2. Ácido - base Óxido - reducción
Se producen debido a la Se deben principalmente
transferencia de a la transferencia de
protones (H+) desde una electrones (e-) entre una
sustancia ácida a una especie química a otra,
básica. en forma simultánea.

3. Oxidación:
• Un átomo o ion se oxida
• Aumenta su estado de oxidación
• Cede o pierde electrones
Agente Reductor: Es la especie química que se
oxida, es decir, la que cede electrones.

4. Reducción:
• Un átomo o ion se reduce
• Disminuye su estado de oxidación
• Gana o acepta electrones
Agente Oxidante: Es la especie química que se
reduce, es decir, la que acepta electrones.

5.  En los procesos de óxido reducción, la
transferencia de electrones ocurre siempre
desde un agente reductor a un agente
oxidante.

6.  Semireacción de oxidación
 Semireacción de reducción

7.  Se define como la carga asignada a cada átomo
que forma de un compuesto.
 Indica la cantidad de electrones que podría ganar,
perder o compartir en la formación de un compuesto.
 Para determinar el estado de oxidación se debe
seguir las siguientes reglas.

8. 1. El estado de oxidación de cualquier átomo
en estado libre, es decir, no combinado, y
moléculas biatómicas es CERO.
Elementos no Moléculas
combinados biatómicas
Cu, Al, Ar, Ag H2, O2, Cl2, Br
2

9. 2. El estado de oxidación del hidrógeno es
+1, excepto en el caso de los hidruros
(MHv), donde es -1.
Ácidos Hidruros
H2SO4 NaH
+1 -1

10.  El estado de oxidación del oxígeno en la
mayoría de los compuestos es -2,
excepto en los peróxidos (M2O2v) donde
es -1 y cuando se encuentra unido con
el fluor, donde actúa con estado de
oxidación +2.
Peróxidos Con Fluor
Na2O2 F2O
-1 +2

11. Reglas para determinar Estado de
oxidación
 En los iones simples, cationes (+) y
aniones (-), el estado de oxidación es
igual a la carga del ion.
 Ejemplos:
Cationes Aniones
Cu2+ = +2 Cl- = -1
Na+ = +1 S2- = -2

12.  En los iones poliatómicos, la suma de los
estados de oxidación de todos los
átomos debe ser igual a la carga del
ion.
 Ejemplo: SO42-
Nº at. Est. Ox.
S= 1 • X = X
X=6
O= 4 • -2 = -8
-2

13.  En las moléculas neutras, los estados de
oxidación de todos los átomos deben
sumar CERO.
 Ejemplo: H2SO4
Nº at. Est. Ox.
H= 2 • +1 = +2
S= 1 • X = X X=6
O= 4 • -2 = -8
0

14.  A través de una ecuación matemática.
 Ejemplo: Calcular el estado de
oxidación del nitrógeno en el HNO3
H N O3
1 (+1) + 1 • X + 3 (-2) = 0
X = +5

15. Determine el estado de oxidación de:
 P en el H3PO3
 N en el NH2OH
 S en el H2SO3
 Cl en el KClO3
 S en el Na2S
 Cr en el Cr2O72-
 Mn en el MnO42-

16. 1. Identificar la semireacción de oxidación y
reducción. Para ello se debe asignar los
estados de oxidación a cada especie
participante de la reacción, para verificar la
transferencia de electrones.
0 +1 +5 -6 +1 +5 -6 +2 -2 +2 -2
I2 + HNO3 HIO3 + NO + H 2O
(Molecular)
I2 + H+NO3- H+lO3- + NO + H 2O
(Iónica)

17. 2. Se escribe por separado el esqueleto de las
ecuaciones iónicas parciales del agente
oxidante y el agente reductor.
I2 lO3- Oxidación
Agente
Reductor
NO3- NO Reducción
Agente
Oxidante

18.  Se balancea por tanteo (inspección) los
átomos distintos de H y O :
I2 2lO3-
NO3- NO

19.  Se igualan los átomos de oxígenos agregando
moléculas de H2O para balancear los
oxígenos:
I2 + 6H2O 2lO3-
NO3- NO + 2H2O

20.  Igualar los átomos de hidrógenos, agregando
iones hidrógeno H+ donde falte éste.
I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+
4H+ + NO3- NO + 2H2O

21.  Igualar las semi reacciones eléctricamente.
Para ello, se debe contar la carga total en
ambos lados de cada ecuación parcial y
agregar electrones e- en el miembro deficiente
en carga negativa (-) o que tenga exceso de
carga positiva (+).
0 -2 +12 = +10
I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+ + 10e-
+4 -1 = + 3 0
3e- + 4H+ + NO3- NO + 2H2O

22.  Estos pasos aquí son comunes para reacciones en
medio ácidos, neutros o básicos (alcalinos).
 Si la reacción está en medio básico o alcalino
después de haber colocado los e- se debe:
“agregar a cada miembro de las ecuaciones
parciales tantos OH- como H+ haya. Combinar los
H+ y OH- para formar H2O y anular el agua que
aparezca duplicado en ambos miembros”.
 Nota: En esta ecuación no se realiza porque no
tiene OH-, es decir, no está en medio básico (está
en medio ácido, HNO3).

23.  Igualar el número de e- perdidos por el agente
reductor, con los e- ganados por el agente
oxidante, multiplicando las ecuaciones
parciales por los número mínimos necesario
para esto.
I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+ + 10e- x3
3e- + 4H+ + NO3- NO + 2H2O x10

24. I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+ + 10e- x3
3e- + 4H+ + NO3- NO + 2H2O x10
3I2 + 18H2O 6lO3- + 36H+ + 30e-
30e- + 40H+ + 10NO3- 10NO + 20H2O

25.  Sume las dos semireacciones reduciendo
términos semejantes, es decir, cancelando
cualquier cantidad de e-, H+, OH- o H2O que
aparezca en ambos lados, con lo cual se
obtendrá la ecuación finalmente balanceada.
3I2 + 18H2O 6lO3- + 36H+ + 30e-
30e- + 40H+ + 10NO3- 10NO + 20H2O
3I2 + 10NO3- + 4H+ 6IO3- + 10NO + 2H2O

26.  Si la ecuación fue dada originalmente en
forma iónica, ésta es la respuesta del
problema.- + -
3I2 + 10NO3 + 4H 6IO3 + 10NO + 2H2O
• Si la ecuación fue dada originalmente en forma
molecular; se trasladan estos coeficientes a la
ecuación molecular y se inspeccionan el balanceo de
la ecuación.
3I2 + 10HNO3 6HIO3 + 10NO + 2H2O