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x al número de oxidación del azufre y aplicamos la 
regla dada:
b.  El hidrógeno tiene número de oxidación +1 y el oxígeno, −2. Llamamos x al del nitrógeno y, a continua-
ción, aplicamos la regla:
c.  El potasio tiene número de oxidación +1 y el oxígeno, −2. Llamamos x al del azufre y procedemos como antes:
d.  La carga total del ion carbonato es −2. Por tanto:
e.  Carga total del ion perclorato −1
Ejem
plo 7
+1   x   -2
H N O
3
+ 1 + x + 3(−2) = 0 
de donde x = + 5
K
2
 SO
4
2(+1) + x + 4(−2) = 0
de donde x = + 6
x  -2
CO
2-
x + 3(−2) = −2
de donde x = + 4
3
ClO
-
x + 4(−2) = −1
de donde x = + 7
4
SO
2
x + 2(−2) = 0 
de donde x = + 4
3. 
Determina el número de oxidación de cada elemento en las siguientes especies químicas molecula-
res o iónicas:
H
2
O, Al
2
S
3
, NaNO
2
, H
2
SO
3
, SrMnO
4
, AlPO
4
, Rb
3
,BO
3
, IO
-
3
,
 
SiO
2-
, PO
3-
Número de oxidación
y reacciones químicas
En las reacciones químicas el núme-
ro de electrones ganados por algu-
nos átomos coincide con el número 
de electrones cedidos por otros, de 
manera que el balance total del 
cambio es cero.
y también:
M
BIÉ
N
•  
El oxígeno emplea comúnmente el número de oxidación -2.
•  
El hidrógeno utiliza habitualmente el número de oxidación +1. Solo en los hidruros utiliza el 
número de oxidación -1.
•  
La suma algebraica de todos los números de oxidación de los átomos que intervienen en 
la fórmula de una sustancia neutra debe ser cero.
• 
 En los iones poliatómicos esta suma debe ser igual a la carga total, positiva o negativa, 
del ion.
Puesto que el oxígeno y el hidrógeno forman parte de muchos compuestos, la asignación 
de sus números de oxidación permite determinar el número de oxidación de los otros ele-
mentos del compuesto.
A
ctividades
+1    x  -2
x  -2
x  -2

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
59
2.3 Reacciones de oxidación y reducción
En la formación de los compuestos iónicos es fácil apreciar la transferencia de electrones 
entre dos elementos. Esto es precisamente lo que caracteriza a estas reacciones como de 
oxidación-reducción.
Sin embargo, en la mayor parte de las reacciones, no es sencillo advertir dicha transferencia 
electrónica; así sucede especialmente entre sustancias covalentes. Por este motivo, se adopta 
un criterio más claro que permite identificar fácilmente las reacciones de oxidación-reducción.
Reacciones de oxidación-reducción
, o 
reacciones redox
, son los procesos químicos en los que 
tiene lugar alguna variación en el número de oxidación de los elementos. Esta variación es la 
consecuencia de la transferencia real o aparente de electrones.
Por ejemplo, dada la reacción H
2
 (g) + Cl
2
 (g) → 2 HCl (g), si asignamos números de oxida-
ción a todos los elementos, obtenemos:
H
2
 (g) + Cl
2
 (g) → 2 HCl (g)
+1 −1
0
0

 
Agente reductor 
es la sustancia que con-
tiene el elemento cuyo número de oxida-
ción aumenta. Este elemento se oxida re-
duciendo a otro.
• 
Agente oxidante
 es la sustancia que con-
tiene el elemento cuyo número de oxida-
ción disminuye. Este elemento se reduce 
oxidando a otro.
• 
Semirreacción de oxidación
 es el proceso 
en que un elemento aumenta su número 
de oxidación, lo que equivale a una pér-
dida real o aparente de electrones.
•  
S
emirreacción de reducción
 es el proceso 
en que un elemento disminuye su número 
de oxidación, lo que equivale a una ga-
nancia real o aparente de electrones.
H
2
 (g) + Cl
2
 (g) → 2 HCl (g)
+1 −1
0
0
reductor
oxidación
oxidante
reducción
http://goo.gl/KYmNxu
•  
El número de oxidación del hidrógeno varía de 
0 a +1. Este hecho equivale a decir que cada 
átomo de hidrógeno ha perdido un electrón, 
por lo que decimos que el hidrógeno es el 
agente reductor y que se ha oxidado.
•  
El número de oxidación del cloro ha varia-
do de 0 a −1. Este hecho equivale a decir 
que cada átomo de cloro ha ganado un 
electrón, por lo que decimos que el cloro es 
el agente oxidante y que se ha reducido.

