1. QUÍMICA
TEMA 9: “REACCIONES DE
TRANSFERENCIA DE ELECTRONES”
En este tema veremos una teoría
para identificar, interpretar e incluso
predecir los fenómenos de
oxidación-reducción.

2. Conceptos de oxidación y reducción
• Oxidación es el proceso en el que una sustancia pierde electrones.
M 1e M
• Reducción es el proceso en el que una sustancia gana electrones.
X 1e X
• Oxidante: sustancia que oxida a otra. Ella se reduce.
• Reductor: sustancia que reduce a otra. Ella se oxida.
• Número de oxidación: carga eléctrica formal (no la real) que se le asigna
a un átomo en un compuesto.
CO C ( 2) O( 2)
• Reglas para determinar el número de oxidación:
– Se asignará número de oxidación 0 a todos los elementos neutros
libres y a los átomos de moléculas homonucleares (O2, N2…).

3. – Los metales tienen número de oxidación positivos e iguales a sus
valencias.
– Los cationes y aniones de los compuestos binarios presentarán
números de oxidación positivos y negativos, respectivamente.
– El oxígeno tiene número de oxidación -2, excepto en los peróxidos, en
los que actúa con -1.
– El hidrógeno actúa con número de oxidación +1, excepto en los
hidruros, en los que actúa con -1.
– La suma de los números de oxidación de cada elemento en un
compuesto, multiplicado por el número de veces que este elemento se
presenta, es cero cuando el compuesto es neutro, e igual a la carga del
ión cuando el compuesto presente carga eléctrica.
0 1 1 2 1 0
Zn H Cl Zn Cl2 H2

4. Ajuste de reacciones Redox
Método del ión-electrón
• Medio ácido:
1. Escribir la reacción que se va a ajustar:
KMnO4 NaCl H 2 SO4 MnSO4 Cl2 Na2 SO4 K 2 SO4
2. Se identifican los átomos que se oxidan y se reducen:
+1 +7 -2 +1 -1 +1 +6 -2 +2 +6 -2 0 +1 +6 -2 +1 +6 -2
KMnO4 NaCl H 2 SO4 MnSO4 Cl2 Na2 SO4 K 2 SO4
Se reduce
(oxidante) Se oxida
(reductor)
3. Se escriben las semirreacciones iónicas de oxidación y reducción:
MnO 4 Mn 2 Reducción
Cl Cl2 Oxidación

5. 4. Ajustar las semirreacciones de oxidación y reducción por
separado:
• Se ajustan los átomos distintos al oxígeno e hidrógeno.
• Se ajustan los oxígenos y los hidrógenos:
– Se añade una molécula de agua por cada átomo de oxígeno
que falte al miembro con menos átomos de oxígeno. A
continuación se añade el doble de protones al otro miembro.
• Por último se ajusta la carga.
MnO4 8 H 5e Mn 2 4 H 2O
2Cl Cl2 2e
5. Igualar los electrones intercambiados, multiplicando por los
coeficientes correspondientes:
2
2 ( MnO4 8H 5e Mn 4 H 2O )
5 (2Cl Cl2 2e )

6. 6. Sumar las dos semirreacciones y simplificar las especies que se
encuentren en ambos lados. La ecuación que se obtiene es la iónica:
2
2MnO4 16 H 10e 2 Mn 8 H 2O)
10Cl 5Cl2 10e
2 MnO4 16 H 10Cl 2 Mn 2 8 H 2O 5Cl2
7. Escribir la ecuación global de forma general:
– Se añade a ambos miembros de la ecuación, los iones que faltan para
completar la reacción.
2 MnO4 16 H 10Cl 2 Mn 2 8 H 2O 5Cl2
2K 8SO4 2 10Na 10Na 8SO4 2 2K

7. 2 KMnO4 10 NaCl 8 H 2 SO4 2 MnSO4 5Cl2 5 Na2 SO4 K 2 SO4 8H 2O
• Medio básico:
– La ajustamos en medio ácido y cuando tengamos la ecuación iónica
ajustada, eliminamos los protones añadiendo OH- a ambos miembros y
formando agua. De esta forma queda el medio básico.
– Ejemplo:
0 +1 -2 +1 +1 -1 +1 +1 -2
Cl2 NaOH NaCl NaClO
Se reduce
Se oxida
Reducción Cl2 2e 2Cl
Oxidación Cl2 2 H 2O 2ClO 4H 2e

8. Cl2 2e 2Cl
Cl2 2 H 2O 2ClO 4H 2e
2Cl2 2 H 2O 2Cl 2ClO 4H
4H 2O
4OH 4OH
2H 2O
• Ya la tenemos en medio básico. Ahora la escribimos de forma molecular.
Para ello añadimos los iones que faltan:
4Na 4Na
2Cl2 4 NaOH 2 NaCl 2 NaClO 2 H 2O

9. Método del número de oxidación
1. Asignar el número de oxidación a cada uno de los átomos de la
ecuación:
+3 -2 +2 -2 0 +4 -2
Fe2O3( s ) CO( g ) Fe( s ) CO2( g )
Se reduce
Se oxida
2. Identificar los átomos que se oxidan y que se reducen (esquema).
3. Calcular las variaciones producidas en el número de oxidación:
Fe3 3e Fe
C2 2e C4
4. Introducir los coeficientes apropiados:
2 ( Fe3 3e Fe)
3 (C 2 2e C4 )

10. 2Fe3 6e 2Fe
3C 2 6e 3C 4
2Fe3 3C 2 2Fe 3C 4
5. Escribir la reacción de forma molecular:
Fe2O3( s ) 3CO( g ) 2 Fe( s ) 3CO2( g )

11. Valoraciones Redox
• El equivalente gramo de un oxidante o un reductor, es la cantidad que se
reduce o se oxida por mol de electrones que se intercambia en el proceso.
• Ejemplo:
– Valoramos 20 mL de una disolución de dicloruro de hierro con
permanganato de potasio 0,1 M.
– Queremos saber la concentración del dicloruro de hierro.
– La disolución de permanganato de potasio, de color violeta y de
concentración conocida (0,1 M) se coloca en la bureta.
– Los 20 mL de disolución de dicloruro de hierro se coloca en el
erlenmeyer.
– Se deja caer el permanganato gota a gota hasta que se llegue al punto
de equivalencia (el color violeta desaparece) y se anota la cantidad
gastada (14,8 mL).
– El propio color de los reactivos pueden servir como indicador del punto
final.
– El punto de equivalencia corresponde al momento en el que el agente
oxidante ha reaccionado estequiométricamente con todo el agente
reductor.

12. KMnO4 5FeCl2 8HCl 5FeCl3 MnCl2 KCl 4H 2O
mol 5moles  FeCl2
0, 0148 L 0,1 0, 0074moles  FeCl2
L 1mol  KMnO4
0, 0074moles
M 0,37 M
0, 020 L
• Por tanto la concentración de la disolución de dicloruro de hierro es 0,37 M.