Reacciones de oxidación-reducción: qué son y ejemplos

Ana Zita Fernandes

Doctora en Bioquímica

Las reacciones de oxidación-reducción, también llamadas óxido-reducción o redox, son aquellas donde las sustancias que reaccionan transfieren electrones entre sí. Es decir, una sustancia le pasa parte de sus electrones a otra sustancia, formando productos nuevos.

Ejemplos de reacciones de óxido-reducción están presentes en la corrosión del hierro, en la combustión de la gasolina y en la batería de los coches.

En la reacción entre el hierro Fe y el oxígeno O₂ para formar óxido de hierro(III) Fe₂O₃, el hierro le transfiere electrones (e^-) al oxígeno:

$negrita 4 negrita Fe subíndice negrita paréntesis izquierdo negrita s negrita paréntesis derecho fin subíndice negrita más negrita espacio negrita 3 negrita O subíndice negrita 2 negrita paréntesis izquierdo negrita g negrita paréntesis derecho fin subíndice negrita flecha derecha negrita 2 negrita Fe subíndice negrita 2 negrita O subíndice negrita 3 negrita paréntesis izquierdo negrita s negrita paréntesis derecho fin subíndice$

Esta transferencia de electrones se lleva a cabo en dos medias reacciones:

Reacción de oxidación: transformación química donde una especie química pierde electrones. Por ejemplo, en la oxidación de hierro, este pierde 3 electrones:

$negrita Fe elevado a negrita 0 negrita flecha derecha negrita Fe elevado a negrita 3 negrita más fin elevado negrita más negrita 3 negrita e elevado a negrita menos$

Reacción de reducción: transformación química donde una especie química acepta electrones. Por ejemplo, en la reducción del oxígeno, este gana dos electrones:

$negrita O elevado a negrita 0 subíndice negrita 2 negrita más negrita 2 negrita e elevado a negrita menos negrita flecha derecha negrita O elevado a negrita 2 negrita menos fin elevado$

esquema simple de reacciones oxidacion-reduccion redox — Esquema simplificado de una reacción de óxido-reducción.

En las reacciones de oxidación-reducción hay dos especies químicas:

Especie oxidada: que experimenta oxidación, es decir, cede electrones. La especie oxidada funciona también como agente reductor.
Especie reducida: que experimenta reducción, es decir, recibe electrones. La especie reducida es al mismo tiempo el agente oxidante.

En la reacción entre el zinc (Zn) y el ion cobre (Cu²⁺), el Zn es el reductor (especie oxidada) que aporta los electrones y el Cu²⁺ es el oxidante (especie reducida) que recibe los electrones.

$fracción negrita Zn elevado a negrita 0 subíndice negrita paréntesis izquierdo negrita s negrita paréntesis derecho fin subíndice entre negrita reductor más fracción numerador negrita Cu subíndice negrita paréntesis izquierdo negrita ac negrita paréntesis derecho fin subíndice superíndice negrita 2 negrita más fin superíndice entre denominador negrita oxidante fin fracción negrita flecha derecha negrita Zn subíndice negrita paréntesis izquierdo negrita ac negrita paréntesis derecho fin subíndice superíndice negrita 2 negrita más fin superíndice negrita más negrita Cu elevado a negrita 0 subíndice negrita paréntesis izquierdo negrita s negrita paréntesis derecho fin subíndice$

Número de oxidación y cómo se calcula

El número de oxidación es el número que se le asigna a cada átomo en una especie química. De esta forma se sigue el paso de electrones entre las mismas. El número de oxidación también se conoce como estado de oxidación.

Existen unas reglas básicas para asignar el número de oxidación:

1. En elementos libres el número de oxidación es 0 (cero), ejemplo: el oxígeno gaseoso O₂, el hidrógeno gaseoso H₂, el sodio metálico Na, el hierro metálico Fe.

2. En los compuestos binarios iónicos, el número de oxidación es la carga por átomo. Por ejemplo, el cloruro de cadmio CdCl₂ es un compuesto iónico. El número de oxidación del cadmio es +2 (Cd⁺²) y el del cloro es -1 (Cl^-1.

3. El flúor cuando forma fluoruros tiene un número de oxidaxión de -1, como en el fluoruro de hidrógeno.

4. El número de oxidación del oxígeno en compuestos covalentes es -2. Ejemplo, en el agua H₂O y el dióxido de carbono CO₂.

5. El número de oxidación del oxígeno cuando forma peróxidos es -1. Ejemplo peróxido de hidrógeno H₂O₂, el peróxido de magnesio MgO₂ y el peróxido de sodio Na₂O₂.