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
60
La denominación general reacciones redox incluye un gran 
número de transformaciones químicas de especial importan-
cia práctica, como la combustión de muchas sustancias, la 
oxidación de los metales al aire, la obtención de metales y no 
metales a partir de sus minerales, los procesos electrolíticos, la 
producción de energía eléctrica en las pilas, etc.
En la actualidad, los conceptos de oxidación y reducción no 
se limitan al aumento o disminución del contenido de oxíge-
no, más bien incluye todos los procesos en que tiene lugar, 
real o aparentemente, una transferencia de electrones.
Consideremos, por ejemplo, la reacción de síntesis del fluoru-
ro de magnesio, MgF
2
, a partir de sus elementos:
Mg (s) + F

(g) → MgF
2
 (s)
El producto formado es el resultado final de la transferencia 
de electrones que ha tenido lugar en dos semirreacciones 
simultáneas:

  Semirreacción de oxidación: El Mg cede sus dos electro-
nes de valencia. Por lo tanto, decimos que se ha oxidado:
Mg → Mg
2+
 + 2 e
-

  Semirreacción de reducción: A los dos electrones cedidos 
por el magnesio los reciben los dos átomos de flúor. Cada 
átomo  F recibe un electrón. Decimos que el flúor se ha 
reducido. 
F
2
 + 2 e

 → 2 F


  
La reacción global
 es la suma de las dos semirreacciones:
Mg + F
2
 → Mg
2+
 + 2F
-
 → MgF
2

  El magnesio recibe el nombre de 
reductor
 porque, al ce-
der electrones y oxidarse, provoca la reducción del flúor.
Transferencia de 2 e

Mg 
(reductor)
Mg
2+
 
(forma oxidada 
del reductor)
2 F
-
 
(forma 
reducida 
del oxidante)
Semirreacción 
de oxidación
F
2
 
(oxidante)
Semirreacción 
de reducción
El número de electrones cedidos por 
el reductor es igual al número de 
electrones recibidos por el oxidante.
+
+
Tradicionalmente, los términos oxidación y 
reducción
 se han utilizado de forma muy 
limitada para describir los siguientes pro-
cesos:
Oxidación
 es la reacción en que un ele-
mento se combina con el oxígeno, o un 
compuesto aumenta su contenido en 
oxígeno.
Ejemplos:
C (s) + O

(g) → CO
2
 (g)
2 FeO (s) + 
 O
2
 (g) → Fe
2
O
3
 (s)
Reducción
 es la reacción en que un com-
puesto pierde oxígeno, o un elemento se 
combina con el hidrógeno.
Ejemplos:
Fe
2
O
3
 (s) + 3 CO (g) → 2 Fe (s) + 3 CO
2
 (g)
2 Na (s) + H
2
 (g) → 2 NaH (s)
y también:
M
BIÉ
N
Aumenta el número de oxida-
ción.
Se oxida.
Disminuye el número de oxi-
dación.
Se reduce.
Cesión de elec-
trones
reductor
oxidante

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
61
Las reacciones redox y las reacciones ácido-base presentan algunas semejanzas. En estas 
últimas llamábamos pares conjugados ácido-base a un ácido y su base conjugada o bien 
a una base y su ácido conjugado. En las reacciones redox se cumple que:
• 
El agente oxidante y su forma reducida forman un par conjugado redox. La forma redu-
cida es el reductor conjugado.

  El agente reductor y su forma oxidada forman un par conjugado redox. La forma oxida-
da es el oxidante conjugado.
H
2
 +  Cl
2
 
→ 
2H
+
 

2 Cl
-
reductor
par redox
par redox
oxidante
oxidante 
conjugado
reductor 
conjugado
Las semirreacciones son:
Sumando las dos reacciones obtendremos la reacción global.
2e
-
 + Cl
0
 + H
0
 → 2H
1+
 + 2Cl
1-
 + 2e
-
 Cl
0
 + H
0
 → 2H
1+
 + 2Cl
1-
Obtengamos las semireacciones y reacción global:
semirreacción de oxidación
semirreacción de reducción
Cuanto más fuerte es un agente reduc-
tor, es decir, cuanto mayor es su tenden-
cia a ceder electrones, más débil es su 
oxidante conjugado, o sea, menor es la 
tendencia de este a recibir electrones.
De igual modo, cuanto más fuerte es un 
agente oxidante, más débil es su reduc-
tor conjugado.
y también:
M
BIÉ
N

