1. REACCIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN
• Transcurren o se producen con variación del grado de
oxidación. La modificación del grado de oxidación
del átomo se produce por el tránsito de electrones de
algunos átomos o iones a otros átomos o iones.
• El proceso → la entrega de electrones, se denomina
oxidación, y el proceso → aceptación es la reducción.
Ej: la combinación del Fe con el S:
• Fe + S  FeS
• En este caso, el átomo de Fe entrega dos e y se
transforma en un ion divalente positivo, es decir, se
produce una oxidación de los átomos de Fe. El átomo
de S acepta dos e y se transforma en ion S2-,
produciéndose la reducción de los átomos de azufre.

2. • La sustancia cuyos átomos o iones entregan e se
denomina reductora (en el ejemplo dado, el Fe entrega
los e, por consiguiente es un reductor).
• La sustancia cuyos átomos o iones aceptan los e, se
denomina oxidante (el S acepta los electrones, por
consiguiente es un oxidante). De esta manera, al
aceptar e, el oxidante se reduce y , el reductor al
entregar los e se oxida.
• Ambos procesos transcurren al mismo tiempo. El
número total de electrones entregados por el reductor,
es igual al número total de e aceptados por el oxidante

3. METOD0 EMPIRICO DEL ESQUEMA ELECTRONICO O
MÉTODO DEL ION ELECTRÓN
• a) Se escriben las fórmulas de los reaccionantes y de los productos
resultantes, Ej:
• FeCl3 + SO2 + H2O  FeCl2 + H2SO4 + HCl
• b) Se determina el grado de oxidación de los elementos antes y después
de la reacción:
• 3+ 1- 4+ 2- 2+ 1- 6+
Fe Cl3 + SO2 + H2O  FeCl2 + H2SO4 + HCl
• Así, queda establecido, cuales son los elementos que participan en el
intercambio de electrones (en este caso Fe 3+ y S4+ ).
• c) Luego, se elabora el esquema electrónico, es decir, se contabilizan el
número de electrones, que han sido entregados por una molécula del
reductor y aceptados por una molécula del oxidante. Así se determinan
los coeficientes del oxidante y del reductor.
Fe3+ + 1e  Fe2+ -oxidante
S4+ - 2e  S6+ -reductor

4. • El número de e aceptados debe ser igual al número de eentregados,
entonces el esquema Fe3 + 1e  Fe2+ s se multiplica x 2 y el
esquema S4+ - 2e  S6+ se multiplica x 1 . Los números 1 y 2
serán los coeficientes del oxidante (Fe3+) y del reductor (S4+).Habiendo
obtenido los coeficientes se plantea el esquema de la reacción
• 2 FeCl3 + SO2 + H2O  2 FeCl2 + H2SO4 + 2 HCl
• d) Luego se contabiliza el número de hidrógenos en ambos lados de
la reacción y se halla el número de moléculas de agua:
• e) 2 FeCl3 + SO2 + 2 H2O  2 FeCl2 + H2SO4 + 2 HCl
• f) La comprobación de la igualdad se realiza contabilizando la
suma total de átomos de O.

5. • Otros ejemplos:
• 5+ 2- 1- 6+ -
4 HClO3 + 3 H2S  4HCl + 3H2SO4
• Cl5+ + 6e  Cl- 8 4
• S2- - 8e  S6+ 6 3
• Se obtienen los coeficientes 8 y 6 , pero dichos números tienen un máximo común
divisor, entonces es indispensable reducirlos. En otros casos, con la finalidad de
igualar la reacción, es necesario duplicar los coeficientes obtenidos:
• 2+ 5+ 3+ 2+
6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4  3 Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O
•
• Fe2+ - 1e  Fe3+ 3 6
• N5+ + 3e  N2+ 1 2

6. • A veces el oxidante o el reductor, además de su función principal, se
consume también en la obtención de los productos obtenidos en la
reacción:
• 0 5+ 2+ 2+
3Cu + 8HNO3  3 Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
•
• Cu0 - 2e  Cu2+ 3
• N5+ + 3e  N2+ 2
• Para la oxidación del cobre y reducción del nitrógeno se necesitan dos
moléculas de HNO3 , y para la formación de la sal Cu(NO3)2 son
necesarias 6 moléculas de dicho ácido. Por consiguiente, intervienen en
la reacción 8 moléculas de HNO3
3Cu + 2HNO3 + 6HNO3  3 Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

