Este documento describe reacciones de óxido-reducción y el método para balancear ecuaciones redox. Define oxidación y reducción, y explica cómo calcular números de oxidación y ajustar ecuaciones redox mediante el método del ión-electrón. También cubre reacciones de dismutación y pilas electroquímicas.

1. QUÍMICA MENCIÓN
QM-22
REACCIONES
DE
ÓXIDO-REDUCCIÓN
CELDA ELECTROLÍTICA
2013

2. REACCIONES REDOX
Las reacciones de óxido-reducción, corresponden a un conjunto de reacciones cuya característica
común y única es la de transferir electrones entre las especies participantes. Se definen
particularmente 2 tipos de reacciones en función a esta transferencia electrónica:
1.
OXIDACIÓN
Fe
Fe+2 + 2ē
Se le llama oxidación a la reacción en la cual una especie química pierde o cede
electrones, ya que el numero de oxidación aumenta (en el ejemplo el Fe).
2.
REDUCCIÓN
Cu+2 + 2ē
Cu
Se le llama reducción a la reacción en la cual una especie química capta o acepta
electrones pues su número de oxidación disminuye (Cu+2 en el ejemplo).
Los procesos redox involucran cambios en los números de oxidación por eso es conveniente
recordar de qué manera se calculan.
EL NÚMERO DE OXIDACIÓN
Se define número o estado de oxidación (EDO), como la carga que un átomo presenta en una
molécula, como consecuencia de las diferentes electronegatividades que presentan los átomos.
En una transformación REDOX se verifica siempre que:
1. En una oxidación hay aumento en el EDO.
2. En una reducción hay disminución en el EDO.
Ejemplos de moléculas y especies químicas que presentan átomos cargados parcial o
totalmente:
CO2
H2O
MgH2
H2SO4
Ca(OH)2
O3
NaOH
SO3
NaCl
HCl
H2O2
MgO4
BF3
SO4-2
NH4+
CO3-2
I3-
S2O3-2
Hg+2
Al+3
2

3. REGLAS PARA ASIGNAR EL NÚMERO DE OXIDACIÓN
Estas reglas se aplican en orden para una molécula, pues así podemos encontrar los números de
oxidación correctos, incluyendo las excepciones que los átomos puedan presentar.
1
2
3
4
•Se asigna el valor 0 a los elementos atómicos o moleculares
•Ejemplos:
Hg, Ar, Cu, Cl2, F2, H2, O2, O3, S8, P4, etc
•En las especies químicas monoatómicas con carga eléctrica, el
número de oxidación es igual al número y signo de la carga.
•Na+: +1
Ca+2: +2
F-1: -1
•Los elementos metálicos presentan número de oxidación positivo e
igual a su valencia, por lo tanto, se cumple siempre que:
•Grupo I-A: +1 (Li, Na, K, etc.)
•Grupo II-A: +2 (Be, Mg, Ca, etc.)
•Grupo III-A:+ 3 (sólo aquellos con comportamiento metálico)
•El hidrógeno (H) presenta generalmente número de oxidación
positivo +1, salvo que esté enlazado con un metal, en este caso, el
valor que presente será -1 (hidruro metálico).
•Ejemplo:
HCl:
+1
H2O: +1
MgH2: -1
LiH: -1
•El oxígeno presenta generalmente número de oxidación negativo -2,
salvo que forme peróxidos o superóxidos donde es -1 y -1/2,
respectivamente.
5
6
7
•CO2: -2
H2O2: -1
NaO2: -1/2
•MgO: -2
CaO2: -1
MgO4: -1/2
•En el caso de los peróxidos o superóxido se comienza agregando el
número de oxidación del hidrógeno o del metal y luego se calcula el
del oxígeno, así se encuentra la excepción.
•El flúor siempre presenta número de oxidación -1, mientras que los
otros halógenos solo serán -1 en ausencia de oxigeno, pues cuando el
oxígeno está presente poseen números de oxidación positivos y en
ese caso hay que calcularlos:
•CCl4: cloro es -1
HClO3, Cl es +5
•La suma de todos los números de oxidación es igual a la carga que
presenta la molécula
•NO2 (O=-2, N=+4)
CO3-2 (ΣEDO = -2)
3
MnO4- (ΣEDO = -1)