  Al flúor lo denominamos 
oxidante
 porque, al recibir elec-
trones y reducirse, provoca la oxidación del magnesio.
Generalizando, podemos decir:
Reacción de oxidación-reducción
 es aquella que tiene lu-
gar mediante transferencia de electrones.
Oxidación
 es el proceso de pérdida de electrones por parte 
de un reductor.
Reducción
 es el proceso de ganancia de electrones por 
parte de un oxidante.
2
2
2
2
Ejem
plo 8
Siempre que haya el mismo número de electrones en las semirreacciones el ejercicio está bien. 
Si se da el caso que tenga diferente número de electrones, debemos multiplicar por un factor 
para que coincida el número de electrones en las dos semirreacciones. 
H → 2H + 2e
-
Cl + 2e
-
 → 2Cl
+1
0
0
-1
2
2

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
62
Para la resolución de ejercicios de reacciones de oxidación y reducción debemos seguir una serie de pasos.
Paso 1: Balanceamos o verificamos que la ecuación esté balanceada. 
Fe + O
2
 → Fe
3+
 + 2O
2-
Paso 2: Colocamos las cargas de todos los elementos de la reacción.
Fe
 
+ O
2
 → Fe
3+
 + 2O
2-
Paso 3: Identificamos al átomo que se oxida y al que se reduce con base en el análisis de transferencia 
de electrones de las semirreacciones. 
Fe 
→ Fe + 3e
-
0
+3
Pierde e
-
Un átomo de Fe
0
 
se oxida
 y 
pierde tres electrones
.
2O + 4e
-
 
→ O
2
0
-2
Gana e
-
Dos átomos de O
2-
 
se reducen
 y 
ganan cuatro electrones
.
Paso 4: Verificamos que el número de electrones en las semirreaccio-
nes sea el mismo. De no ser así, multiplicamos por un factor para que 
coincida el número de electrones en ambas reacciones.
 
Semirreacción de oxidación
:
Fe
0
 → Fe
3+
 + 3e
-
 
Multiplicamos por 4: 
4Fe
0
 → 4Fe
3+
 + 12e
-
 
Semirreacción de reducción
:
4e
-
 + O
0
 → 2O
2-
 
Multiplicamos por 3: 
12e
-
 + 3O
0
 → 6O
2-
Paso 5: Sumamos las semirreacciones y obtenemos la reacción 
global.
4Fe
0
 → 4Fe
3+
 + 12e
-
12e
-
 + 3O
2
0
 → 6O
2-
12e
-
 + 4Fe
0
 + 3O
2
0
 → 4Fe
3+
 + 6O
2-
 + 12e
-
Reacción global: 4Fe
0
 + 3O
2
0
 → 4Fe
3+
 + 6O
2-
y también:
M
BIÉ
N
2
2
Ejem
plo 9
Las reacciones redox o de oxido-re-
ducción son de gran importancia 
en los  procesos metabólicos como 
la fotosíntesis y la respiración aero-
bia. En dichos procesos existe una 
cadena transportadora de elec-
trones que permiten la producción 
de trifosfato de adenosina (ATP), 
nucleótido importante en la obten-
ción de energía celular. 

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
63
Asignemos el número de oxidación a cada elemento e identifiquemos la oxidación y la reducción, 
el oxidante y el reductor, así como el reductor conjugado y el oxidante conjugado en las siguientes 
reacciones redox:
Ejem
plo 1
0
a.  Los números de oxidación de cada elemento 
son:
b. Los números de oxidación de cada elemento 
son:
Observamos que el Fe varía su número de oxida-
ción de +3 a 0, luego se reduce; el Fe
2
O
3
 es el agen-
te oxidante y el Fe es su reductor conjugado.
El número de oxidación del C varía de +2 a +4, luego 
se oxida; el CO es el agente reductor y el CO
2
 es su 
oxidante conjugado.
Algunos átomos de N del NO
2
 varían su número de 
oxidación de +4 a +5 oxidándose, mientras que otros 
varían de +4 a +2 reduciéndose.
Se trata de una reacción de autooxidación-reducción, 
dismutación o desproporción, unas moléculas de NO
2
 
