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1
Educación Secundaria
Estamos rodeados de reacciones de óxido–reducción
Siempre que ocurre una oxidación hay liberación de energía y algo se reduce, y viceversa. 
Esta energía puede ser liberada de manera lenta, como es el caso de la oxidación o 
corrosión de los metales, o bien puede ser liberada de forma muy rápida y explosiva, 
como es el caso de la combustión y la respiración.1
Ya sabemos que los procesos de oxidación-reducción tienen que ver con situaciones que 
todos vemos a diario; una de ellas es la corrosión del hierro, que es un material estructural 
muy usado. Una de las consecuencias más serias de la corrosión sucede cuando afecta 
nuestras vidas cotidianamente; lo observamos en los puentes de una avenida o carretera, 
en las varillas de acero para la construcción, en las ollas, en las tuberías, en las puertas, 
ventanas, piezas, rejas, etc. Estos daños pueden devenir en accidentes o producir daños; 
además, suelen implicar una reparación costosa. 
Veamos qué sucede en una óxido-reducción.
En las reacciones químicas se producen cambios en la estructura electrónica debido a la 
rotura de enlaces químicos de las especies químicas iniciales (reactivos) y la formación 
de nuevos enlaces químicos para formar nuevas sustancias (productos de la reacción). 
Esto ocurre a nivel microscópico, y a nivel macroscópico podemos observar en el caso del 
candado también un antes y un después.
SEMANA 23
Explicamos cómo son las reacciones de óxido-
reducción y su impacto en el ambiente
3.er grado: Ciencia y Tecnología
Reducción
Fe Fe2O32H2O
Oxidación
Hierro Oxígeno Agua Óxido de hierro III hidratado Oxidación
4Fe 3O2 2H2O 2Fe2O3 H2O
1 
Cruz, J.; Ortiz, J.; Osuna, M. y Romero, A. (2008). Química cuantitativa I. México: Universidad Autónoma de Sinaloa.
Explicamos cómo son las reacciones 
de óxido-reducción y su impacto en el ambiente
EDUCACIÓN SECUNDARIA
3.er grado: Ciencia y Tecnología
2
Hay que tener en cuenta que estas reacciones químicas de óxido-reducción se producen 
a nivel de los electrones de los átomos. 
Para comprender esto es necesario que conozcas lo siguiente: 
Valencia es la capacidad de un elemento para combinarse con los átomos de otros 
elementos y formar compuestos. Es un número positivo o negativo que indica el 
número de electrones que gana, pierde o comparte un átomo con otro u otros átomos.
El hidrógeno tiene una valencia con valor arbitrario igual a 1. Se puede determinar por 
comparación con el hidrógeno la valencia de todos los demás elementos. Asimismo, 
algunos elementos tienen valencia fija, como el sodio, el calcio, el aluminio, el silicio, 
etc., pero otros tienen más de una valencia, como el cloro, el nitrógeno, el fósforo, el 
manganeso, etc. Utiliza una tabla periódica y comprueba lo que se afirma en este párrafo.
Ejemplo: en el HCl, el cloro tiene valencia 1 porque se combina con un átomo de hidrógeno 
con valencia 1. En la tabla tenemos las valencias de los metales y no metales.
Metales No metales
Nombre Símbolo Valencia Nombre Símbolo Valencia …uros
Litio
Sodio
Potasio
Rubidio
Cesio
Francio
Plata
Amonio*
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Ag
NH
4
1
Hidrógeno H 1 -1
Flúor F -1
Cloro
Bromo
Yodo
Cl
Br
I
1 3 5 7 -1
Oxígeno O -2 (-1)
Azufre
Selenio
Telurio
S
Se
Te
4 6 -2
Berilio
Magnesio 
Calcio 
Estroncio 
Bario
Radio 
Zinc
Cadmio
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
Zn
Cd
2
Nitrógeno N 1 3 5
(2 4)
-3
Fósforo P
As
Sb
3 5 -3
Arsénico
Antimonio
Boro B 3
Bismuto Bi 3 5
Carbono C 2 4 -4
Silicio Si 4 -4
Aluminio Al 3 Manganeso Mn 4 6 7
Cobre Cu 
1 2
 Cromo Cr
Mo
W
6
Mercurio Hg Molibdeno 
Oro Au 1 3 Wolframio 
Cromo
Manganeso 
Hierro
Cobalto
Níquel
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
2 3
(*) Aunque el ion amonio no es un elemento, 
se le incluye por la gran cantidad de 
compuestos que forma.
