Este documento trata sobre las reacciones de transferencia de electrones. Explica conceptos clave como oxidación, reducción, oxidante, reductor y número de oxidación. También cubre cómo ajustar reacciones redox mediante el método del ion-electrón y cómo realizar valoraciones redox.

1. Tema 10.-Tema 10.-
Reacciones de transferencia de electrones

2. Las reacciones de oxidación-reducción son el fundamento de
innumerables procesos, algunos familiares como:
● Combustión del papel, la madera y los combustibles fósiles.
● Respiración celular.
● Acción de muchos blanqueadores para la ropa.
● Acción de numerosos conservantes de la industria
alimentaria.
● Funcionamiento de las baterías de coches y pilas.
● Corrosión de los metales.

3. 1. CONCEPTO DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN
Un proceso es de oxidación-reducción cuando en él se produce
transferencia o intercambio de electrones de unas sustancias a
otras; una sustancia CEDE electrones y otra los ACEPTA.
OXIDACIÓN: Pérdida de electrones (o aumento en el número de
oxidación).
Ej.: Cu Cu2+
+ 2 e-
REDUCCIÓN: Ganancia de electrones (o disminución en el
número de oxidación).
Ej.: Ag+
+ e-
Ag
Siempre que se produce una OXIDACIÓN debe producirse
SIMULTÁNEAMENTE una REDUCCIÓN.

4. OXIDANTE Y REDUCTOR
OXIDANTE: Es la sustancia capaz de oxidar a otra, con la que
ésta se reduce.
REDUCTOR: Es la sustancia capaz de reducir a otra, con lo que
ésta se oxida.
Ej.: Zn + 2 Ag+
Zn2+
+ Ag
Oxidación: Zn (reductor) Zn2+
+ 2 e-
Reducción: Ag+
(oxidante) + e-
Ag

5. 2. NÚMERO DE OXIDACIÓN
El número de oxidación es la carga que tendría un átomo si todos
sus enlaces fueran iónicos.
En el caso de enlaces covalentes polares habría que suponer que
la pareja de electrones compartidos están totalmente desplazados
hacia el elemento más electronegativo.
El número de oxidación no tiene porqué ser la carga real que tiene
un átomo, aunque a veces coincide.

6. 2. NÚMERO DE OXIDACIÓN
Reglas para determinar el número de oxidación de un átomo:
1.- El número de oxidación de todos los elementos puros en cualquier
forma alotrópica es cero.
2.- El hidrógeno tiene número de oxidación (+1) en la mayoría de los
compuestos, excepto en los hidruros (-1).
3.- El flúor es el elemento más electronegativo y siempre tiene número
de oxidación (-1), excepto cuando se une consigo mismo, en cuyo caso
es cero.

7. 2. NÚMERO DE OXIDACIÓN
Reglas para determinar el número de oxidación de un átomo:
4.- El oxígeno es, después del flúor, el elemento más electronegativo y
por lo tanto tiene el número de oxidación (-2), excepto en los peróxidos
(-1).
5.- El número de oxidación de los metales alcalinos (grupo 1) y
alcalinotérreos (grupo 2) es +1 y +2, respectivamente.
6.- En los iones poliatómicos la suma algebraica de los números de
oxidación será igual a la carga del ion.

8. 2. NÚMERO DE OXIDACIÓN
Reglas para determinar el número de oxidación de un átomo:
7.- En los compuestos la suma algebraica de los números de oxidación
de cada uno de los elementos será igual a cero.
Un proceso de OXIDACIÓN va acompañado de un AUMENTO
en el número de oxidación del elemento involucrado, mientras
que una DISMINUCIÓN en el número de oxidación
corresponde a una etapa de REDUCCIÓN.

9. PAUPAU
Formula, completa y ajusta las siguientes reacciones,
justificando de qué tipo son:
a) Cloruro de hidrógeno más amoniaco.
b) Carbonato de calcio más calor.
c) Cloro más sodio.
d) Ácido sulfúrico más zinc metal.

10. PAUPAU
a) HCl + NH3
NH4
Cl
Reacción ácido-base. No cambia ningún número de oxidación.
b) CaCO3
CaO + CO2
(DH < 0)
Reacción de descomposición. No cambia ningún número de
oxidación.
c) Na + ½ Cl2
NaCl
Reacción redox.
d) Zn + H2
SO4
ZnSO4
+ H2
Reacción redox.
0 0 +I -I
0 +I +VI -II +II +VI -II 0

11. 3. AJUSTE DE REACCIONES REDOX
(MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN)
Se basa en la conservación tanto de la masa como de la carga.
Ajustar una reacción redox consiste en poner coeficientes en cada
una de las sustancias que aparecen en la ecuación química para
conseguir que tanto el número de átomos de cada uno de los
elementos como las cargas eléctricas que aparezcan en los dos
miembros de la ecuación química sean iguales.

