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APUNTES BASICOS PARA LA ELECTROQUIMICA. 
Academia de Química. 
Profesor: LUISA REYNA MUÑIZ LOZANO. 
REACCIONES DE OXIDO REDUCCION. 
 
Una de las propiedades más importantes de los elementos, es 
su estado de oxidación o número de oxidación. Existe una 
correlación definida entre los números de oxidación y los 
grupos en donde están localizados los elementos en la tabla 
periódica. 
 
 
 
Para predecir una fórmula química simplemente se unen los 
elementos con número de oxidación positivo a aquellos que 
tienen número de oxidación negativo, sin olvidar que la 
suma de todos los números de oxidación en la fórmula final 
debe ser igual a cero. 
 
 
 
Muchos elementos (principalmente los de transición) tienen 
más de un número de oxidación que hay que consultar con la 
tabla periódica. 
 
 
 
Comenzaremos por la asignación de los números de oxidación 
y para esto hay dos métodos. 
 
Método 1 
Los electrones de valencia se encuentran como cuando se 
asignan cargas formales, excepto que ambos electrones de un 
par enlazante se asignan al átomo más electronegativo. Si 
los dos átomos enlazantes son idénticos, el par compartido 
se divide entre los dos. 
 
 
 
Método 2 
No requiere la escritura de la estructura de Lewis, un 
proceso que puede ser tediosos en una molécula muy grande. 
 
 
 
La condición que siempre se cumple es: 
 
“Siempre que tenga lugar una oxidación, debe haber una 
reducción simultánea”. 
 
 
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La reducción es lo opuesto a la oxidación; la reducción es 
una ganancia de electrones, es el proceso mediante el cual 
se adicionan electrones. 
 
 
 
Como los electrones no se destruyen en las reacciones 
químicas sino que sólo se transfieren, debe haber un 
proceso de reducción asociado con uno de oxidación, por lo 
que anteriormente se dijo: se cumple la condición de un 
proceso simultáneo. 
 
 
 
Este tipo de reacciones con transferencia de electrones 
también es conocida como la: 
 
 
 REACCION DE OXIDO REDUCCIÓN o REDOX 
 
 
 
Las reacciones redox se describen ahora en términos de 
ganancia o pérdida de electrones y éstas incluyen una 
variación en las cargas eléctricas en la especie 
reaccionante. 
 
 
¿Qué es la oxidación y qué es la reducción? 
 
DEFINICIONES: 
 
OXIDACION: Es un proceso en el cual uno o 
más electrones son perdidos por un átomo, 
ión o una molécula. 
 
 
REDUCCION: Es un proceso en el cual se 
adicionan electrones. 
 
 
 
 
 
Además, se dice, si el número de oxidación de un elemento 
disminuye en la reacción, entonces se redujo. Para observar 
este proceso, se empleará una escala en la determinación 
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objetiva de la reacción química de un elemento que se ha 
oxidado o reducido, esto de acuerdo con el cambio observado 
en su número de oxidación. 
 
 
 
OXIDACION 
 
 
-5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4
 
 
REDUCCION 
 
 
 
Las reacciones que incluyen la donación o aceptación 
de los electrones por los átomos, iones o moléculas se 
denominan mitades de reacción, cada uno de los pasos de 
oxidación y reducción, reciben el nombre de: 
SEMIRREACCIONES. 
 
 
 
Las semireacciones explícitamente muestran los electrones 
implicados, como se muestra en el siguiente ejemplo: 
 
 
En la reacción: 
 
 Hº2(g) + Clº2(g) 2 H+1 Cl-1(g)
 
 
 
La reacción de oxidación es: 
 
 Hº2(g) 2 H+1(g) + 1 e-
 
 
 
 
La reacción de reducción es: 
 
 Clº2(g) + 1 e- 2 Cl-1(g )
 
 
 
 
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La reacción redox neta total puede escribirse como la suma 
de las mitades de reacción: 
 
 
 
Una para el oxidante que 
representa la ganancia de 
los electrones. 
 