7. • Si los átomos que ceden y aceptan los e, se hallan en las mismas
moléculas, el proceso se denomina “autooxidación-autoreducción” o
dismutación, por ejemplo:
1+ 1- 5+ -
• NaClO  NaCl + NaClO3
• Cambia el grado de oxidación solamente del átomo de Cl. Es evidente
que, en algunas moléculas, los átomos de Cl perderán e y en otras
moléculas , los aceptará.
• Cl1+ - 4e  Cl5+ 2 1
• Cl1+ + 2e  Cl1- 4 2
• En el esquema electrónico se observa, que un ion Cl 1+ es reductor y los
otros dos oxidantes. Por consiguiente, en el proceso de óxido-reducción
participan tres iones Cl1+ . Finalmente obtenemos:
• 3NaClO  2NaCl + NaClO3

8. METODO DEL ION ELECTRON O DE LAS
SEMIREACCIONES
• Disociación de electrolitos (ácidos, bases y sales)
• Los ácidos se disocian en H+ y el anión negativo. Ejemplo:
• HNO3 se disocia en H+ NO3-
• H2SO4 se disocia en H2+ SO4 -2
• H3PO4 se disocia en H3+ PO4-3
• Las bases se disocian en el catión positivo y el OH- Ejemplo:
• NaOH se disocia en Na+ OH-
• Mg(OH)2 se disocia en Mg+2 (OH)2-
• Al(OH)3 se disocia en Al+3 (OH)3-
• Las sales se disocian en catión positivo y el anión negativo. Ejemplo:
• Ag Cl se disocia en Ag+ Cl-
• AgNO3 se disocia en Ag+ NO3-
• Cu(NO3)2 se disocia en Cu+2 (NO3)2-
• Al2(SO4)3 se disocia en Al2+3 (SO4)3-2
•

9. PASOS PARA IGUALAR ECUACIONES POR IÓN-ELECTRÓN
• 1.) Si la ecuación está en forma molecular pasarla a forma iónica. 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 + H2O (Molecular)
• Se pasa a forma iónica;
o o o
• I2 + H+NO3-  H+ lO3- + NO + H2O (Iónica)
• 2.) Se escribe por separado solamente las ecuaciones iónicas parciales del agente
oxidante y el agente reductor.
• o
• I2  lO3-
• o
• NO3-  NO

10. • 3.) Se balancea por tanteo (inspección) los átomos distintos de H y O –en
este caso los átomos de yodo- :
• o
• I2  2lO3-
• o
• NO3-  NO
• 4.) Igualar los átomos de O agregando moléculas de H 2O –donde
corresponda- para balancear los oxígenos:
• I2 + 6H2O  2lO3-
•
• NO3-  NO + 2 H2O
•

11. • 5.) Igualamos los átomos de H+ (hidrogeniones) donde falte hidrógeno.
•
• o
• I2 + 6H2O  2lO3- + 12H+
• o
• NO3- + 4H+  NO + 2H2O
•
•
• 6.) Contamos la carga total en ambos lados de cada ecuación 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)
•
•

12. • Hasta aquí estos pasos 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).
•

13. • 7.) Luego, 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.
• o
• 3 x (I2 + 6H2O  2lO3- + 12H+ + lOe-)
• o o
• 10 x (NO3- + 4H+ + 3e-  NO + 2H2O)
•
•
• 3 I2 + 18 H2O  6 IO3- + 36H+ + 30 e-
•
•
• 10NO3- + 40 H+ + 30 e -  10 NO + 20 H2O

14. • 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
• 4 2
• 10 NO3- + 40 H+ + 30 e-  10 NO + 20 H2O
• o o o
• 3I2 + 10NO3- + 4H+  6IO3- + 10NO + 2H2O
• ☻Si la ecuación fue dada originalmente en forma iónica, ésta es la respuesta del
problema.
•
• ☻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.
Ejemplo:
• 3I2 + 10HNO3  6HIO3 + 10NO + 2H2O
•