12. ETAPAS EN EL AJUSTE REDOX
Zn + AgNO3
Zn(NO3
)2
+ Ag
PRIMERA: Disociar los compuestos en sus iones (los que se
formarían en disolución acuosa).
Zn + Ag+
+ NO3
-
Zn2+
+ 2 NO3
-
+ Ag
SEGUNDA: Identificar los átomos que cambian su número de
oxidación.
Zn0
Zn2+
Ag+
Ag0

13. ETAPAS EN EL AJUSTE REDOX
TERCERA: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que
existan realmente en disolución ajustando el número de átomos.
Oxidación: Zn Zn2+
+ 2 e-
Reducción: Ag+
+ e-
Ag
Si en una disolución aparecen iones poliatómicos con oxígeno (por
ejemplo, SO4
2-
), el ajuste se complica pues aparecen también
iones H+
, OH-
y moléculas de H2
O.
En medio ácido:
– En el miembro de la reacción con menos oxígeno se añade una
molécula de agua por cada oxígeno que falte.
– Los átomos de hidrógeno introducidos con el agua en un miembro de la
reacción se ajustan con protones (H+
), en el miembro contrario.

14. ETAPAS EN EL AJUSTE REDOX
En medio básico:
– En el miembro de la reacción con exceso oxígeno se pone una molécula
de agua por cada oxígeno en exceso.
– El exceso de oxígeno y de hidrógeno introducido en ese miembro se
compensa con iones OH-
en el miembro contrario.
CUARTA: Ajustar el número de electrones de forma que al sumar
las dos semirreacciones, éstos desaparezcan.

15. ETAPAS EN EL AJUSTE REDOX
En el ejemplo se consigue multiplicando la segunda semirreacción
por 2.
Oxidación: Zn Zn2+
+ 2 e-
Reducción: 2 Ag+
+ 2 e-
2 Ag
Reacción global: Zn + 2 Ag+
+ 2 e-
Zn2+
+ 2 Ag + 2 e-
QUINTA: Escribir la reacción química completa utilizando los
coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no
intervienen directamente en la reacción redox (en el ejemplo, el ion
NO3
-
) y comprobando que toda la reacción queda ajustada.
Zn + 2 AgNO3
Zn(NO3
)2
+ 2 Ag

16. Ajuste redox en medio ácido:
KMnO4
+ H2
SO4
+ KI MnSO4
+ I2
+ K2
SO4
+ H2
O
PRIMERA: Disociar los compuestos en sus iones (los que se formarían en
disolución acuosa).
KMnO4
K+
+ MnO4
-
H2
SO4
H+
+ HSO4
-
KI K+
+ I-
MnSO4
Mn2+
+ SO4
2-
K2
SO4
2 K+
+ SO4
2-
I2
y H2
O están sin disociar.
EJEMPLOEJEMPLO

17. SEGUNDA: Identificar los átomos que cambian su estado de oxidación:
KMnO4
+ H2
SO4
+ KI MnSO4
+ I2
+ K2
SO4
+ H2
O
EJEMPLOEJEMPLO
+I +I +I+I +I0-II-II -II -II -II+VII +VI -I +II +VI +VI

18. TERCERA: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan
realmente en disolución ajustando el número de átomos:
OXIDACIÓN: 2 I-
I2
+ 2 e-
REDUCCIÓN: MnO4
-
+ 8 H+
+ 5 e-
Mn2+
+ 4 H2
O
CUARTA: Ajustar el número de electrones de forma que al sumar las dos
semirreacciones, éstos desaparezcan:
x5) 2 I-
I2
+ 2 e-
x2) MnO4
-
+ 8 H+
+ 5 e-
Mn2+
+ 4 H2
O
EJEMPLOEJEMPLO
R. global: 2 MnO4
-
+ 10 I-
+ 16 H+
+ 10 e-
2 Mn2+
+ 5 I2
+ 8H2
O + 10 e-