son el agente oxidante y otras moléculas son el agente 
reductor.
Fe
2
O
3
 (s) + 3 CO (g) → 2 Fe (s) + 3 CO
2
 (g)
3 NO
2
 (g) + H
2
O (l) → 2 HNO
3
 (aq) + NO (g)
3 NO
2
 (g) + H
2
O (l) → 2 HNO
3
 (aq) + NO (g)
Fe
2
O
3
 (s) + 3 CO (g) → 2 Fe (s) + 3 CO
2
 (g)
+3        -2
+2 -2
+4 -2
0
oxidante
oxidante
oxidación
reducción
reductor
reductor
conjugado
conjugado
Fe
2
O
3
 (s) + 3 CO (g) → 2 Fe (s) + 3 CO
2
 (g)
+1 +
5 -2
+2 -2
3 NO
2
 (g) + H
2
O (l) → 2 HNO
3
 (aq) + NO (g)
oxidación
oxidante
reductor
oxidante
conjugado
reductor
conjugado
reducción
2(Fe
3+
 + 3e
-
 → 2Fe
0
)
3C
2+ 
→ 3C
4+ 
+ 6e
-
3N
4+
 + 6e
-
 → N
2+
3(3N
4+ 
→ 2N
5+ 
+ 2e
-
)
12N
4+
 → 6N
+5 
+ N
+2
2Fe
3+
 + 3C
2+
 → 4Fe

+ 3C
4+
3N
4+
 + 6e
-
 → N
2+
9N
4+ 
→ 6N
5+ 
+ 6e
-
2Fe
3+
 + 6e
-
 → 4Fe
0
3C
2+ 
→ 3C
4+ 
+ 6e
-
Reacción global
Reacción global
A
ctividades
5.  Razona si es correcta o no la frase siguiente: «No 
es posible la reducción de un agente oxidante si 
al mismo tiempo no se oxida un agente reductor».
6.  El carácter oxidante de los halógenos aumenta 
de este modo: I
2
 < Br
2
 < Cl
2
 < F
2

Indica cuáles 
son los reductores conjugados correspondientes 

ordénalos según el orden creciente de su ca-
rácter reductor.
7.  En cada una de las siguientes reacciones re-
dox, 
asigna el número de oxidación a cada 
elemento e 
identifica la oxidación, la reduc-
ción, el agente oxidante y el agente reductor.
a.  2 KClO
3
 → 2 KCl + 3 O
2
b.  Zn + CuSO
4
 → ZnSO
4
 + Cu
c.   4 NH
3
 + 3 O
2
 → 2 N
2
 + 6 H
2
O
d.  2 FeCl
2
 + Cl
2
 → 2 FeCl
3
e.   2 AgNO
3
 + Cu → Cu(NO
3
)
2
 + 2 Ag
f.   2 Cu(NO
3
)
2
 → 2 CuO + 4 NO
2
 + O
2
4. 
Asigna el número de oxidación a cada uno de 
los elementos en las siguientes especies químicas:
SO
2
, K
2
Cr
2
O
7
, H
2
CO
3
, CH
2
O, MnO
2
, Na
2
SO
4
, CH
4
, NO
-
2

CrO    , SO    .
3
2-
4
2-
+4 -2
+1  -2
+3        -2
+2 -2
+4 -2
0
+1 +
5 -2
+2 -2
+4 -2
+1    -2

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
64
Balanceo de ecuaciones redox
El ajuste de las ecuaciones de oxidación-reducción suele presen-
tar mayor dificultad que el resto de las ecuaciones químicas. 
Como en toda ecuación, debe realizarse un balance de masas 
que asegure que en los dos miembros de la ecuación haya el 
mismo número de átomos de cada elemento. 
Además, es preciso efectuar un balance de cargas cuyo fin es 
lograr que el número de electrones cedidos en la oxidación del 
reductor sea igual que el de los electrones ganados en la reduc-
ción del oxidante.
Para satisfacer este doble balance podemos seguir el método del 
ion-electrón. Este se desarrolla siguiendo una serie de pasos como 
se muestra en el siguiente ejemplo:
HNO
3
 + HI → NO + I
2
 + H
2
O
Por comodidad, es costumbre 
escribir H
+
 para referirnos al ion 
hidrógeno en las reacciones de 
oxidación-reducción.
Ya sabemos que en realidad 
este ion en disolución acuosa 
está hidratado formando, al 
menos, la especie H
3
O
+
, el ion 
hidronio.
Ácido nítrico (HNO
3
)
El nitrógeno gaseoso constituye 
el 78% del aire atmosférico.
y también:
M
BIÉ
N
Paso 2: Identificamos las semirreacciones de oxidación y de re-
ducción y escribimos cada una por separado.
El  I