4. EL AJUSTE DE ECUACIONES REDOX
Las ecuaciones redox se realizan con intercambio de electrones, una especie cede y la otra
acepta, esto provoca un cambio en los números de oxidación. En la siguiente reacción,
I- + Fe+3
I2 + Fe
El ion yodo pasa de estado de oxidación -1 a 0 mientras que el Hierro pasa de +3 a 0, de esto
podemos decir,
1.
•2.
3.
•4.
5.
Siempre en las reacciones REDOX se evidencia cambio en el número de
oxidación de las especies.
Si la especie disminuye su número de oxidación se dice que sufrió una
reducción.
Si la especie aumenta su número de oxidación se dice que sufrió una
oxidación.
La sustancia que se reduce lo hace porque gana electrones, se
denomina agente oxidante pues le quita electrones (oxida) a otra
especie.
La sustancia que se oxida lo hace porque pierde electrones, se
denomina agente reductor pues le cede electrones (reduce) a otra
especie.
Como las reacciones REDOX ocurren en forma simultánea es posible establecer un método de
ajuste basado en el hecho de que el número de electrones ganados por la especie oxidante es
igual al número de electrones que pierde una especie reductora.
Resumiendo en el ejemplo, se verifica que:
1. La ecuación no está balanceada
2. La especie I- aumenta su número de oxidación (de -1 a 0)
3. La especie Fe+3 disminuye su número de oxidación de (de +3 a 0)
4. I- es el agente o sustancia reductora (reductora al Fe+3)
5. Fe+3 es el agente o sustancia oxidante (oxida al I-)
4

5. AJUSTE POR EL MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN
Este método permite balancear la ecuación, pero es dependiente del pH del medio en el que se
realiza, en términos prácticos esto implica variar algunos pasos según se trabaje en medio ácido o
básico.
Pasos efectivos
Previo al equilibrio se separan la reacción en 2 semi-reacciones, en una se escribe la especie que
se reduce y en la otra la que se oxida, luego:
1. Balance de masa: se debe cumplir con la conservación de la masa, para eso:
Se equilibra la especie, multiplicando por números simples
Se equilibran los oxígenos, agregando OH- o H2O, según corresponda
Se igualan los hidrógenos, agregando H2O o H+ según corresponda
•2. Balance de cargas: Se adicionan electrones de modo de igualar el número de cargas
eléctricas en ambos lados de la ecuación. Los electrones se adicionan donde sea
necesario y automáticamente se reconoce la especie reductora y la oxidante.
3. Suma de las semi reacciones: antes de sumar las semi reacciones se debe amplificar
(una de ellas o ambas, según corresponda) con el propósito de igualar el número de
electrones, al sumar ambas ecuaciones, se anula el número de electrones.
Desarrollo del ejemplo:
I- + Fe+3
I2 + Fe
Escribiendo por separado las reacciones de oxidación y reducción queda:
I-
Oxidación:
I2
+3
Reducción:
Fe
Fe
1. Balance de masa
Oxidación
I-
I2
2I-
Fe
la masa de yodo (I) No está balanceada, se
multiplica a la izquierda por dos.
a)
la masa de hierro está balanceada.
I2
Fe+3
a)
Reducción
5

6. 2. Balance de carga
2 I3ē + Fe
I2 + 2ē
+3
a)
se equilibran las cargas eléctricas adicionando electrones.
Fe
3. Suma de las semi-reacciones
Si en la reacción de oxidación se entregan 2 moles de electrones por cada 2 moles de I - oxidados,
entonces NO es posible recibir 3 moles de electrones en la reducción, luego se tienen que igualar
los electrones en ambas semi-reacciones:
6I-
Oxidación, se multiplica por 3
Reducción, se multiplica por 2
Suma de ecuaciones:
6ē + 2 Fe
6 I- + 2 Fe+3
AJUSTE EN MEDIO ÁCIDO
3 I2 + 6ē
+3
2 Fe
3 I2 + 2 Fe
(Reacción Balanceada)
(pH < 7)
Reacción global NO balanceada:
MnO4- + Cl-
Oxidación
Cl-
Reducción
MnO4-
Mn+2 + Cl2
Cl2
Mn+2
1. Balance de masa
2 Cl-
Cl2
MnO4-
Mn+2
1.1 Balance de oxígeno (adición de moléculas de H2O, al lado donde faltan.)
2 Cl-
Cl2
MnO4-
Mn+2 + 4 H2O
1.2 Balance de hidrógeno (adición de protones H+, en el lado donde faltan)
2 Cl-
Cl2
8 H+ + MnO4-
Mn+2 + 4 H2O
2. Balance de cargas eléctricas (adición de electrones, según sea necesario)
2 Cl-
Cl2 + 2ē
5ē + 8 H+ + MnO46
Mn+2 + 4 H2O