Estaño
Plomo
Platino
Sn
Pb
Pt
2 4
La nomenclatura moderna 
trata de simplificar y eliminar 
la confusión que se origina 
siempre que un elemento 
presenta más de una valencia. 
Para vencer este problema 
y aclarar detalles, la Unión 
Internacional de Química Pura 
y Aplicada (IUPAC) recomienda 
adoptar el sistema STOCK. 
Este fue ideado por el polaco 
Alfred Stock en 1941. No se 
aplican prefijos ni sufijos, y se 
cumple para óxidos (básicos y 
ácidos), hidróxidos y sales. Para 
nombrar los óxidos se emplea 
el siguiente procedimiento 
general:
Óxido de…, más el nombre 
del elemento seguido de su 
número de oxidación, escrito 
entre paréntesis y con números 
romanos. 
Ejemplos:
Na
2
 O Óxido de sodio 
Fe O Óxido de hierro (II)
Fe
2
 O
3
 Óxido de hierro (III)
Oxidación. Reacción en la que una sustancia pierde electrones (o se da un aumento en el número de 
oxidación).
Reducción. Reacción en la que una sustancia capta electrones (o se da una disminución en el número 
de oxidación).
Fuente: WordPress.com (s. f.). NataliaClara on WordPress.com. Recuperado de 
https://bit.ly/2QkYHfP
3
Explicamos cómo son las reacciones 
de óxido-reducción y su impacto en el ambiente
EDUCACIÓN SECUNDARIA
3.er grado: Ciencia y Tecnología
El número de oxidación de un átomo en un compuesto es un número entero que 
representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un 
compuesto determinado. Ejemplo: En el CH
4
, el carbono tiene número de oxidación 
+4 y el hidrógeno, +1. 
Las reacciones de óxido-reducción y la corrosión
Son compuestos binarios que resultan de la combinación del oxígeno con un metal. 
Iniciamos con un ejemplo con el elemento químico de hierro, cuyo símbolo en la tabla 
periódica es Fe.
Por ejemplo, al exponer un tornillo de hierro al aire, observamos que, con el tiempo, el 
clavo adquiere una tonalidad marrón–rojiza: el hierro ha sido oxidado por el oxígeno 
contenido en el aire y se ha formado una capa de óxido de hierro (II) sobre la superficie 
del clavo expuesta al aire. La composición de este óxido (hierro y oxígeno), que es el 
producto de la reacción, es diferente a la composición del hierro y oxígeno, que son los 
reactivos de la reacción. 
La primera etapa de este proceso tiene que ver con la siguiente reacción:2 
2 Fe 
(s)
 → 2 Fe
2
 + 
(ac)
 + 4 e- reacción de oxidación
O
2(g)
 + 2 H
2
O 
(l)
 + 4 e- → 4 OH- 
(ac)
 reacción de reducción
2 Fe 
(s)
 + O
2 (g)
 + 2 H
2
O 
(l)
 → 2 Fe
2
 + 
(ac)
 + 4 OH- 
(ac)
Posteriormente, la corrosión continúa, haciendo que el dioxígeno (O)
2
 oxide al hierro 
+2 a +3, el cual se deposita en algunas zonas de la estructura bajo la forma de Fe
2
O
3
, 
(óxido de hierro III), mientras que en otros lugares del metal de hierro se da la corrosión, 
es decir, se agujerea y degrada. Veamos como sucede este proceso de oxido-reducción:
1. Se escriben los símbolos del metal y del oxígeno. Comprueba estos datos en la tabla 
periódica. Le agregamos H
2
O porque en el ambiente tenemos aire húmedo.