 se transforma en I
2
 pasando su número de oxidación de  
-1 a 
0, el I
-
 se oxida a I
2
.
Semirreacción de oxidación
: I
-
 
→ I
2
El NO
-
3
 se transforma en NO variando el número de oxidación del 
N de 
+5 a +2, el N se reduce.
Semirreacción de reducción
: NO
-
3
 → NO
Paso 3: Ajustamos los átomos de cada elemento, excepto hidróge-
no y oxígeno que requieren un ajuste especial.
Balanceamos el número de átomos de yodo: 2 I
-
 → I
2
.
Paso 4: 
Ajustamos el número de átomos de oxígeno.
En disolución ácida por cada átomo de oxígeno que falta se aña-
de una molécula de agua. 
En disolución básica por cada átomo de oxígeno que falte, añadi-
mos dos iones OH

 y, al otro miembro, una molécula de H
2
O.
NO
3
-
 → NO
 
+ 2 H
2
O
Paso 1: Escribimos la ecuación redox en forma iónica, teniendo en 
cuenta que solo se disocian los ácidos, las sales y los hidróxidos.
Disociamos en iones los ácidos nítrico y yodhídrico:
H
+
 + NO

3
 + H
+
 + I

 → NO + I
2
 + H
2
O
http://goo.g
l/eJinjv
http://goo.g
l/S2Sa7V
+1
+1
-1
+2 -2
0
-2
+5

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
65
Ejem
plo 1
1
Paso 5: Balanceamos los átomos de hidrógeno.
En disolución ácida, por cada átomo de hidrógeno que falte, añadimos un ion H
+
.
En disolución básica, por cada átomo de hidrógeno que falte, añadimos una molécula de H
2
O y, al 
otro miembro, un ion OH
-
.
En la misma semirreacción ajustamos los átomos de hidrógeno añadiendo cuatro iones H + al primer 
miembro.
NO
-
 + 4H
+
 → NO + 2H
2
O
Paso 6: Para ajustar las cargas añadimos los electrones necesarios para que el número de cargas en 
los dos miembros de cada semirreacción sea el mismo.
Paso 7: Igualamos el número de electrones en las dos semirreacciones.
Multiplicamos la oxidación por 3 y la reducción por 2:
6I


 
3I
2
+ 6e

2NO


+ 8H

+ 6e

→ 2NO + 4H
2
O
Paso 8: Sumamos las dos semirreacciones para obtener la reacción iónica global:
2 HNO

+ 6 HI
 
→ 2NO + 3 I

+ 4 H
2
O
La respuesta está en medio ácido, porque en la ecuación global están presentes iones hidronio (H
+
).
¿Cómo pasar de un medio ácido a un medio básico y viceversa?
Paso 1: Agregamos el equivalente de iones hidronio (H
+
) o iones hidroxilo (OH
-
) en ambos lados de la 
ecuación.
Continuando con el ejemplo anterior.
2NO
3
-
 + 8H
+
 + 6I
-
 → 2NO + 3I
2
 + 4H
2
O
8OH

+ 8H
+
 +2NO
3
-
 + 6I
-
 → 2NO + 3I
2
 + 4H
2
O + 8OH
-
Paso 2: En el lado de la ecuación que haya iones hidronio (H
+
) y iones hidroxilo (OH
-
), formamos moléculas 
de agua.
8H
2
O + 2NO
3
-
 + 6I
-
 → 2NO + 3I
2
 + 4H
2
O + 8OH
-
Paso 3: Simplificamos las moléculas de agua.
8H
2
O +2NO
3
-
 + 6I
-
 → 2NO + 3I
2
 + 4H
2
O + 8OH
-
La ecuación está en medio básico porque en la ecuación están presentes iones hidroxilo (OH
-
).
4H
2
O +2NO
3
-
 + 6I
-
 → 2NO + 3I
2
 + 8OH
-
3
3
semirreacción de oxidación
semirreacción de reducción
2I
-
 → I
2
 + 2e
-
NO
-
 