15. SEMIREACCIONES Y POTENCIAL REDOX
• E°
• a) Mn+2 + 2e → Mnº -1,18
• b) Hg+2 + 2e → Hgº +0,85
• c) Co +2 +2e → Coº -0,28
• d) Cu+2 + 2e → Cuº +0,34
• a∠c∠d∠b el Hg es el elemento con el
potencial más positivo y el Mn es el
elemento que posee el potencial menos
positivo o lo que es lo mismo el más negativo

16. • La semi reacción de oxidación del elemento que más tienda
a oxidarse
Mnº → Mn+2 + 2e
• El Mn+2 es la especie con el potencial de reducción más
negativo, es decir el elemento → menos tendencia a la
reducción es decir, este elemento tiende mas a oxidarse.
• La escala de potenciales de reducción no solamente sirve
para determinar la especie que más tiende a reducirse, si
no que también permite establecer la especie que más se
oxida, pues las tendencias son contrarias.
•
Mientras más negativo sea el valor de la reducción menos
tendencia hay a reducirse más tendencia hay a oxidarse.
• Volviendo al ejercicio, para escribir la reacción de
oxidación del Mn, basta con invertir la reacción.

17. • Elijamos un par de semi reacciones para una reacción
redox espontánea. Una de ellas sea la que se reduzca, la
otra debe oxidarse.
• Por ejemplo, se elige la a y la c, de ambas, la que tiene
mayor potencial de reducción es la c, que aunque tiene
un potencial negativo, es el menos negativo de ambos.
• La reacción redox espontánea quedaría:
• Semi reacción de oxidación Mnº → Mn+2 + 2e
• Semi reacción de reducción Co+2 +2e → Coº
• Ecuación completa Co+2 + Mnº → Mn+2 + Coº

18. PROCESOS DE ÓXIDOREDUCCIÓN EN EL
ORGANISMO HUMANO
• Muchas sustancias → arden producen anhídridos
ácidos: P2O5, SO3 , este proceso de combustión se
considera una oxidación.
• Posteriormente, todas las reacciones químicas, en las
que se combina cualquier sustancia con el O, se
denominó “oxidación” y el proceso de entrega del O
→ “reducción”.
• Estas consideraciones Lavoisier las utilizó para
explicar el entonces enigmático proceso de la
respiración del hombre y los animales.
• Él prestó atención en la semejanza entre los procesos
de combustión de las sustancias orgánicas dentro del
organismo y la respiración de los animales.

19. • La respiración y la combustión, necesitan el O del aire
formando CO2 y H2O.
• En base a experimentos con animales Lavoisier propuso
que, la esencia de la respiración consiste en la
combinación del O inspirado del aire con el C e H de las
sustancias orgánicas dentro del cuerpo.
• Tanto la combustión como la respiración desprenden
calor, cuya cantidad puede ser medida.
• De esta manera, la combustión de azúcar fuera del
organismo –in vitro- y la oxidación del azúcar en el
organismo –in vivo- es posible representarla con la
misma igualdad química.
• C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O

20. • Era incomprensible, la oxidación lenta de los nutrientes- en el
organismo -de manera comparativa, la oxidación se produce a
baja tº sin aparición de llama.
• Además, en presencia del agua de los tejidos, → impide la
combustión. Esto indicaba que la oxidación lenta de las
sustancias orgánicas en el organismo, por su mecanismo, → se
diferenciaba sustancialmente de la combustión en el aire de la
leña, carbón y otras sustancias orgánicas, aunque los
productos finales de la combustión, sean en ambos casos CO2
Y H2O.
• La respiración tisular concluye con la formación de productos
finales del metabolismo: gas carbónico, agua, amoníaco etc.
• La respiración en los tejidos → liberación de energía en
cantidad significativa, la cual es utilizada por las células para el
cumplimiento de diversos tipos de trabajo fisiológico.

21. APLICACIONES DE LOS PROCESOS REDOX
TITULACIÓN REDOX
• Yodometría.- Se fundamenta en el uso de los titulantes, solución
de yodo y solución de tiosulfato de sodio. El yodo es un
oxidante débil, cuyo potencial normal de oxidorreducción del
sistema I2/2I = 0,54 v. De la igualdad I2 + 2e- =2I- se concluye
que el eq./ gr. del yodo es = a su P. At.
• El Na2S2O3 es el reductor, que se oxida con el yodo hasta
tetrationato de sodio.
• 2S2O32- + I2 = S4O62- + 2I-
• El potencial normal de oxidorreducción del sistema S4O62- /
2S2O32- = 0,17v
• De la igualdad 2S2O32- - 2e- ↔ S4O62- , se puede ver que el
gr. eq. de la masa del Na2S2O3 en esta reacción es igual a su
masa molecular relativa.