 Fe
(s)
 + O
2(g)
 + H
2
O 
2. Se colocan las valencias o número de oxidación del metal y del oxígeno como si 
fueran índices. Verifica esto en cada uno de estos elementos en la tabla periódica.
3. Le agregamos H
2
O porque en el ambiente tenemos aire húmedo.
 Fe+3 + O-2 + H
2
O 
 Reactantes
2 
Massaferro, A. (2018). Importancia de las reacciones rédox en la enseñanza de la química. Montevideo, Uruguay: Instituto de Profesores Artigas y 
Profesorado Semipresencial.
Proceso químico de la oxidación del hierro (Fe)
Oxígeno Hierro Agua Óxido
O2
O2
O2
Fe
H2O
H2O
O2 H2O Fe2O3H2OFe
4
Explicamos cómo son las reacciones 
de óxido-reducción y su impacto en el ambiente
EDUCACIÓN SECUNDARIA
3.er grado: Ciencia y Tecnología
4. Si ambas valencias se pueden simplificar, se procede; luego se intercambian en aspa
y se escriben como si fueran subíndices. Ejemplo:
 4Fe 
(s)
 + 3 O 
(g)
 + H
2
O 2 Fe
2
 O
3 (s)
 + H
2
O
 Producto (compuesto)
En la mayoría de las reaccionesquímicas, para que ocurran se necesita vencer las fuerzas 
electrostáticas de las cargas eléctricas, y para formar los compuestos, en este caso “óxido 
de hierro III”, se desprende energía ( ) más agua, que es la humedad del aire presente en 
el ambiente. Esta última, en este caso, no es parte de la formación del nuevo compuesto, 
pero está presente y en la realidad los fenómenos atmosféricos de presión y temperatura 
pueden hacer que el oxígeno del agua actúe también como agente oxidante del hierro.
Las reacciones de oxidación-reducción o reacciones RÉDOX, son aquellas en las que 
hay transferencia de electrones y variación en el número o estado de oxidación de un 
elemento. Es decir, un elemento pierde electrones, se oxida, y otro elemento los gana, 
se reduce.
1. Se escribe la ecuación química y se colocan los números de oxidación de los elementos
que intervienen. Se identifica y subraya el elemento oxidado y el reducido.
Fe0
2(s) + O0
2(g) + H+1
2
O-2 Fe+3
2
O-2
3(s) + 4H+1
2. Separa la ecuación en dos semiecuaciones, tomando en cuenta solo los elementos
oxidados y reducidos.
 Fe0
2
– 6e Fe+3
2
 O0 + 2 e O2
Se multiplica cada semirreacción por aquellos números que hacen que el número 
total de electrones perdidos por el agente reductor sea igual al número de electrones 
ganados por el agente oxidante.
3. Completa, en forma automática, los coeficientes para las demás sustancias que
intervienen en la reacción, si las hubiera.
 Fe0
2
– 6e Fe+3
2
3 (O0 + 2 e O2) 
2 Fe
2 (s)
 + 2O
2 (g)
 + 2 H
2
O 
(l)
 → 2 Fe
2
 O
3
 + 
(ac)
 + 4 H1
(g)
4. Se hace el recuento del hidrógeno para determinar si ha intervenido agua y con
cuántas moléculas lo ha hecho, y el recuento del oxígeno.
5. Finalmente, la masa se conserva, el balanceo es por tanteo, comprobando la igualdad
de elementos en ambos miembros reactantes y productos.
El contenido del presente documento tiene finalidad educativa y pedagógica, formando parte de la estrategia de educación a distancia y gratuita 
que imparte el Ministerio de Educación.
+3
2
-2
3
OXIDACIÓN
-7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 Valencia
REDUCCIÓN
Variación de la valencia de reacciones RÉDOX
Fe -3 electrones, se multiplica por 2, porque participan 
2 átomos de hierro, – 6e
Se coloca 3 de coeficiente para equilibrar las cargas 
eléctricas.

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