Óxido-reducción
Lo que vas a aprender
- Reconocer una reacción de óxido-reducción por el cambio de los números de oxidación de sus átomos.
- Identificar qué átomo se oxida y cuál se reduce, y cuál es el agente oxidante y cuál el reductor.
- Balancear ecuaciones redox sencillas por el método del número de oxidación, igualando los electrones perdidos y ganados.
Para qué
¿Para qué sirve esto?
Una pila que enciende una linterna, un clavo que se oxida y el hierro que se saca de sus minerales tienen algo en común: en todos ellos unos átomos pierden electrones y otros los ganan. Esas son las reacciones de óxido-reducción, o redox. Son de los mecanismos de reacción que nombra el DBA 3 de Ciencias Naturales de grado 10.º, junto con la descomposición, la neutralización y la precipitación.
En la unidad de nomenclatura aprendiste a calcular números de oxidación. Ahora les vas a dar un uso nuevo: comparar el número de oxidación de cada átomo antes y después de la reacción para saber quién entregó electrones y quién los recibió, y usar esa cuenta para balancear la ecuación.
Antes de empezar necesitas asignar números de oxidación con las reglas de la suma y balancear por tanteo.
Explicación
Perder y ganar electrones
Cuando el zinc metálico se sumerge en una disolución de sulfato de cobre(II), ocurre Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu. Mira qué pasa con cada átomo. El zinc empieza como elemento, con número de oxidación 0, y termina en el ZnSO₄ como Zn²⁺, con +2: perdió dos electrones. El cobre empieza como Cu²⁺, con +2, y termina como cobre metálico, con 0: ganó dos electrones. El azufre y el oxígeno del sulfato no cambian.
- Oxidación es la pérdida de electrones. El número de oxidación aumenta.
- Reducción es la ganancia de electrones. El número de oxidación disminuye (se «reduce»: de +2 baja a 0).
Las dos cosas ocurren siempre juntas. Un electrón no desaparece: si un átomo lo pierde, otro lo tiene que ganar. Por eso el número de electrones perdidos es igual al de electrones ganados. Esa igualdad es la clave del balanceo redox.
Cada mitad se puede escribir aparte, en una semirreacción, con los electrones (e⁻) a la vista: Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ es la oxidación, y Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu es la reducción. En cada semirreacción la carga total también se conserva: a la izquierda y a la derecha suma lo mismo.
Los agentes: quién provoca a quién
Los nombres de los agentes confunden porque parecen al revés:
- El agente oxidante es la sustancia que oxida a la otra: le quita sus electrones. Para quitárselos, los gana. Por eso el agente oxidante se reduce. En el ejemplo, es el CuSO₄ (el ion Cu²⁺).
- El agente reductor es la sustancia que reduce a la otra: le entrega sus electrones. Por eso el agente reductor se oxida. En el ejemplo, es el Zn.
Una manera de no confundirse: pregúntate primero qué átomo pierde electrones (se oxida) y cuál los gana (se reduce). Después recuerda que cada agente lleva el nombre de lo que le hace a la otra sustancia, no de lo que le pasa a ella.
¿Cómo saber si una reacción es redox?
Calcula el número de oxidación de cada elemento a los dos lados. Si alguno cambia, la reacción es redox. Si ninguno cambia, no lo es: en la neutralización HCl + NaOH → NaCl + H₂O el hidrógeno sigue con +1, el oxígeno con −2, el sodio con +1 y el cloro con −1. Las neutralizaciones y las precipitaciones no son redox. Los desplazamientos simples y las combustiones sí lo son siempre, porque un elemento libre (con 0) termina combinado, o al revés.
Balancear por el número de oxidación
En una ecuación redox el tanteo puede ser largo. El método del número de oxidación usa la igualdad de electrones para encontrar primero los coeficientes clave:
- Asigna los números de oxidación y encuentra los dos elementos que cambian.
- Calcula cuántos electrones pierde o gana cada átomo (la diferencia entre el número final y el inicial) y multiplica por el número de átomos de ese elemento en la fórmula.
- Busca el menor número que sea múltiplo de los dos totales y elige coeficientes para que los electrones perdidos sean iguales a los ganados.
- Termina por tanteo los elementos que no cambiaron y comprueba contando átomos.