7. 3. Suma de las ecuaciones
10 Cl-
Oxidación, por 5
Reducción, por 2
5 Cl2 + 10ē
10ē + 16H+ + 2MnO4-
2 Mn+2 + 8H2O
3.1Final
10 Cl- + 16 H+ + 2 MnO4-
AJUSTE EN MEDIO BÁSICO
5 Cl2 + 2 Mn+2 + 8 H2O
(pH > 7)
Para las reacciones en medio básico, el ajuste se hará adicionando iones OH- (en vez de H+) para
el balance de hidrógeno.
Reacción Global NO balanceada:
Cr+3 + H2O2
OH- + CrO4-2
Oxidación
Cr+3
CrO4-2
Reducción
H2O2
OH-
1. Balance de masa
Cr+3
CrO4-2
H2O2
2 OH-
1.1 Balance de Oxígeno e Hidrógeno
Para igualar los oxígenos se agrega agua en el mismo lado donde hay exceso de oxígenos y se
agrega tanta agua como oxígenos sobren, luego en el lado opuesto se agregan iones hidroxilos
(OH-) para igualar completamente oxígenos e hidrógenos.
8 OH- + Cr+3
CrO4-2 + 4 H2O
2 OH-
H2O2
2. Balance de carga eléctrica (adición de ē)
8 OH- + Cr+3
CrO4-2 + 4 H2O + 3ē
2ē + H2O2
7
2 OH-