 Clº2(g) + 1 e- 2 Cl-1(g)
 
 
 
 
 
 
 
Una para el reductor que 
representa la pérdida de 
los electrones 
 
 Hº2(g) 2 H+1(g) + 1 
e-
 
 
 
 
La unión de las dos semirreacciones es: 
 
 
 
Clº2(g) + 1 e- 2 Cl-1(g )
Hº 2 H2(g)
_____________________________________ 
+1 + 1 e-
Clº2(g) + Hº2(g) 2 H+1Cl-1(g)
 
 
 
 
 
Como se puede observar la reacción redox neta total tiene 
por objetivo: 
 
1.Balancear el número de cargas eléctricas o 
electrones que son transferidos. 
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2.Balancear el número de átomos, iones o 
moléculas en los reactivos y en el 
producto (aplicando para esto LA LEY DE LA 
CONSERVACIÓN DE LA MASA). 
 
En general, en una reacción redox, el agente oxidante 
acepta electrones y el agente reductor suministra los 
electrones. 
 
 
 El agente oxidante SE REDUCE. 
 El agente reductor SE OXIDA. 
 
 
 
Del ejemplo anterior en la primera semirreacción… 
 
 
 Clº2(g) + 1 e- 2 Cl-1(g) REDUCCION. 
 
 
El agente oxidante es el Clº2(g); el causante directo de 
que el átomo de hidrógeno pierda un electrón 
OXIDÁNDOSE de: 
 
 Hº2(g) 2 H+1(g)
 
 
 
 
 
De la segunda semireacción: 
 
 Hº2(g) 2 H+1(g) + 1 e- OXIDACION. 
 
 
El agente reductor es el Hº2(g); el causante de que el átomo 
de cloro gane un electrón REDUCIÉNDOSE de: 
 
 
 Clº2(g) 2 Cl-1(g)
 
 
 
 
 
 
 
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Las reglas para LA ASIGNACIÓN DE LOS NÚMEROS DE OXIDACIÓN 
SON: 
 
1.- Al flúor en sus compuestos se le asigna siempre el 
número de oxidación -1. 
 
2.- Al oxígeno en sus compuestos se le asigna un número de 
oxidación -2. 
 
Excepciones: 
a).- Peróxidos y superóxidos. 
 Estos compuestos contienen enlaces O-O. 
 
El número de oxidación de cada átomo de oxígeno en un 
peróxido es -1 y en un superóxido es -1/2. 
 
 b).- Fluoruros de oxígeno. 
 La regla 1 siempre prevalece. 
 
Así que el OF2 y O2F2 los números de oxidación de cada 
oxígeno son +2 y +1, respectivamente (la suma de los 
números de oxidación de todos los átomos que aparecen en la 
fórmula de un compuesto total es igual a O) 
 
 
3.- Al hidrógeno en sus compuestos se le asigna un número 
de oxidación +1. 
 
Excepción: 
En los hidruros metálicos se le asigna un valor 
de -1. 
 
 
4.- A los elementos combinados de los grupos IA,IIA y IIIA, 
se lees asigna virtualmente el número de oxidación +1, +2 y 
+3 respectivamente. 
 
 
5.- En la fórmula de una sustancia o especie ( ión, átomo o 
molécula), la suma de los números de oxidación de todos los 
átomos en la fórmula iguala la carga eléctrica de la 
fórmula. 
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 a).- Un átomo de cualquier elemento en el estado 
libre (no enlazado) tiene un número de oxidación de 0. 
 
 b).- Cualquier ión sencillo (monoatómico) tiene 
un número de oxidación igual a su carga. 
 
 c).- La suma de los números de oxidación de todos 
los átomos que aparecen en la fórmula de un ión poliatómico 
o complejo es igual a la carga eléctrica del ión. 
 
 
 
 
 
Iniciemos con las REACCIONES DE OXIDO REDUCCION. 
 
Las reacciones de oxido reducción constituyen una parte 
importante del mundo que nos rodea, las reacciones en 
solución acuosa se clasifican en tres clases: 
 
1. De transferencia de electrones o de oxidación-reducción 
(redox). 
2. De transferencia de protones,neutralización o ácido- 
base. 
3. De precipitación o metátesis. 
 
 
 
¿Qué es el estado de oxidación de un elemento ? 
 
El número o estado de oxidación es la carga eléctrica 
positiva o negativa asignada a cada átomo de un 
compuesto o ión monoatómico o poliatómico. 
 