Ejemplo resuelto
Quién se oxida y quién se reduce
En la reacción Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu, identifica qué se oxida, qué se reduce y cuáles son los agentes.
Ver la solución paso a paso
Primero, la ecuación está balanceada:
$$\mathrm{Zn + CuSO_{4} \rightarrow ZnSO_{4} + Cu}$$
El ion sulfato tiene carga −2. El número de oxidación del azufre dentro del sulfato es:
$$x + 4 \cdot \left(-2\right) = -2$$
y no cambia, porque el sulfato pasa entero de un lado al otro.
$$x = 6$$
El cobre del CuSO₄: con el sulfato de −2, la suma da cero si el cobre tiene
$$x + \left(-2\right) = 0$$
es decir:
$$x = 2$$
Por la misma cuenta, el zinc del ZnSO₄ tiene +2. Semirreacción de oxidación, Zn → Zn²⁺ + 2e⁻: la carga se conserva.
$$0 = 2 + 2 \cdot \left(-1\right)$$
Semirreacción de reducción, Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu: también se conserva la carga.
$$2 + 2 \cdot \left(-1\right) = 0$$
Los electrones perdidos por el zinc son los ganados por el cobre:
$$2 - 0 = 2 - 0$$
Respuesta: El Zn se oxida (0 → +2) y es el agente reductor. El Cu²⁺ del CuSO₄ se reduce (+2 → 0) y el CuSO₄ es el agente oxidante.
Ejemplo resuelto
Balancear por el número de oxidación
Balancea Fe₂O₃ + CO → Fe + CO₂ por el método del número de oxidación e identifica los agentes.
Ver la solución paso a paso
Hierro en el Fe₂O₃: dos hierros y tres oxígenos con −2.
$$2x + 3 \cdot \left(-2\right) = 0$$
Cada hierro tiene +3, y en el Fe libre tiene 0.
$$x = 3$$
Carbono en el CO:
$$x + \left(-2\right) = 0$$
tiene +2.
$$x = 2$$
Carbono en el CO₂:
$$x + 2 \cdot \left(-2\right) = 0$$
tiene +4.
$$x = 4$$
Cada hierro gana 3 electrones (+3 → 0): se reduce. Cada Fe₂O₃ trae dos hierros, así que gana 6.
$$\text{átomos de Fe en }\mathrm{Fe_{2}O_{3}} \cdot \left(3 - 0\right) = 6$$
Cada carbono pierde 2 electrones (+2 → +4): se oxida.
$$4 - 2 = 2$$
El menor múltiplo común de 6 y 2 es 6. Un Fe₂O₃ gana 6 electrones y tres CO pierden 6:
$$1 \cdot 6 = 3 \cdot \left(4 - 2\right)$$
Con 1Fe₂O₃ y 3CO, ajustamos lo demás: 2Fe y 3CO₂. Comprobamos:
$$\mathrm{Fe_{2}O_{3} + 3CO \rightarrow 2Fe + 3CO_{2}}$$
Respuesta: Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂. El Fe₂O₃ es el agente oxidante (su hierro se reduce) y el CO es el agente reductor (su carbono se oxida).
Ejemplo resuelto
Cuando los electrones no son iguales
Balancea SnCl₂ + FeCl₃ → SnCl₄ + FeCl₂, sabiendo que el cloro, unido a un metal, tiene −1 en todas las sustancias.
Ver la solución paso a paso
Estaño en el SnCl₂:
$$x + 2 \cdot \left(-1\right) = 0$$
+2.
$$x = 2$$
Estaño en el SnCl₄:
$$x + 4 \cdot \left(-1\right) = 0$$
+4: el estaño pierde dos electrones y se oxida.
$$x = 4$$
Hierro en el FeCl₃:
$$x + 3 \cdot \left(-1\right) = 0$$
+3.
$$x = 3$$
Hierro en el FeCl₂:
$$x + 2 \cdot \left(-1\right) = 0$$
+2: el hierro gana un electrón y se reduce.
$$x = 2$$
Un estaño pierde dos electrones y cada hierro gana uno: hacen falta dos hierros por cada estaño.