8. 3. Suma de ecuaciones
Oxidación, por 2
16 OH- + 2Cr+3
Reducción, por 3
2 CrO4-2 + 8 H2O + 6ē
6ē + 3 H2O2
6 OH-
3.1 Final
10 OH- + 2 Cr+3 + 3 H2O2
2 CrO4-2 + 8 H2O
REACCIONES DE DISMUTACIÓN
Cuando una especie química se halla en un estado de oxidación intermedio puede ocurrir al mismo
tiempo oxidación y reducción (de la misma especie). Esta doble reacción se denomina
dismutación.
EDO
Ejemplo:
(O)
I2
(-1)
+KOH
KI
(+5)
+
KIO3 + H2O
dismuta
Reducción
Oxidación
PILASELECTROQUÍMICAS
El intercambio electrónico que se produce en una reacción de óxido-reducción se aprovecha para
establecer dispositivos que convierten en energía eléctrica la energía liberada en un proceso
REDOX. Estos dispositivos se denominan pilas galvánicas o pilas electroquímicas.
Una pila se establece cuando los procesos de oxidación y reducción se llevan a cabo por separado
en compartimentos distintos, unidos sólo por un hilo conductor (metal), de modo que el
intercambio de electrones se realiza a través de éste.
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9. PILA GALVÁNICA
Análisis de la pila
Al conectar las placas metálicas con el hilo conductor ocurre el flujo espontáneo de
electrones evidenciado por una ampolleta que se ilumina o un voltímetro que mide la
diferencia de potencial de la pila (diferencia entre los electrodos, fem).
•Con el transcurso del tiempo se observa que la placa de cobre (Cu) aumenta su
masa, mientras que la placa de cinc (Zn) se disuelve (pierde masa). Esta diferencia
de masas en las placas se justifica por el avance de la reacción de óxido-reducción
(paso de electrones).
Para evitar la acumulación de cargas en los alrededores de las láminas se sitúa entre los
compartimentos un puente salino (electroneutralidad).
•En las láminas metálicas (electrodos) se produce respectivamente:
•CÁTODO: REACCIÓN DE REDUCCIÓN
•ÁNODO : REACCIÓN DE OXIDACIÓN
NOTA:
El signo positivo en el cátodo indica el sentido de la corriente (electrones), esto no
implica (ni menos indica) que el electrodo tenga signo Positivo. Por el contrario,
para efectos prácticos DEBE ASUMIRSE que el cátodo es un electrodo NEGATIVO,
pues es la única forma de comprender el fenómeno de la reducción. Lo anterior es
correcto tanto para una pila galvánica como para una celda de electrolisis.
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10. Notación de una Pila Galvánica
La notación de una pila implica describirla de acuerdo con las reacciones que ocurren en cada
celda, entendiendo que siempre la reducción ocurrirá en el cátodo y la oxidación en el ánodo. La
escritura se hace de derecha a izquierda considerando como primera reacción la oxidación e
indicando por separado la especie inicial de la oxidada por una barra, luego una doble barra
separa una celda de otra y se continúa con la reacción del cátodo, tal como ilustra la figura de la
pila anteriormente estudiada:
OXIDACIÓN
REDUCCIÓN
+2
Zn / Cu+2 (1M)// // Ag+ (1M)/ /Ag
Cu+2 (1M) Cu
Cu / Zn (1M)
CÁTODO
ÁNODO
EL POTENCIAL DE REDUCCIÓN
(ESCALA RELATIVA DE POTENCIALES)
Como es imposible medir por separado el potencial de cada semi-reacción, el valor aproximado de
cada una se puede establecer midiendo el potencial de una semi-etapa respecto de un electrodo
común establecido como referencia (electrodo patrón). Este electrodo arbitrario es el electrodo de
hidrógeno (electrodo normal de hidrógeno). Los valores generales de potencial se detallan a
continuación en el sentido de la reducción:
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11. Interpretación
De acuerdo con los valores observados en la tabla, aquellos sistemas en que el potencial de
semi-celda presenta un valor mayor que 0 (establecido para el electrodo normal de
hidrógeno), implica que son capaces de reducir al ion H+ a H2, los valores que están por
debajo el electrodo de referencia (valores menores que 0) implica que son reducidos por el
hidrógeno.
Los sistemas con valores de potencial negativo (menor que 0) cuando forman la pila con el
electrodo de referencia actúan de ánodo y se oxidan. Lo contrario ocurre con los sistemas que
presentan valores de potencial positivo.
Si una pila se confecciona con 2 semi-celdas en donde ninguno de los electrodos es de
hidrógeno, el valor de potencial de ella viene dado por: ΔE = E0cátodo - E0ánodo
Existe una relación directa entre el valor de potencial de una pila y el valor de ΔG0 para la
reacción REDOX, de modo que si:
ΔG0 = -nFE0
donde n son los electrones, F es una constante y Eº es el potencial.
ΔE < 0, entonces
ΔG > 0 y la reacción NO ocurrirá de forma espontánea
ΔE > 0, entonces
ΔG < 0 y la reacción SI ocurrirá espontáneamente
A pesar de que los valores de potencial de semi-celda se obtienen de comparaciones con el
electrodo de hidrógeno, existen otros que también se utilizan con frecuencia como electrodos
de referencia, y que por lo simple de su confección suelen utilizarse en mayor medida. Es el
caso del electrodo de calomelanos, que se confecciona con una pasta de cloruro de
mercurio (Hg2Cl2) y mercurio (Hg) en contacto con una solución saturada de la misma sal y
que contiene cloruro de potasio (KCl) como electrolito.
11

12. GALVANIZACIÓN
La galvanización es un proceso que se realiza para proteger a ciertos metales de la corrosión
(oxidación). Se protege el metal con otro más propenso a la corrosión o bien con otro que es más
resistente, para esto es necesario aplicar solo unas pocas capas de espesor menor al milímetro.
El cinc es más propenso a oxidarse y es el primero en reaccionar, si luego se oxida el hierro,
entonces el cinc inmediatamente revierte esta situación y mantiene al hierro como metal. Lo
anterior se explica por sus respectivos valores de potencial de oxidación; la oxidación del hierro es
de 0,45 volt y la del cinc es de 0,76 volt, de modo que mientras estén en contacto el hierro nunca
se oxidará.
ELECTROLISIS
La electrolisis es el proceso mediante el cual, a partir de sustancias químicas pueden
obtenerse otras utilizando como fuente la corriente eléctrica.
En las celdas galvánicas se obtiene corriente eléctrica mediante la transferencia electrónica de un
proceso REDOX, pero es posible también obtener el proceso contrario, vale decir, con el uso de la
corriente eléctrica es posible producir un proceso REDOX que en condiciones normales NO es
espontáneo (electrolisis).
Considere la siguiente reacción:
AgCl
Ag + Cl
Al aplicar corriente eléctrica es posible descomponer la molécula de Cloruro de plata (AgCl) en sus
componentes elementales, tal proceso se realiza en una cuba o celda electrolítica que está
formada por:
12