 
 
El término “oxidación”, en el sentido original de la 
palabra indica una reacción con oxígeno elemental. Las 
reacciones de combustión en el aire, por ejemplo: 
 
 
 Cº + Oº2 CO2(g)
 
 
Y de corrosión: 
 
 
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 Feº + ½ O2 FeO 
 
 
 
 
Las anteriores reacciones químicas son reacciones típicas 
de oxido-reducción. 
 
Pero ahora, su significado de las reacciones de oxido-
reducción incluyen reacciones que no implican al oxígeno; 
ampliándose el término para referirse a “cualquier reacción 
en la que una sustancia o especie pierde electrones”. 
 
 
Ejemplo: 
 
 Naº Na+ + 1 e-
 
 
 Caºº Ca+2 + 2 e-
 
 
 
Siguiendo con las semireacciones del hidrógeno y el cloro, 
se dice, que la sustancia que causa la oxidación se reduce 
en la reacción química, tomemos de base la siguiente 
reacción de oxido-reducción: 
 
 
 
 
 
 
 
 Clº2(g) + Hº2(g) 2 H+1Cl-1(g)
 
 
 
 
 
La oxidación se produce en: 
 
Hº2(g) 2 H+1(g) OXIDACION. 
 
 
 
De aquí que la sustancia que causa la oxidación es el: 
Clº2(g). 
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Es por consecuencia y recordando que es un proceso 
simultáneo, la semireacción que se reduce es: 
 
Clº2(g) 2 Cl-1(g ) REDUCCION. 
 
De aquí que la sustancia que causa la reducción es el: 
Hº2(g). 
 
 
 
Otro ejemplo sería: 
 
 Fe3+ + 1 e- Fe2+ REDUCCION. 
 
 Sn2+ Sn4+ + 2 e- OXIDACION. 
 
 
 
El oxidante que representa ganancia de electrones es: 
 
Fe3+ + 1 e- Fe2+
 
 
 
 
El reductor que representa pérdida de electrones es: 
 
Sn2+ Sn4+ + 2 e-
 
 
 
 
 
El agente oxidante es el Fe3+ puesto que acepta 1e-. 
El agente reductor es el Sn2+ puesto que dona 2e-. 
 
 
 
 
Para el ejemplo anterior: 
 
 puesto que acepta 1e-. El agente oxidante es el Clº2(g)
El agente reductor es el Hº2(g) puesto que dona 1e-. 
 
 
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Como una conclusión: El agente oxidante se reduce y el 
agente reductor se oxida. 
 
 
 
 
 
 
BALANCE DE LA REACCION REDOX. 
 
Balancear una ecuación consiste en obtener coeficientes de 
cada un de las fórmulas de las sustancias anotadas en la 
ecuación química. 
 
 
 
Si los coeficientes son correctos, el número de átomos de 
cada elemento representado en el primer miembro de la 
ecuación es igual a los que están representados en el 
segundo miembro de ella. 
 
 
 
 Clº2(g) + Hº2(g) 2 H+1Cl-1(g)
 
 
 
 
 
 Primer miembro. Segundo miembro. 
 REACTIVOS o REACTANTES. PRODUCTOS. 
 
 
 
 
 
 
 
Los coeficientes los obtendremos por el método redox-no 
acuosa. 
 
El método del número de oxidación se describe como: 
 
 
1.- Asigne a todos los átomos números de oxidación. 
 
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2.- Observe qué átomos parecen perder electrones y cuáles 
ganan. Y determine cuántos electrones se pierden o ganan en 
total por unidad de fórmula. 
 
 
 
 
 
Ejemplo: 
 
 HIO3 + HI I2 + H2O 
Paso 1 
 Asignación de los números de oxidación de acuerdo a 
las reglas anteriores. 
 
 
 
 H1+ I5+ O-2 3 + H1+ I1- Iº2 + H1+2 O2-
 
 
 
Paso 2 
 
 HIO3 5e- (GANA) 
 HI 1e- (PIERDE) 
 
 
3.- Si hay más de un átomo que pierde o gana electrones en 
una unidad fórmula, determine la pérdida o ganancia total 
de electrones por unidad de fórmula. 
 