22. • Indicador en yodometría → solución acuosa de almidón. Por
combinación del yodo con el almidón → compuesto de
adsorción fuertemente coloreado de color azul.
• El indicador se añade solamente antes del término de la
titulación de la solución de yodo con la solución de Na2S2O3
debido a que a una concentración elevada de yodo se forma
un compuesto de adsorción entre el yodo y los gránulos de
almidón que difícilmente decolora.
• Con este método se analizan compuestos de carácter
reductor como: tiosulfato de sodio, ácido ascórbico,
metionina, isoniacida, furacilina, analgina entre otros.
• Con el método yodométrico se cuantifica las penicilinas en
forma de sales.

23. Permanganometría
• Método → uso del titulante solución de KMnO4 en medio
fuertemente ácido. Los iones MnO4- en medio ácido se
reducen →Mn2+.
• El potencial normal de oxidorreducción (E°) del par MnO4-
∕Mn2+ = 1,51v. De la igualdad:
• MnO4- + 8H+ + 5e- ↔ Mn2+ + 4H2O
• se concluye que la masa eq.del KMnO4 en medio fuertemente
ácido es igual a PM ∕ 5
• El indicador → la misma solución titulante, debido a que los
iones Mn2+ colorean a la solución incolora de color rosado
débil.
• El punto de eq. será cuando el reductor titulado se oxide
completamente, y la primera gota en exceso del titulante
coloree la solución de un color rosado débil.
• Con este método se determina cuantitativamente preparados
de farmacopea: peróxido de hidrógeno y sulfato ferroso.

24. Bromatometría
• Se fundamenta en el uso del titulante KBrO3, el cual en medio
ácido es un fuerte oxidante:
• BrO3- + 6H+ + 6e- → Br- + 3H2O
• Antes de la titulación suele añadirse KBr, el cual por
combinación con el bromato en medio ácido libera al bromo:
• BrO3- + 5Br - + 6H+ → 3Br2 + 3H2O
• El Br2 formado se utiliza como oxidante: Br2 + 2e- ↔ 2Br - .
• El eq./ gr. del KBrO3 es = masa/5
• El indicador en la bromatometría directa lo mas común son
los indicadores irreversibles especiales, por ejemplo, los
azocompuestos (anaranjado de metilo o rojo de metilo), los
cuales en su p/eq. se descomponen con el Br2, → decoloración
de la solución. La oxidación de estos indicadores es
irreversible

25. • Cuando se realiza una titulación inversa – o residual- , el
exceso de bromo se determina por yodometría :
• Br2 + 2KI = I2 + 2KBr
• I2 + 2NaS2O3 = 2NaI + Na2S4O6
• Este método → determinación cuantitativa de preparados
farmacéuticos de carácter reductor, por ej. isoniacida;
también, para la determinación cuantitativa de fenol,
resorcina, ácido salicílico, fenolftaleina, sinestrol y aminas
aromáticas primarias, por ejemplo: sulfanilamida.
• La determinación de fenoles y aminas aromáticas se basa en
las reacciones de desplazamiento –un hidrógeno es
reemplazado por un bromo- por bromación..

26. Cerimetría
• El método se fundamenta en el uso de una sal de
cerio (IV) → titulante -a menudo- sulfato de cerio
Ce(SO4)2 , → medio ácido es un fuerte oxidante,
aceptando un eˉ, el Ce(IV) se reduce a Ce3+:
• Ce4+ + 1e- → Ce3+; Eº = +1,44v
• El punto de eq. se puede determinar con solución
de difenilamina o ferroína entre otros indicadores,
también con el método potenciométrico. Con este
método se puede cuantificar tocoferol acetato y
sales de hierro (II) –sulfato, gluconato-, aminazina
(Farmacopea Internacional, II Ed.).