19. QUINTA: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes
hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en
la reacción redox:
Las 6 moléculas de K2
SO4
, sustancia que no interviene en la reacción redox, se
obtienen por tanteo.
EJEMPLOEJEMPLO
2 KMnO4
+ 10 KI + 8 H2
SO4
2 MnSO4
+ 5 I2
+ 6 K2
SO4
+8 H2
O

20. Ajuste redox en medio básico:
Cr2
(SO4
)3
+ KClO3
+ KOH K2
CrO4
+ KCl + K2
SO4
+ H2
O
PRIMERA: Disociar los compuestos en sus iones (los que se formarían en
disolución acuosa).
Cr2
(SO4
)3
2 Cr3+
+ 3 SO4
2-
KClO3
K+
+ ClO3
-
KOH K+
+ OH-
K2
CrO4
2 K+
+ CrO4
2-
KCl K+
+ Cl-
K2
SO4
2 K+
+ SO4
2-
H2
O está sin disociar.
EJEMPLOEJEMPLO

21. SEGUNDA: Identificar los átomos que cambian su estado de oxidación:
Cr2
(SO4
)3
+ KClO3
+ KOH K2
CrO4
+ KCl + K2
SO4
+ H2
O
EJEMPLOEJEMPLO
+III +I -I+I +I+I-II-II -II -II -II+VI +V -II +I +VI +I+I +VI

22. TERCERA: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan
realmente en disolución ajustando el número de átomos:
OXIDACIÓN: Cr3+
+ 8 OH-
CrO4
2-
+ 4 H2
O + 3 e-
REDUCCIÓN: ClO3
-
+ 3 H2
O + 6 e-
Cl-
+ 6 OH-
CUARTA: Ajustar el número de electrones de forma que al sumar las dos
semirreacciones, éstos desaparezcan:
x2) Cr3+
+ 8 OH-
CrO4
2-
+ 4 H2
O + 3 e-
ClO3
-
+ 3 H2
O + 6 e-
Cl-
+ 6 OH-
EJEMPLOEJEMPLO
R. global: 2 Cr3+
+ ClO3
-
+ 16 OH-
+ 3 H2
O + 6 e-
2 CrO4
2-
+ Cl-
+ 8 H2
O + 6 OH-
+ 6 e-
2 Cr3+
+ ClO3
-
+ 10 OH-
2 CrO4
2-
+ Cl-
+ 5H2
O

23. QUINTA: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes
hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en
la reacción redox:
Las 3 moléculas de K2
SO4
, sustancia que no interviene en la reacción redox, se
obtienen por tanteo.
EJEMPLOEJEMPLO
Cr2
(SO4
)3
+ KClO3
+ 10 OH-
2 K2
CrO4
+ KCl + 3 K2
SO4
+ 5 H2
O

24. 4. VALORACIÓN REDOX
Es similar a la valoración ácido-base.
Hay que determinar el número de moles de la especie oxidante y
reductora, las cuales reaccionan entre sí.
El número de moles de electrones que pierde el oxidante es igual
a los que gana el reductor.
Si “a” es el número de electrones que captura el oxidante y “b” los
que pierde el reductor, sabremos que “a” moles de reductor
reaccionan con “b” moles de oxidante.
VOX
· [OXIDANTE] · b (nº e-
perd.) = VRED
· [REDUCTOR] · a (nº e-
gan.)

25. 4. VALORACIÓN REDOX
Para calcular la masa equivalente de una sustancia oxidante o
reductora hay que dividir su masa molecular por el número de
electrones ganados o perdidos:
Meq
=
De esta manera:
neq
(oxidante) = neq
(reductora)
Para saber cual es la masa equivalente, además de saber de qué
sustancia se trata, es necesario conocer en qué sustancia se
transforma (semirreacción).
M
nº de electrones

26. Se valoran 50 mL de una disolución de FeSO4
acidulada con
H2
SO4
con 30 mL de KMnO4
0,25 M. ¿Cuál será la concentración
del FeSO4
si el MnO4
-
pasa a Mn2+
?
REDUCCIÓN: MnO4
-
+ 8 H+
+ 5 e-
Mn2+
+ 4 H2
O
OXIDACIÓN: Fe2+
Fe3+
+ e-
En el punto de equivalencia:
V(KMnO4
) · [KMnO4
] · 5 = V(FeSO4
) · [FeSO4
] · 1
[FeSO4
] = = 0,75 M
EJEMPLOEJEMPLO
30 mL · 0,25 M · 5
50 mL · 1