+ 4H

+3e

→ NO + 2H
2
O

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
66
A la reacción del hierro (Fe) con el ion dricromato (Cr
2
O
7
2-
) la 
representamos por la siguiente reacción.
Fe
2+ 
+ Cr
2
O
7
2-
 → Fe
3+
 + Cr
3+
Escribimos las semirreacciones de oxidación y de reducción, la 
ecuación iónica balanceada en medio ácido y en medio básico.
Oxidación:  
Fe
2+
 → Fe
3+
Reducción:  
Cr
2
+6O
7
 → Cr
3+
Semirreacción de oxidación

Fe
+2
 → Fe
+3
 + e
-
Semirreacción de reducción
:
Cr
2
O
7
-2
 → Cr
+3
 + 7H
2
O
14H
+
 + Cr
2
O
7
2-
 → Cr
3+
 + 7H
2
O
14H
+
 + Cr
2
O
7
2-
 + 6 e
-
 → Cr
3+
 + 7H
2
O
Sumamos las reacciones.
6 (Fe
2+
 → Fe
3+
 + e
-
)
14H
+
 + Cr
2
O
7
2-
 + 6e
-
 → Cr
3+ 
+ 7H
2
O
6Fe
2+
 → 6Fe
3+
 + 6e
-
14H
+
 + Cr
2
O
7
2-
 + 6e
-
 → Cr
3+
 + 7H
2
O
14H
+
 + Cr
2
O
7
2-
 + 6Fe
2+
 → Cr
3+
 + 7H
2
O + 6Fe
3+
Ecuación en medio ácido:
14H
+
 + Cr
2
O
7
2-
 + 6Fe
2+
 → Cr
3+
 + 7H
2
O + 6Fe
3+
14OH
-
 + 14H
+
 + Cr
2
O
7
2-
 + 6Fe
2+
 → Cr
3+
 + 7H
2
O + 6Fe
3+
 + 14OH
-
14H
2
O + Cr
2
O
7
2-
 + 6Fe
2+
 → Cr
3+
 + 
7H
2
O + 6Fe
3+
 + 14OH
-
7H
2
O + Cr
2
O
7
2-
 + 6Fe
2+
 → Cr
3+
 + 6Fe
3+
 + 14OH
-
Ecuación en medio básico: 
7H
2
O + Cr
2
O
7
2-
 + 6Fe
2+
 → Cr
3+
 + 6Fe
3+
 + 14OH
-
Ejem
plo 1
2
A
ctividades
8. 
Ajusta las siguientes ecuaciones que corresponden a reacciones redox en medio ácido:
 a. Na
2
SO
4
 + C → CO
2
 + Na
2
S
 b. HCl + K
2
Cr
2
O

→ Cl
2
 + CrCl

+ KCl
 c. KMnO
4
 + HCl → Cl
2
 + MnCl
2
 + KCl
 d. KMnO
4
 + FeSO
4
 + H
2
SO
4
 → MnSO
4
 + Fe
2
(SO
4
)
3
 + K
2
SO
4
 e. MnO
-
4
 + SO
2
 → Mn
2+
 + HSO
-
4
y también:
M
BIÉ
N
Una sustancia que en determina-
da reacción actúa como oxidante 
puede actuar en otra como reduc-
tor, dependiendo de la sustancia 
con la que reacciona. Expresamos 
este hecho diciendo que el carác-
ter oxidante y el carácter reductor 
son relativos.
Por ejemplo, el nitrógeno, N
2
, pue-
de actuar como oxidante redu-
ciéndose a NH
3
, o bien puede 
actuar como reductor oxidándose  
a NO. 
Reductor
N
2
 + O
2   
 →   2 NO
0 se reduce. -3
Oxidante
N
2
 + 3 H
2
 → 2 NH
3
0 se oxida. +2
2-

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
67
Cálculos estequiométricos de reacciones óxido reducción
Las reacciones de óxido reducción son reacciones en las que hay transferencia de electro-
nes, pero también se pueden realizar conversiones a partir de gramos, moles, moléculas o 
rendimiento de reacción. 
 
