Este documento resume los conceptos básicos de oxidación-reducción. Define oxidación como la ganancia de oxígeno, pérdida de electrones o pérdida de hidrógeno, y reducción como la pérdida de oxígeno, ganancia de electrones o ganancia de hidrógeno en compuestos orgánicos. Explica que en una reacción redox, el agente oxidante se reduce y el agente reductor se oxida.

1. OXIDACIÓN – REDUCCIÓN
HENRY MARTÍNEZ QUIÑONEZ
QUÍMICA
ESCUELA DE QUÍMICA
UNIVERSIDAD INDUSTRIAL DE SANTANDER

2. OXIDACIÓN
• Ganancia de oxígeno
• Pérdida de electrones
• Pérdida de hidrógeno
REDUCCIÓN
• Pérdida de oxígeno
• Ganancia de electrones
• Ganancia de hidrógeno (en
compuestos orgánicos)
2Mg ⟶ 2Mg2+ + 4e-
O2 + 4e- ⟶ 2O2-
REACCIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN

3. El AGENTE OXIDANTE se reduce provocando la oxidación del otro
compuesto
El AGENTE REDUCTOR se oxida provocando la reducción del otro
compuesto
2Mg (s) + O2 (g) 2MgO (s)
Para que haya una reacción REDOX una sustancia debe donar los
electrones y la otra debe aceptarlos
AGENTE OXIDANTE Y AGENTE REDUCTOR

4. H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2
Zn + 2 AgNO3 → Zn(NO3)2 + 2 Ag
AGENTE OXIDANTE Y AGENTE REDUCTOR

5. 1. Escribir la ecuación sin balancear en forma iónica.
¿Como se balancea una reacción en la que se oxida el Fe2+ a Fe3+
mediante Cr2O7
2- en una solución ácida?
Fe2+ + Cr2O7
2- Fe3+ + Cr3+
2. Separar la ecuación en dos semireacciones.
Oxidación: Cr2O7
2- Cr3+
+6 +3
Reducción:
Fe2+ Fe3+
+2 +3
3. Balancear por inspección todos los elementos que no sean ni oxígeno
ni hidrógeno en las dos semireacciones.
Cr2O7
2- 2Cr3+
BALANCEO DE ECUACIONES EN MEDIO ÁCIDO

6. 4. Para reacciones en medio ácido, agregar H2O para balancear los átomos
de O y H+ para balancear los átomos de H.
Cr2O7
2- 2Cr3+ + 7H2O
14H+ + Cr2O7
2- 2Cr3+ + 7H2O
5. Agregar electrones en el lado apropiado de cada una de las
semireacciones para balancear las cargas.
6. Si es necesario, igualar el número de electrones en las dos
semireacciones multiplicando cada una de las reacciones por un
coeficiente apropiado.
6e- + 14H+ + Cr2O7
2- 2Cr3+ + 7H2O
6Fe2+ 6Fe3+ + 6e-
6e- + 14H+ + Cr2O7
2- 2Cr3+ + 7H2O
Fe2+ Fe3+ + 1e-
BALANCEO DE ECUACIONES EN MEDIO ÁCIDO

7. 7. Unir el lado izquierdo de una semireacción con el lado izquierdo de la
otra y el derecho con el derecho y eliminar lo que sea posible. El número
de electrones en ambas partes debe cancelarse.
Oxidación:
Reducción:
6Fe2+ 6Fe3+ + 6e-
6e- + 14H+ + Cr2O7
2- 2Cr3+ + 7H2O
14H+ + Cr2O7
2- + 6Fe2+ 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O
8. Verificar que el número de átomos y las cargas estén
balanceadas.
14x1 – 2 + 6x2 = 24 = 6x3 + 2x3
BALANCEO DE ECUACIONES EN MEDIO ÁCIDO

8. K2Cr2O7 + HCl → CrCl3 + KCl + H2O + Cl2

9. KMnO4 + HBr → MnBr2 + KBr + H2O + Br2

10. BALANCEO DE ECUACIONES EN MEDIO BÁSICO
1. Se asignan los números de oxidación a cada uno de los átomos y se
escriben las semirreacciones de oxidación y reducción:
Balancee la siguiente ecuación en medio básico:
Zn(s) + NO3
-(ac) --> ZnO2
2-(ac) + NH3(ac)
Zn0(s) + N+5O-2
3
-(ac) --> Zn+2O-2
2
2-(ac) + N-3H+1
3(ac)
Oxidación: Reducción:
2. Se balancean por inspección los metales y los no metales distintos de
oxígeno y nitrógeno en cada semirreacción.
Zn0 → Zn+2O-2
2
2- N+5O-2
3
- → N-3H+1
3
Zn → ZnO2
2- NO3
- → NH3