 
4.- Iguale la ganancia de electrones del agente oxidante 
con la pérdida por el agente reductor, introduciendo el 
coeficiente apropiado delante de la fórmula de cada uno en 
la parte izquierda de la ecuación (segundo miembro). 
 
 
Paso 4 
 
 I5+ + 5e- Iº REDUCCION. 2
 I1- Iº2 + 1e- OXIDACION. 
 
 
 
 
El agente oxidante: HIO3
El agente reductor: HI 
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Intercambiando el número de electrones y colocándolos como 
coeficientes tenemos: 
 
1 (I5+ + 5e- Iº ) 2
5 ( I1- Iº2 + 1e- ) 
 
 
 
La ecuación neta total considerando el producto del 
intercambio de electrones usados como coeficientes es: 
 
 
 
 I5+ + 5e- Iº 2
 5I1- 5 Iº + 5e2
__________________________________ 
-
I5+ + 5I1- NO SE CONSIDERAN PORQUE 
 ES EL MIMO ELEMENTO PARA 
 LA REACCION SIMULTANEA. 
 
 
 
5.- Complete el balance de la ecuación por inspección. 
 
5.1.- Primero balancee los átomos que han ganado o 
 perdido electrones. 
 5.2.- Segundo los átomos diferentes al O y al H. 
 5.3.- Tercero los átomos de O. 
 5.4.- Cuarto finalmente los átomos de hidrógeno. 
 
 
Paso 5 
 
 HIO3 + HI I2 + H2O 
 
se anotan los números (coeficientes) de las fórmulas. 
 
(5.1) HIO3 + 5HI I2 + H2O 
 
(5.2) HIO3 + 5HI 3I2 + H2O El yodo. 
 
(5.3) HIO3 + 5HI 3I2 + 3H2O El oxígeno. 
 
(5.4) HIO3 + 5HI 3I2 + 3H2O El hidrógeno 
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No hay necesidad de aplicar el punto (5.4); pues ya está 
balanceada la ecuación. 
 
 
 
Muchas de las reacciones se pueden balancear por inspección 
(tanteo) hasta que ambos miembros de la reacción hay 
cantidades de todos y cada uno de los átomos participantes. 
 
 
 
Dos reglas deben recordarse: 
 
1.Si los enlaces covalentes son compartidos por átomos 
idénticos, los electrones se dividen igualmente entre 
estos. 
 
 Clº2 enlace covalente Cl ºº Cl 
 
 
 
2.El número de oxidación de un ión complejo es igual a la 
suma algebraica de los números de oxidación de los átomos 
que los constituyen. 
 
 
 AsO3-4 ion trabajando con 3 cargas negativas. 
 
O = -2 
 
Considerando la incógnita como el elemento de As tenemos.. 
 
X + (-2)(4) = -3 
X - 8 = -3 
X = 8 - 3 
X = 5 
 
 
El número de oxidación del As en la molécula de AsO3-4 es 
5+. 
 
 
 
 
 
 
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En la fórmula F2O 
 
O = +2 
 
sustituyendo por la ecuación algebraica … 
 
2X + 2 = 0 
 X = -2/2 
 X = -1 
 
 
1- es el número de oxidación del flúor. 
 
 
La neutralidad electrónica se confirma al sustituir los 
datos. 
 
2(-1) + 2 = 0 
 
 
La siguiente regla fue la que se aplicó: 
 
“ El flúor tiene un número de oxidación de -1 en TODOS sus 
compuestos. Los otros halógenos (Cl, Br y I) tienen números 
de oxidación negativos cuando se presentan como iones 
haluros en los compuestos. Y cuando se combinan con 
oxígeno, por ejemplo en oxoácidos y axoaniones tienen 
número de oxidación positivos”. 
 
 
 
 
 
Para la molécula LiAlH4
 
En ésta molécula recordemos que: 
 
“El número de oxidación del hidrógeno es +1, exceptocuando 
está enlazado a metales en compuestos binarios (esto es, 
compuestos que contienen dos elementos) su número de 
oxidación cambia a -1” 
 
 
 
La molécula anterior cumple la regla al enlazarse el 
hidrógeno a un metal en y un compuesto binario, por lo que: 
 
Li = +1 (metal grupo IA) 
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H = -1 
 
 
El aluminio tiene como número de oxidación: 
 
1 + X + (-1)(4) = 0 
1 + X - 4 = 0 
 X - 3 = 0 
 X = 3 
 
 
Al = 3+ 
 
3+ es su número de oxidación y pertenece al grupo IIIA 
(metal). 
Realicemos otro ejemplo más, en la molécula HgClF 
 
F = -1 
Cl = -1 
 
sustituyendo en la ecuación algebraica.. 
 