 
Dada la siguiente reacción de óxido reducción:
2MnO
4
-
 + 5H
2
O
2
 + 6H
+
 
 5O
2
 + 2Mn
+2
 + 8H
2
O
a.  En 79 gramos de agua oxigenada (H
2
O
2
), ¿cuántos moles de agua se pueden formar?
1 mol H
2
O
2
34 g de H
2
O
2
8 moles de H
2
O
5 mol H
2
O
2
79 g H
2
O
2
 ×
×
= 3,71 moles de H
2
O
b.  Si tenemos veinte gramos de permanganato de sodio, ¿cuántos gramos de agua se van a producir?
Se van a producir 9,11 gramos de agua.
Ejem
plo 1
3
2MnO
4
-
 + 16H
+
 + 5C
2
O
4
2-
 → 2Mn
2+
 + 10CO
2
 + 8H
2
O
a.  Se producen diez gramos de CO
2
 con un rendimiento del 89,26%. ¿Cuántos moles de permanga-
nato se utilizaron inicialmente para obtener este rendimiento? 
Se parte de la fórmula del rendimiento reemplazando los datos que tenemos:
rendimiento real
rendimiento teórico
Rendimiento =
× 100%
10 g de CO
2
rendimiento teórico
89,25% =
× 100%
Rendimiento teórico = 11,20 g de CO
2
1 mol CO
2
2 mol MnO
4
-
44 g de CO
2
10 mol CO
2
11,20 g CO
2
  ×
  ×
= 0,05 moles de MnO
4
-
  
Ejem
plo 1
4
1 mol KMnO
4
1 mol MnO
4
-
8 mol H
2
O
18 g H
2
O
157,95 g de KMnO
4
1 mol KMnO
4
2 mol MnO
4
-
1 mol H
2
O
20 g KMnO
4
 ×
×
×
×
= 9,11 g H
2
O
Dada la siguiente ecuación:

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
68
Ejem
plo 1
5
Un metal alcalinotérreo reacciona con O
2
 en una reacción en la que se transfieren electrones. Si veinte gra-
mos de este metal se utilizó para producir 0,22 moles de producto. Determinemos, ¿de qué elemento se trata?
Lo primero que se realiza es plantear la reacción, tomando en cuenta que los metales alcalinotérreos 
tienen carga +2. Al ser un metal desconocido tenemos X
+2
.
Cuando este metal reacciona con oxígeno se forma:   
X
2
O
2
 = XO
Con base en lo descrito, la ecuación queda:  X
+2
 + O
2
 → XO.
Pero toda ecuación debe estar balanceada:   2X
+2
 + O
2
 → 2XO.
Sabemos que con veinte gramos del metal se producen 0,22 moles de XO, de modo que el planteamiento 
de la estequiometría es: 
2 mol XO
1 mol X
+2
2 mol X
+2
Y g X
+2
 ×
20 g de X
+2
   × 
= 0,22 moles de XO
Y = 87,62 g → el metal puede ser Sr
2+
b.  El porcentaje de oxalato en un sólido es del 33%. Si se utilizó setenta gramos de este sólido, 
¿cuánto CO
2
 en gramos se puede producir?
33%
2 mol MnO
4
-
100%
10 mol CO
2
70 g   ×
  ×
= 23,1 g C
2
O
4
-2
10 mol CO
2
1 mol C
2
O
4
-2
44 g CO
2
5 mol C
2
O
4
-2
88 g de C
2
O
4
-2
1 mol CO
2
 ×
23,1 g C
2
O
4
-2
  × 
 ×
= 23,1 g CO
2
También podemos realizar ejercicios de identificación de elementos desconocidos en una ecua-
ción de óxido reducción. 
A
ctividades
9. 
Ajusta las ecuaciones siguientes que corresponden a reacciones redox en medio básico:
 a. 
N
2
O

+ Br

→ NO
-
2  
+ BrO
-
3
 e. 
Cr(OH)

+ KIO

→ KI +K
2
CrO
4
 b. 
KI + KCIO

→ I

+ KCI + KOH 
f.  BaO
2
 + HCl ↔ BaCl
2
 + H
2
O
2
 
c.  H
2
SO
4
 + NaCl ↔ Na
2
SO
4
 + HCl 
g.  Ag
2
SO

+ NaCl ↔ Na
2
SO
4
 + AgCl
 d. 
 HCl + MnO
2
 ↔ MnCl
2
 + H
2
0 + Cl
2
 
h.  H
2
SO
4
 + C ↔ H
2
0 + SO
2
 + CO
2
10. El permanganato de potasio, en medio ácido, es capaz de oxidar al sulfuro de hidrógeno a azufre 
elemental, S, y el permanganato pasa a ion manganeso (II). Indica el oxidante, el reductor, la especie 
que se oxida y la que se reduce, 
ajusta la reacción y escríbela en forma molecular.