11. 3. Se balancean los átomos de oxígeno, adicionando una molécula de H2O
en el mismo lado de la semirreacción en donde haya un exceso de átomos
de oxígeno y el doble de iones OH- en el lado contrario.
Zn + 4OH- → ZnO2
2- + 2H2O
NO3
- + 3H2O → NH3 + 6OH-
4. Se balancean los átomos de hidrógeno en cada semirreacción. Por cada
hidrógeno que se requiera se agrega una molécula de H2O en el lado
deficiente de hidrógenos y un OH- en el lado opuesto.
Zn + 4OH- → ZnO2
2- + 2H2O
NO3
- + 3H2O + 3H2O → NH3 + 6OH- + 3OH-

12. 5. Se igualan las cargas en cada semirreacción.
6. Se iguala el número de electrones de las dos semirreacciones.
Zn + 4OH- → ZnO2
2- + 2H2O + 2e-
NO3
- + 3H2O + 3H2O + 8e- → NH3 + 6OH- + 3OH-
( Zn + 4OH- → ZnO2
2- + 2H2O + 2e- ) x 4
NO3
- + 3H2O + 3H2O + 8e- → NH3 + 6OH- + 3OH-
4Zn + 16OH- → 4ZnO2
2- + 8H2O + 8e-
7. Se suman las dos semirreacciones y se eliminan los términos comunes
en ambos miembros de la ecuación.
NO3
- + 6H2O + 8e- → NH3 + 9OH-
4Zn + 16OH- → 4ZnO2
2- + 8H2O + 8e-
4Zn + NO3
- + 7OH- → 4ZnO2
2- + NH3 + 2H2O

13. MnO4
-(ac) + N2H4(g) → MnO2(s) + N2(g)

14. MnO4
-(ac) + C2O4
2-(ac) → CO3
2-(ac) + MnO2(s)

15. En estas reacciones encontramos un cambio en el número de oxidación, por lo cual
existe pérdida y ganancia de electrones. El peso equivalente de las sustancias
químicas esta íntimamente relacionado con el numero de electrones involucrados
en el proceso.
El peso equivalente del agente oxidante/reductor es aquella cantidad capaz de
ganar/perder 1 mol de electrones.
PESOS EQUIVALENTES EN REACCIONES REDOX
Ejemplo 1
Calcule el peso equivalente del agente oxidante y del agente reductor en la
siguiente reacción.
CuO + NH3 → Cu + N2 + H2O

16. Formando las semireacciones:
Para el agente oxidante CuO (P.M = 79,5)
Para el agente reductor NH3 (P.M = 17)

17. Calcule el peso equivalente del permanganato de potasio KMnO4, y del sulfato de hierro (II),
FeSO4, de acuerdo con la siguiente reacción en medio ácido:
KMnO4(ac) + FeSO4(ac) + H2SO4(ac) → Fe2(SO4)3(ac) + MnSO4(ac) + K2SO4(ac) + H2O(l)

18. Calcule el peso equivalente del ácido oxálico dihidratado, H2C2O4-2H2O, y del permanganato
de potasio, KMnO4, con base en la siguiente ecuación:
MnO4
-(ac) + H2C2O4(ac) → Mn2+(ac) + CO2(g)

19. ESTEQUIOMETRÍA REDOX
En los cálculos estequiométricos de procesos redox es muy importante tener siempre
presente que un equivalente de un agente oxidante reacciona exactamente con un
equivalente de un agente reductor y genera un equivalente del producto.
Calcule los gramos de dicromato de potasio, K2Cr2O7, que se requieren para oxidar
0.136 equivalentes de hierro (II), Fe2+, en medio ácido, según la siguiente reacción:
Cr2O7
2-(ac) + Fe2+ → Cr3+ (ac) + Fe3+(ac)

21. • Reacciones espontáneas (se produce energía
eléctrica a partir de la energía liberada en una
reacción química):
Pilas voltaicas
• Reacciones no espontáneas (se producen
sustancias químicas a partir de energía eléctrica
suministrada):
Electrólisis
ELECTROQUÍMICA

22. CELDA VOLTAICA

23. • Están unidas por un
puente salino que
evita que se acumulen
cargas del mismo
signo en cada
semicelda.
• Entre los dos
electrodos se genera
una diferencia de
potencial que se
puede medir con un
voltímetro.
CELDA DE DANIELS

24. • La pila anterior se representaría:
Ánodo Puente salino Cátodo
• Zn (s)  ZnSO4 (aq)  CuSO4 (aq)  Cu (s)
• Ánodo se lleva a cabo la oxidación:
– Zn → Zn2+ + 2 e – .
• Cátodo se lleva a cabo la reducción:
– Cu2+ + 2 e – → Cu.
REPRESENTACIÓN ESQUEMÁTICA DE UNA PILA