13. Una disolución electrolítica (AgCl), que proporciona iones.
Electrodos (cátodo y ánodo) que al igual que en las pilas galvánicas serán los
sitios donde ocurran las reacciones de reducción y oxidación.
El electrodo negativo será el cátodo y el electrodo postivo, el ánodo.
Una fuente externa que alimente con corriente eléctrica a la cuba.
Esquema de una celda electrolítica
Para el caso que se analiza, en el ánodo ocurre la oxidación de los iones cloruros (Cl -) mientras
que el cátodo se verifica la reducción de los iones de plata (Ag +).
ÁNODO:
Cl-
CÁTODO:
Ag+
13
Cl2
Ag0

14. En las reacciones de electrolisis los productos obtenidos dependen en gran medida de la
naturaleza de la solución inicial y del tipo de electrodo utilizado.
En general para una reacción de electrólisis de una sal conviene tenerla en estado fundido
(electrolisis de sal fundida), pues en ese estado de agregación existe la mayor cantidad de iones
positivos y negativos. En el caso de soluciones acuosas concentradas de la sal suele ocurrir
competencia entre la sal y la mínima cantidad de iones de agua presentes.
PILAS Y BATERÍAS
La aplicación práctica más común respecto de las celdas galvánicas y electrolíticas es la confección
de pilas y baterías que se utilizan con frecuencia en aparatos de radio, televisión y objetos
portátiles. En estos dispositivos se aprovecha la corriente eléctrica generada en un proceso
REDOX para alimentar dichos artefactos. Sin embargo, la durabilidad, eficiencia y complejidad de
las reacciones de transferencia electrónica no siempre hacen aprovechable esta energía.
Respecto de lo anterior, se conocen 3 grandes grupo de pilas:
1. Pilas Primarias: Son dispositivos que no pueden ser recargados, pues las reacciones que
ocurren en su interior son irreversibles, por lo tanto son desechables y se les denomina
simplemente pilas. Un ejemplo son las pilas para relojes de Cinc y Mercurio (Zn-Hg).
2. Pilas Secundarias: Son dispositivos recargables (pilas recargables) que se denominan
convencionalmente acumuladores. En el interior de estas pilas la reacción de transferencia
electrónica es reversible y los materiales que la componen son reciclables. Cuando se les
suministra energía eléctrica con una fuente externa, estas pilas se cargan nuevamente. Un
ejemplo de estos dispositivos es la batería de plomo de los automóviles, las pilas de Níquel –
Cadmio usadas en teléfonos y calculadoras, y las baterías de Litio utilizadas con frecuencia en
teléfonos celulares.
3. Pilas de Combustibles: En estos dispositivos las especies oxidantes y reductoras que
transfieren electrones se suministran en forma continua. Son bastante similares a las pilas
convencionales (primarias) y emplean una corriente constante de combustible como
hidrógeno, carbón, hidrocarburos, etc. El mejor ejemplo son las pilas utilizadas en naves
espaciales.
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15. PILA PRIMARIA
BATERÍA DE PLOMO
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16. Pilas Recargables
Las pilas recargables no son más que una pila común pero cuyo proceso Redox es reversible, por
lo tanto, se comporta como celda galvánica para generar electricidad y una vez “agotada” se
conecta a la corriente eléctrica y mediante un proceso de electrolisis se regeneran los
componentes iniciales, esto es la recarga.
Las más usuales son las de níquel-hidruro que proporcionan 1,2 volt y las de ion-litio que generan
3,6 volt, la cantidad de recargas de estas baterías supera los 1000 ciclos.
Baterías de litio,
Li++ e
Ánodo
Li(s)
Cátodo
MnO2(s)+ Li+ + e
LiMnO2 (s)
Estas baterías son usadas en celulares, computadores portátiles y cámaras fotográficas, entre
otros.
DMTR-QM22
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