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
69
2.4.  Celdas galvánicas
En una reacción de oxidación-reducción podemos observar que hay transferencia de 
electrones. La cantidad de electrones que se mueven depende de la semirreacción 
que se esté llevando a cabo. 
Por ejemplo, si tenemos la oxidación del Cinc, conjuntamente con la reducción del 
cobre, la reacción sería:
Zn (s) + Cu
2+ 
(aq) → Zn
2+ 
(aq) + Cu (s)
Oxidación del Zn (s):
Reducción del Cu
2+ 
(aq):
Reacción global:
Zn (s) → Zn
2+ 
(aq) + 2e
-
Cu
2+ 
(aq) + 2e

→ Cu (s)
Los componentes de la pila de Daniell que se 
muestra en la figura, son:
•  
Un 
electrodo
 de cinc, es decir, una lámina de 
este metal. La lámina se introduce en una disolu-
ción acuosa de una sal soluble de Zn, ZnSO
4

  En este electrodo, que es el polo 
negativo
, deno-
minado 
ánodo
, tiene lugar la 
oxidación
. Esto se 
comprueba fácilmente, ya que durante el pro-
ceso disminuye la masa del metal por disolución 
de esta.
 Pila Daniell.
Zn (s) → Zn
2+
 (aq) + 2 e
-
•  
Un 
electrodo
 de cobre, constituido por una lámina de este metal, que se sumerge en 
una disolución de una sal soluble de Cu
2+
, CuSO
4

  En este electrodo que es el polo 
positivo
, llamado 
cátodo
, tiene lugar la 
reducción

lo que se puede comprobar, ya que durante el proceso aumenta la masa de cobre.
Cu
2+
 (aq) + 2 e
-
 → Cu (s)
La forma oxidada, Cu
2+
, y la forma reducida, Cu, forman un par redox.
•  
Un 
conductor externo
 metálico que permite el flujo constante de los electrones des-
de el ánodo hacia el cátodo.
1.103
flujo de
electrones
voltimetro
puente salino
KCI  (ac)
ZnSO
4
(ac)
CuSO
4
(ac)
Ánodo
-
Zn
Cu
Cátodo
+
La forma reducida, Zn, y la forma oxidada, 
Zn
2+
, constituyen un par redox.
Una pila voltaica es un dispositivo que permite producir una corriente eléctrica a 
partir de una reacción de oxidación-reducción espontánea. 

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
70
• 
El 
voltímetro intercalado
 mide la fuerza electromotriz de la pila (fem), es decir, la dife-
rencia de potencial entre los electrodos, responsable del flujo de electrones. Esta fuerza 
electromotriz, no solo depende de la naturaleza de los electrodos, sino también de la 
concentración de las disoluciones electrolíticas y de su temperatura. 
 
Cuanto mayor es el potencial de la pila, mayor es su capacidad para producir un flujo 
constante de electrones.
• 
Un 
puente salino
 que contiene una disolución de un electrolito inerte para los procesos 
de la pila, como es el cloruro de potasio, KCl. Su misión es cerrar el circuito y mantener 
constante la neutralidad eléctrica de las dos disoluciones, anódica y catódica.
Notación de la composición de las pilas voltaicas 
Por convenio, si suponemos que las dos disoluciones utilizadas tienen una concentración 
1,0 M, la notación de la pila Daniell descrita es la siguiente:
Zn (s)  ⎹ 
Zn
2+
 (aq, 1,0 M) 
⎹⎹ 
Cu
2+
 (aq, 1,0 M) 
⎹ 
Cu (s)
ánodo 
(-)
disolución de sal 
soluble
disolución de sal 
soluble
cátodo 
(+)
puente 
salino
La línea (|) indica separación de fase, la superficie del electrodo en contacto con la di-
solución. Las especies de cada par redox se escriben en el orden en que tiene lugar la 
semirreacción correspondiente.
El 

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