27. Obtención de metales
• Por procesos de reducción de sus minerales se obtiene
Al, Fe, Zn entre otros metales .
• Obtención del Fe, a partir de óxidos hematita (Fe2O3)
y la magnetita (Fe304); hidróxidos como limonita;
también siderita -o carbonato de hierro- (FeCO3).
• Estos minerales se encuentran combinados en rocas,
→ contienen elementos indeseados denominados
gangas. Parte de la ganga puede ser separada del
mineral de hierro antes de su envío a la siderurgia,
donde en los altos hornos → acción del CO, C. H2 y
agua vaporizada que ayuda a la generación de gases
• El Zn se obtiene por reducción del ZnS.

28. ENERGÍA Y PROCESOS REDOX.-
a) Producen energía eléctrica o calor las pilas y los
acumuladores, también la combustión de los
combustibles fósiles y líquidos inflamables.
b) Requieren de energía eléctrica o calor los
procesos de electrólisis, por ejemplo la
electrólisis del agua requiere de ácido sulfúrico y
electrodos de Pb.
CORROSIÓN DE LOS METALES.-
A nivel industrial se trata de evitar, la oxidación de
los metales inutiliza muchos artefactos y equipos.

29. Procesos avanzados de oxidación para la
descontaminación de aguas de diversos
origenes
• I: Las Tecnologías avanzadas de oxidación. (TAOs)
Procesos no fotoquímicos Ozonización en medio
alcalino (O3/OH-)Ozonización con peróxido de
hidrógeno(O3/H2O2)Procesos Fenton (Fe2+/H2O2) y
relacionados Oxidación electroquímica Radiólisis γ y
tratamiento con haces de eˉ Plasma no térmico Descarga
electrohidráulica – Ultrasonido
• Procesos fotoquímicos Oxidación en agua sub/y
supercrítica Procesos fotoquímicos Fotólisis del agua en
el UV de vacío(UVV)UV/ H2O2, UV/O3Foto-Fenton y
relacionadas Fotocatálisis heterogénea

30. • II: Ventajas de las Tecnologías avanzadas de oxidación.
• ● No sólo cambian de fase al contaminante (como
ocurre en el arrastre con aire o en el tratamiento con C
activado), sino que lo transforman químicamente.
• ● Generalmente se consigue la mineralización
completa (destrucción) del contaminante. En cambio,
las tecnologías convencionales, que no emplean
especies muy fuertemente oxidantes, no alcanzan a
oxidar completamente la materia orgánica.
• ● Usualmente no generan barros → requieren de un
proceso de tratamiento y/o disposición.
• ● Muy útiles para contaminantes refractarios que
resisten otros métodos de tratamiento,principalmente
el biológico

31. • .● Sirven para tratar contaminantes a muy baja conc. (por
ejemplo, ppb).
• ● No se forman subproductos de reacción, o se forman en baja
conc.
• ● Son ideales para disminuir la conc. de compuestos formados
por pretratamientos alternativos, como la desinfección.
• ● Generalmente, mejoran las propiedades organolépticas del
agua tratada.
• ● En muchos casos, consumen mucha menos energía que otros
métodos (por ejemplo, la incineración)
• .● Permiten transformar contaminantes refractarios en
productos tratables luego por métodos más económicos
→tratamiento biológico.
• ● Eliminan efectos sobre la salud de desinfectantes y
oxidantes residuales como el cloro.
•

32. Potenciales redox de algunos oxidantes
Especie Eº (V, 25°C)
Flúor 3,03
Radical hidroxilo 2,80
Oxígeno atómico 2,42
Ozono 2,07
Peróxido de hidrógeno 1,78
Radical perhidroxilo 1,70
Permanganato 1,68
Dióxido de cloro 1,57
Ácido hipocloroso 1,49
Cloro 1,36
Bromo 1,09
Yodo 0,54

33. Constantes de velocidad (k en L mol-1 s-1) del radical
hidroxilo en comparación con el ozono para algunos
compuestos orgánicos
Compuesto HO O3
Alquenos clorados 109-1011 10-1-103
Fenoles 109-1010 103
Aromáticos 108-1010 1-102
Cetonas 109-1010 1
Alcoholes 108-109 10-2-1
Alcanos 106-109 10-2