Este documento trata sobre las reacciones de óxido-reducción y los estados de oxidación. Explica que estas reacciones implican la transferencia de electrones entre especies químicas y que los estados de oxidación permiten determinar qué ocurre con los electrones asignando cargas a los átomos. También presenta reglas para asignar estados de oxidación y resuelve ejemplos aplicando estas reglas.

2.  Son aquellas reacciones químicas que
ocurren con transferencia de electrones
entre las especies intervinientes

3.  El concepto de estados de oxidación
(llamados en ocasiones números de
oxidación) permite saber qué ocurre
con los electrones en las reacciones de
óxido-reducción asignando cargas a los
diversos átomos de un compuesto.
 En ocasiones estas cargas son
aparentes.

4.  1. El estado de oxidación de un átomo en un estado puro es 0.
 2. El estado de oxidación de un Ion monoatómico es igual a su
carga.
 3. Al oxigeno se le asigna un estado de oxidación de -2 en la
mayoría de los compuestos covalentes. Una excepción importante
son los peróxidos (compuestos que contienen el grupo O2 con
carga -2) en los cuales se asigna a cada oxigeno un estado de
oxidación de -1.
 4. En compuestos covalentes con no metales se asigna al
hidrógeno un estado de oxidación de +1.
 5. En compuestos binarios, al elemento con mayor
electronegatividad se le asigna un estado de oxidación negativo
igual a la carga de su anión en compuestos iónicos.
 6. En compuestos neutros, desde el punto de vista eléctrico la suma
de los estados de oxidación debe ser igual a cero.
 7. Para una especie iónica, la suma de los estados de oxidación
debe ser igual a la carga total.

5.  Asigne estados de oxidación a todos los átomos de las siguientes moléculas o iones.
a. CO2 b. SF6 c. NO3-
 Solución:
 a. En este caso se aplica la regla 3: se asigna al oxígeno un estado de oxidación de -2. Se
determina el estado de oxidación del carbono recordando que como CO2 es neutro la suma de los
estados de oxidación del oxígeno y el carbono debe ser igual a cero (regla 6). Cada oxigeno es -2
y hay dos átomos, por lo que hay que asignar al átomo de carbono un estado de oxidación de +4.
Verificación: +4 + 2x(-2) = 0
 b. Como el flúor tiene mayor electronegatividad se le asigna primero el estado de oxidación. Su
carga como anión siempre es -1 por lo que se asigna este valor como estado de oxidación a cada
átomo de flúor (regla 5). A continuación se asigna al azufre un estado de oxi dación de + 6 para
balancear el total de -6 de los seis átomos de flúor (regla 7).
Verificación: +6 + 6(-l) O
 c. El oxígeno tiene mayor electronegatividad que el nitrógeno por lo que se le asigna el estado de
oxidación de -2 (regla 5). Como la carga total de NO3- es -1 y la suma de los estados de
oxidación de los tres oxígenos es -6 el nitrógeno debe tener estado de oxidación de +5.
Verificación: +5 + 3(-2) = -1
 Lo anterior es correcto, ya que NO3- tiene carga -1.

6.  La sustancia que cede electrones, se
oxida. (aumenta su estado de
oxidación)
 La sustancia que gana electrones, se
reduce. (disminuye su estado de
oxidación)

7.  Las oxidaciones y reducciones ocurren
de manera concertada y simultánea
pero es conveniente para describir la
transferencia de electrones
considerarlas en mitades – llamadas
semirreacciones - una de oxidación y la
otra de reducción. Por ejemplo la
oxidación del ion ferroso por
el ion cúprico

8.  Fe2+ + Cu2+ → Fe3+ + Cu+
Puede ser descrita en términos de dos
mitades o semirreacciones:
SEMIRREACCIÓN DE OXIDACIÓN
Fe2+ → Fe3+ + e-
SEMIRREACCIÓN DE REDUCCIÓN
Cu2+ + e- → Cu+

9.  1.- Si la ecuación está en forma molecular pasarla a forma iónica. Aquí hay que tener
en cuenta que los elementos libres, los óxidos, el H2O y el H2O2 no se disocian, sólo se
disocian los electrolitos (ácidos, bases y sales).
 Ilustraremos todos los pasos con el siguiente ejemplo:
I2 + HNO3 → HIO3 + NO + H 2O (Molecular)
Se pasa a forma iónica;
I2 + H+NO3- → H+lO3- + NO + H2O (Iónica)
 2.- Se escribe por separado cada una de las semirreacciones parciales del agente
oxidante y el agente reductor.
I2 → lO3-
NO3- → NO
 3.- Se balancea por tanteo los átomos distintos de H y O :
I2 → 2lO3-
NO3- → NO


10.  4.- Igualar los átomos de oxígenos agregando moléculas de H2O en el lugar donde
haya menor número de átomos de oxígeno:
I2 + 6H2O → 2lO3-
NO3- → NO + 2 H2O
 5.- Igualar los átomos de hidrógenos H+ (iones hidrógenos) donde falta hidrógeno.
I2 + 6H2O → 2lO3- + 12H+
NO3- + 4H+ → NO + 2H2O
 6.- Contar la carga total en ambos lados de cada semirreacción y agregar e- en el
miembro deficiente en carga negativa (-) o que tenga exceso de carga positiva (+)
o o -2 +12 = +10 – 10 = 0
I2 + 6H2O → 2lO3- + 12H+ + 10 e- (oxidación)
-1 +4 = +3 – 3 = 0 o o
NO3- + 4H+ + 3e- → NO + 2H2O (reducción)

11.  7.- Igualar el número de e- perdidos por el agente reductor, con los e- ganados por el
agente oxidante, multiplicando las semirreqacciones por los número mínimos
necesario para esto.
3 x (I2 + 6H2O → 2lO3- + 12H+ + 1Oe-)
10 x (NO3- + 4H+ + 3e- → NO + 2H2O)
Ahora queda:
3 I2 + 18 H2O → 6 IO3- + 36H+ + 30 e-
10NO3- + 40 H+ + 30 e - → 10 NO + 20 H2O
 8.- Súmese las dos medias reacciones cancelando cualquier cantidad de e-, H+, OH- o
H2O que aparezca en ambos lados, con lo cual se obtendrá la ecuación finalmente
balanceada.
3 I2 + 18 H2O → 6 IO3- + 36H+ + 30 e
10 NO3- + 40 H+ + 30 e- → 10 NO + 20 H2O
Al sumar ambas queda:
3I2 + 10NO3- + 4H+ → 6IO3- + 10NO + 2H2O

12.  Agente Oxidante: Es la sustancia que se reduce (gana e-) provocando la oxidación de
otra especie.
Ejemplo: NO3- + 2H+ + e- → NO2 + H 2O (Reducción)
N+5 + e- → N+4 (Reducción)
 Agente Reductor: Es la sustancia que se oxida (pierde e-) provocando la reducción de
otra especie.
Ejemplo: C + 2H2O → C2O + 4H+ + 4e- (Oxidación)
C → C+4 + 4e- (Oxidación)

13. Prof. Angela SANTANA