 
X + (-1) + (-1) = 0 
X - 1 - 1 = 0 
 X - 2 = 0 
 X = 2 
 
 
2+ es el número de oxidación del mercurio. 
 
 
 
El mercurio (Hg) es un metal de transición del grupo IIB y 
en la Tabla Periódica se indica: 
 
 Hg2+,1+
 
 
“El flúor tiene un número de oxidación en todos sus 
compuestos” y “El cloro tiene el número de oxidación 
negativo cuando se presenta como ión haluro en los 
compuestos”. 
 
 
 
Es por esta razón que el cloruro fluoruro de mercurio (II); 
tiene el número de oxidación 2+ en el mercurio. 
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Si consideramos el mismo ejemplo resuelto del HIO3 y del 
HI, pero balanceamos en masa, tenemos que: 
 
 
Paso 1 
 
 Asignación de los números de oxidación. 
 
 
 H1+I5+O-23 + H1+I1- Iº2 + H1+2O2-
 
 
Paso 2 
 
 HIO3 5e- (GANA) REDUCCION. 
 HI 1e- (PIERDE) OXIDACION. 
 
 
 
Paso 3 
 
 No se aplica para esta reacción. 
 
 
 
Paso 4 
 
 Las semireacciones son…. 
 
 
 I5+ + 5e- Iº 2
 I1- Iº2 + 1e- 
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Balanceando en masa: 
 
 
 2I5+ + 10e- Iº2 
 2I1- Iº2 + 2e-
 
 
 
 
 
 
Balanceando el número de electrones de transferencia: 
 
 
 
 2(2I5+ + 10e- Iº ) 2
 10(2I1- Iº2 + 2e-) 
 
 
 
Resultado: 
 
 4I5+ + 20e- 2Iº 2
 20I1- 10Iº + 20e2
_____________________________________________ 
-
 4I5+ + 20I1- NO SE CONSIDERA PORQUE ES EL 
 MISMO ELEMENTO PARA LA REDOX 
 
 
 
 
 
Paso 5 
 
 HIO3 + HI I2 + H2O 
 
 
 (5.1) 4HIO3 + 20HI I2 + H2O 
 
 (5.2) 4HIO3 + 20HI 12I2 + H2O El yodo. 
 
 (5.3) 4HIO3 + 20HI 12I2 + 12H2O El oxígeno. 
 
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 (5.4) 4HIO3 + 20HI 12I2 + 12H2O El hidrógeno. 
 
 
 
 
 
 
No hay necesidad de aplicar (5.4) puesto que ya está 
balanceada la ecuación. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Procedamos a realizar otro balance por oxido-reducción. 
 
 
 
Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + H2O + NO 
 
 
 
 
 
Paso 1 
 Asignación de los números de oxidación 
 
 
Cuº + H1+N5+O2- 3 Cu2+(N5+O2-3)2 + H1+2O2+ + 
N2+O2-
 
 
 
 
 
Paso 2 
 
 
Cuº 2e- PIERDE. 
 
HN5+O3 3e- GANA. 
 
 
 
Paso 3 
 No se aplica para esta reacción. 
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Paso 4 
 
Cuº Cu2+ + 2e- OXIDACION. 
 
N5+ + 3e- N2+ REDUCCION. 
 
 
 
El agente oxidante: HNO3
El agente reductor: Cuº 
 
 
 
 
 
Se intercambian el número de electrones colocándose como 
coeficientes en ambas semireacciones: 
 
 
 
3(Cuº Cu2+ + 2e-) 
 
2(N5+ + 3e- N2+) 
 
 
 
3Cuº Cu2+ + 6e- 
 
2N5+ + 6e- 2N2+
____________________________ 
3Cuº + 2N5+ Cu2+ + N2+ 
 
 
 
 
 
 
Paso 5 
 Complete por inspección. 
 
 Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + H2O + NO 
 
 
 
 
(5.1) 3Cu + 2HNO3 3Cu(NO3)2 + H2O + 2NO 
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(5.2) 
Para los átomos del nitrógeno. 
 
REACTIVOS: 2 
PRODUCTOS: 8 ; se procede a balancearlo. 
 
 
3Cu + 8HNO3 3Cu(NO3)2 + H2O + 2NO 
 
 
 
 
 
(5.3) 
Para los átomos de oxígeno. 
 
REACTIVOS: 24 
PRODUCTOS: 20 ; se procede al balance. 
 
 
3Cu + 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO 
 
 
 
 
 
(5.4) 
Para los átomos de hidrógeno NO SE APLICA, YA ESTA 
BALANCEADA LA ECUACION. 
 
 
 
 
 
 
 
ALGUNAS CONSIDERACIONES. 
 
Si en la fórmula son varios los átomos que han sufrido 
oxidación o reducción, se multiplica el número de su 
subíndice por su número de oxidación para tener el total de 
valencias (con signo) oxidadas o reducidas. Para ilustrar 
lo anterior realicemos un ejemplo: 
 
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N3-H1+3 + Oº2 H1+2O2- + N2+O2-
 
 
 
 
N3- N2+ + 5e- OXIDACION. 
Oº2 + 2e- O2- REDUCCION. 
 
 
 
 
El subíndice del O2 es 2, el cual lo multiplicamos por el 
número de electrones: 
 
 2e-(2) = 4e-
 
4 es el coeficiente que siguiendo las reglas se coloca en 
el NH3 y en el NO. 
 
 
4NH3 + 5Oº2 6H2O + 4NO 
 
 
 
 
 
 
 
 
El paso anterior se realiza de la siguiente forma: 
 
 
 
N3- N2+ + 5e- 
 
Oº2 + 4e- 2O2-
 
 
 
 
 
 
4(N3- N2+ + 5e-) 
 
5(Oº2 + 4e- 2O2- ) 
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APUNTES BASICOS PARA LA ELECTROQUIMICA. 
Academia de Química. 
Profesor: LUISA REYNA MUÑIZ LOZANO. 
 
 
 
 
 
 
4N3- 4N2+ + 20e- 
 
5Oº2 + 20e- 10O2- 
 
 
 
 
 
Colocando los coeficientes…. 
 
(5.1) 
4NH3 + 5Oº2 H2O + 4NO 
(5.2) 
4NH3 + 5Oº2 H2O + 4NO Para el nitrógeno. 
 
 
(5.3) 
4NH3 + 5Oº2 6H2O + 4NO Para el oxígeno. 
 
 
(5.4) 
4NH3 + 5Oº2 6H2O + 4NO 
 
YA ESTA BALANCEADA. 
 
 
 
 
 
 
Si el elemento oxidado y el elemento reducido están en la 
misma molécula, se anotan en el otro miembro de la ecuación 
los coeficientes determinados. 
 
 
Ejemplo: 
 
Ag2SO3 + H2O H2SO4 + Ag 
 
 
 
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Se asignan los estados de oxidación.. 
 
Ag1+2S4+O2-3 + H1+2O2- H1+2 S6+O2-4 + Agº (*) 
 
 
 
 
Se anotan en el otro miembro de la ecuación (*) 
 
 
Ag2SO3 + H2O H2SO4 + 2Ag 
 
 
 
 
 
 
 
 
O bien en las semireacciones: 
 
 
Ag1+2 + 1e- Agº (balancear en masa) 
 
Ag1+2 + 2e- 2Agº 
 
 
 
 
 
Ag1+2 + 2e- 2Agº OXIDACION. 
 
S4+ S6+ + 2e- REDUCCION. 
 
 
 
 
 
 
 
 
La ecuación neta total es: 
 
 
 
Ag1+2 + 2e- 2Agº 
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S4+ S6+ + 2e- 
_______________________________________ 
Ag1+2 + S4+ 2Agº + S6+ 
 
 
 
 
 
Colocando los coeficientes ….. 
 
 
 
Ag2SO3 + H2O H2SO4 + 2AgYA ESTA BALANCEADA LA ECUACION. 
 
 
 
El agente oxidante y reductor es : Ag2SO3 
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