$$1 \cdot \left(4 - 2\right) = 2 \cdot \left(3 - 2\right)$$
Con 2FeCl₃ y 2FeCl₂, el cloro cuadra solo:
$$\text{átomos de Cl en }\mathrm{SnCl_{2}} + 2 \cdot \text{átomos de Cl en }\mathrm{FeCl_{3}} = \text{átomos de Cl en }\mathrm{SnCl_{4}} + 2 \cdot \text{átomos de Cl en }\mathrm{FeCl_{2}}$$
La ecuación balanceada:
$$\mathrm{SnCl_{2} + 2FeCl_{3} \rightarrow SnCl_{4} + 2FeCl_{2}}$$
Respuesta: SnCl₂ + 2FeCl₃ → SnCl₄ + 2FeCl₂. El SnCl₂ es el agente reductor y el FeCl₃, el agente oxidante.
Práctica
Balancea la reacción del aluminio con los iones de cobre: tienen que cuadrar los átomos y también la carga. Cada aluminio pierde 3 electrones y cada cobre gana 2; busca cuántos de cada uno hacen falta para que los electrones perdidos sean los ganados.
En Mg + 2HCl → MgCl₂ + H₂ el cloro tiene −1 a los dos lados. ¿Cuántos electrones pierde cada átomo de magnesio?
En el MgCl₂ el magnesio tiene +2, porque los dos cloros suman −2. Pasa de 0 a +2: pierde dos electrones y se oxida.
¿Verdadero o falso? Esta reacción redox está balanceada: $\mathrm{Mg + 2HCl \rightarrow MgCl_{2} + H_{2}}$
1 Mg, 2 H y 2 Cl a cada lado. Los dos electrones que pierde el magnesio los ganan los dos hidrógenos, que pasan de +1 a 0.
En 2Na + Cl₂ → 2NaCl, ¿cuántos electrones gana en total una molécula de Cl₂?
Cada cloro pasa de 0 a −1 y gana un electrón; la molécula tiene dos átomos, así que gana dos. Esos dos electrones vienen de los dos sodios, que pasan de 0 a +1.
¿Verdadero o falso? Esta ecuación está balanceada: $\mathrm{2Na + Cl_{2} \rightarrow 2NaCl}$
2 Na y 2 Cl a cada lado. También cuadran los electrones: los dos sodios pierden dos y el Cl₂ gana dos.
¿Verdadero o falso? Esta ecuación está balanceada: $\mathrm{Al + CuCl_{2} \rightarrow AlCl_{3} + Cu}$
Los cloros no cuadran: dos a la izquierda y tres a la derecha. Tampoco los electrones: cada aluminio pasa de 0 a +3 y pierde tres, mientras que cada cobre pasa de +2 a 0 y gana solo dos.
En Al + CuCl₂ → AlCl₃ + Cu (sin balancear), cada aluminio pierde 3 electrones y cada cobre gana 2. ¿Cuántos átomos de cobre hacen falta por cada 2 átomos de aluminio para que los electrones cuadren?
Dos aluminios pierden 2 × 3 = 6 electrones, y cada cobre gana 2: hacen falta tres cobres. La ecuación queda 2Al + 3CuCl₂ → 2AlCl₃ + 3Cu.
¿Verdadero o falso? Esta ecuación está balanceada: $\mathrm{2Al + 3CuCl_{2} \rightarrow 2AlCl_{3} + 3Cu}$
Aluminio: 2 y 2. Cobre: 3 y 3. Cloro: 3 × 2 = 6 y 2 × 3 = 6. Y los electrones: 6 perdidos y 6 ganados.
En CuO + H₂ → Cu + H₂O, ¿cuántos electrones gana cada átomo de cobre?
En el CuO el cobre tiene +2, porque el oxígeno tiene −2. Pasa a cobre metálico, con 0: gana dos electrones y se reduce.
¿Verdadero o falso? Esta ecuación está balanceada: $\mathrm{CuO + H_{2} \rightarrow Cu + H_{2}O}$
1 Cu, 1 O y 2 H a cada lado. El cobre gana dos electrones y los dos hidrógenos, que pasan de 0 a +1, pierden dos.
En la ecuación iónica Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu, ¿verdadero o falso? La carga total es la misma a los dos lados: $0 + 2 = 2 + 0$
A la izquierda, 0 del zinc más +2 del ion cobre; a la derecha, +2 del ion zinc más 0 del cobre. Una ecuación balanceada conserva los átomos y también la carga.