25. POTENCIALES DE REDUCCIÓN (FEM ESTÁNDAR)

26. • Las pilas producen una diferencia de potencial (Epila) que
puede considerarse como la diferencia entre los potenciales
de reducción de los dos electrodos que la conforman.
• Consideraremos que cada semireacción de reducción viene
dada por un potencial de reducción. Como en el cátodo se
produce la reducción, en todas las pilas Ecatodo > Eánodo.
• El E sirve para saber si la reacción REDOX es espontánea
(E>0) o no espontánea (E<0)
 = −
pila catodo cnodo
E E E
POTENCIALES DE REDUCCIÓN (FEM ESTÁNDAR)

27. • Cada pareja de sustancia oxidante-reductora tendrá
una mayor o menor tendencia a estar en su forma
oxidada o reducida.
• El que se encuentre en una u otra forma dependerá
de la otra pareja de sustancia oxidante-reductora.
• ¿Qué especie se reducirá?
• Sencillamente, la que tenga un mayor potencial de
reducción.
POTENCIALES DE REDUCCIÓN (FEM ESTÁNDAR)

28. • Al potencial de reducción del electrodo de hidrógeno se le asigna por
convenio un potencial de 0.0 V para [H+] = 1 M.
• Reac. de reducción: 2 H+ + 2 e– → H2
• Un electrodo de hidrógeno es una lámina de platino sobre el que se
burbujea H2 a una presión de 1 atm a través de una disolución 1 M de
H+.
POTENCIAL ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN

29. TABLA DE POTENCIALES DE REDUCCIÓN

31. • Según sea el potencial de reducción del metal menor o mayor que 0
reaccionará o no reaccionará con los ácidos para [H+] = 1 M.
• Toda pareja oxidante-reductora que tenga más tendencia a reducirse
que los H+ tendrán un potencial de reducción E > 0.
– Así, el Cu no reacciona con ácidos en concentraciones normales: Cu + 2 H+
→ no reacciona.
• Toda pareja oxidante-reductora que tenga menos tendencia a
reducirse que los H+ tendrán un potencial de reducción E < 0.
– Así, el Zn reacciona con ácidos desprendiendo hidrógeno:
Zn + 2 H+ → Zn2+ + H2
METALES FRENTE A ÁCIDOS

32. POTENCIALES DE REDUCCIÓN (FEM ESTÁNDAR)
Calcule el potencial estándar o fuerza electromotriz para la siguiente reacción:
Cr2+ (ac) + Cl2 (g) → Cr3+ (ac) + Cl- (ac)

33. POTENCIALES DE REDUCCIÓN (FEM ESTÁNDAR)
Suponiendo condiciones estándares, indique si la reacción:
Fe3+ (ac) + Cl- (ac) → Fe2+ (ac) + Cl2 (g)
Puede o no ocurrir espontáneamente

34. Celda de Leclanché
Zn (s) Zn2+ (ac) + 2e-
Anódo:
Catódo: 2NH4 (ac) + 2MnO2 (s) + 2e- Mn2O3 (s) + 2NH3 (ac) + H2O (l)
+
Zn (s) + 2NH4 (ac) + 2MnO2 (s) Zn2+ (ac) + 2NH3 (ac) + H2O (l) + Mn2O3 (s)
BATERÍA DE CELDA SECA

35. Zn(Hg) + 2OH- (ac) ZnO (s) + H2O (l) + 2e-
Anodo:
Cátodo: HgO (s) + H2O (l) + 2e- Hg (l) + 2OH- (ac)
Zn(Hg) + HgO (s) ZnO (s) + Hg (l)
BATERÍA DE MERCURIO

36. Anodo:
Cátodo: PbO2 (s) + 4H+ (ac) + SO2- (ac) + 2e- PbSO4 (s) + 2H2O (l)
4
Pb (s) + SO2- (ac) PbSO4 (s) + 2e-
4
Pb (s) + PbO2 (s) + 4H+ (ac) + 2SO2- (ac) 2PbSO4 (s) + 2H2O (l)
4
ACUMULADOR DE PLOMO

37. BATERÍA DE LITIO EN ESTADO SÓLIDO

38. CORROSIÓN

39. CELDAS ELECTROLÍTICAS

40. • Se aplica un potencial eléctrico externo y se fuerza
a que ocurra una reacción redox no espontánea.
• La reducción ocurre en el cátodo y la oxidación
en el ánodo (igual que en las pilas).
• En las celdas electrolíticas el cátodo es negativo
y el ánodo es positivo (al revés que en las pilas).
CELDAS ELECTROLÍTICAS

41. CELDAS ELECTROLÍTICAS

43. USOS DE CELDAS ELECTROLÍTICAS