico
Si sigues los pasos sistemáticos para balancear la ecuación en medio ácido
tendrás que finalmente que en este medio, la ecuación balanceada resulta ser:
2 H+ + 2 MnO4- +3 SO32- ----->3 SO42- + 2 MnO2 + H2O
Como hay 2 H+ se añade 2OH- en ambos lados de la ecuación y eliminamos el
H+ formando agua con el OH-
2H+ +2OH- ----->2 H2O
2OH- + 2 H+ + 2 MnO4- +3 SO32- -----> 2 MnO2 + H2O +2OH- + 3 SO42-
H2O+ 2 MnO4- +3 SO32- ----->3 SO42- + 2 MnO2 + 2OH-
TE RECOMIENDO LA SIGUIENTE DIRECCIÓN PARA VER EJEMPLOS
www.educaplus.org/play-86-Reacciones-redox.html
MnO4- + SO32- -----> MnO2 + SO42-

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