En la reacción CuO + H₂ → Cu + H₂O, ¿cuál es el agente oxidante?
El agente oxidante es el que se reduce: el cobre del CuO pasa de +2 a 0. El H₂ se oxida (de 0 a +1) y por eso es el agente reductor.
¿Cuál de estas afirmaciones sobre la óxido-reducción es correcta?
Oxidarse es perder electrones; quien los pierde se los entrega a otro y lo reduce, por eso es el agente reductor. La oxidación y la reducción ocurren siempre juntas.
Reto
¿Oxidación o reducción?
Mira si los electrones (e⁻) se pierden o se ganan, o si el número de oxidación sube o baja.
Reto
El candado del hierro.
Cada pista da un dígito. Calcula los números de oxidación antes y después.
Cierre
En resumen
Oxidación es pérdida de electrones y el número de oxidación aumenta; reducción es ganancia de electrones y el número de oxidación disminuye.
La oxidación y la reducción ocurren siempre juntas, y los electrones perdidos son iguales a los ganados.
El agente oxidante se reduce (gana los electrones) y el agente reductor se oxida (los cede).
Una reacción es redox si el número de oxidación de algún elemento cambia; la neutralización y la precipitación no lo son.
En el método del número de oxidación se igualan los electrones perdidos y ganados con coeficientes, se termina por tanteo y se comprueban los átomos y la carga.
Vocabulario
- Oxidación
Pérdida de electrones de un átomo; su número de oxidación aumenta.
- Reducción
Ganancia de electrones de un átomo; su número de oxidación disminuye.
- Agente oxidante
Sustancia que contiene el átomo que se reduce: gana los electrones y así oxida a otra.
- Agente reductor
Sustancia que contiene el átomo que se oxida: cede los electrones y así reduce a otra.
- Semirreacción
Mitad de una reacción redox que muestra solo la oxidación o solo la reducción, con los electrones escritos.
Guía para el docente
Tiempos
- Inicio · 5 min — Pregunte qué tienen en común un clavo oxidado y una pila. Recoja ideas; la respuesta (electrones que pasan de un átomo a otro) aparece en la explicación.
- Explicación · 20 min — Oxidación y reducción con la reacción del zinc y el sulfato de cobre, escribiendo los números de oxidación encima de cada símbolo. Los agentes en una tabla de dos columnas. Los ejemplos del método en el tablero.
- Práctica · 25 min — Preguntas y retos en parejas. Exija que escriban el número de oxidación encima de cada átomo antes de responder.
- Cierre · 5 min — Cada estudiante escribe en una frase por qué el agente oxidante se reduce.
Preguntas para el salón
- ¿Puede un átomo oxidarse sin que otro se reduzca? ¿Adónde irían los electrones?
- ¿Por qué la neutralización no es una reacción redox, aunque cambien las sustancias?
- Si un átomo pierde tres electrones y otro gana dos, ¿cuál es el menor número de cada uno que deja los electrones iguales?
Errores típicos
- Creer que solo hay oxidación cuando interviene el oxígeno, o que oxidarse es ganar electrones. Insista en la definición por electrones. Ganar oxígeno, como el magnesio en 2Mg + O₂ → 2MgO, es un caso de oxidación, pero no el único: muestre reacciones redox sin oxígeno, como SnCl₂ + 2FeCl₃ → SnCl₄ + 2FeCl₂.
- Confundir el agente oxidante con la sustancia que se oxida. Use la tabla: quién se oxida, quién se reduce; y debajo, el agente lleva el nombre de lo que le hace al otro.
- Contar los electrones por átomo y olvidar multiplicar por el número de átomos de la fórmula (6 y no 3 en el Fe₂O₃). Pida escribir siempre «electrones por átomo × átomos = total» antes de igualar.
- Igualar electrones y no comprobar los demás átomos. Recuerde que el último paso es contar los átomos de cada elemento, como en el tanteo.
Tarea sugerida
En Mg + 2HCl → MgCl₂ + H₂ y en CuO + H₂ → Cu + H₂O, escribir los números de oxidación encima de cada átomo, las dos semirreacciones con sus electrones, y nombrar el agente oxidante y el reductor.