6. El número de oxidación del hidrógeno en los compuestos es +1. Por ejemplo, en el amoníaco NH₃, el nitrógeno tiene el número de oxidación -3, mientras el hidrógeno tiene el número de oxidación +1. Al tener 3 átomos de hidrógeno unidos al nitrógeno, la molécula de amoníaco queda con carga neutra

7. El número de oxidación del hidrógeno en los hidruros metálicos es -1, como el hidruro de calcio CaH₂, el hidruro de sodio NaH.

Las reglas de asignación de número de oxidación están resumidas en esta tabla:

Átomo	Número de oxidación	Ejemplos
Un átomo en un elemento	0	Sodio metal Na(s) Oxígeno (gas) O₂(g) Ozono O₃ Mercurio Hg(l)
Ión monoatómico	Igual a su carga	Na⁺ =+1 Cl^-=-1 Ca⁺²= +2
Fluoruro	-1	Fluoruro de hidrógeno HF Trifluoruro de fósforo PF₃
Oxígeno en compuestos covalentes (excepto peróxidos)	-2	Agua H₂O Dióxido de carbono CO₂
Oxígeno en peróxidos	-1	Peróxido de hidrógeno H₂O₂
Hidrógeno en compuestos covalentes	+1	Agua H₂O ácido clorhídrico HCl Amoníaco NH₃
Hidrógeno en hidruros metálicos	-1	hidruro de calcio CaH₂ hidruro de sodio NaH

Ejemplos de reacciones de oxidación-reducción

Formación de fluoruro de sodio

El fluoruro de sodio NaF es un compuesto iónico que se utiliza para añadir flúor en el agua. Se forma por la reacción del sodio Na y el flúor F₂:

$negrita 2 negrita Na elevado a negrita 0 subíndice negrita paréntesis izquierdo negrita s negrita paréntesis derecho fin subíndice negrita más negrita F elevado a negrita 0 subíndice negrita 2 negrita paréntesis izquierdo negrita g negrita paréntesis derecho fin subíndice negrita flecha derecha negrita 2 negrita Na elevado a negrita más negrita 1 fin elevado negrita F elevado a negrita menos negrita 1 fin elevado subíndice negrita paréntesis izquierdo negrita s negrita paréntesis derecho fin subíndice$

En esta reacción, el sodio sólido, con número de oxidación 0, reacciona con moléculas de flúor diatómicas con número de oxidación 0, para formar el sólido iónico NaF, que contienen iones Na⁺ y F^-. En este caso, el Na es el agente reductor o la especie oxidada porque aporta su electrón y el F₂ es el agente oxidante o la especie reducida porque gana los electrones.

Combustión del etano

En la reacción de combustión del etano se produce una reacción de oxidación-reducción;

$negrita 2 negrita C subíndice negrita 2 superíndice blanco negrita H subíndice negrita 6 negrita paréntesis izquierdo negrita g negrita paréntesis derecho fin subíndice superíndice blanco negrita más negrita espacio negrita 7 negrita O subíndice negrita 2 negrita paréntesis izquierdo negrita g negrita paréntesis derecho fin subíndice negrita flecha derecha negrita 4 negrita CO subíndice negrita 2 negrita paréntesis izquierdo negrita g negrita paréntesis derecho fin subíndice negrita más negrita espacio negrita 6 negrita H subíndice negrita 2 negrita O subíndice negrita paréntesis izquierdo negrita g negrita paréntesis derecho fin subíndice$

En esta reacción no hay compuestos iónicos, pero igual se puede describir la transferencia de electrones. El carbono C experimenta un cambio en su estado de oxidación de -4 en C₂H₆ a +4 en CO₂:

$negrita C elevado a negrita menos negrita 4 fin elevado negrita H subíndice negrita 4 superíndice blanco negrita flecha derecha negrita C elevado a negrita más negrita 4 fin elevado negrita O subíndice negrita 2 negrita espacio negrita más negrita 8 negrita e elevado a negrita menos$

Por otro lado, el oxígeno cambia de estado de oxidación de 0 en O₂ a -2 en el agua y CO₂, con una ganancia de dos electrones por átomo:

$negrita 2 negrita O subíndice negrita 2 superíndice negrita 0 negrita espacio negrita más negrita espacio negrita 8 negrita e elevado a negrita menos negrita flecha derecha negrita CO subíndice negrita 2 superíndice negrita menos negrita 2 fin superíndice negrita espacio negrita más negrita espacio negrita 2 negrita H subíndice negrita 2 negrita O elevado a negrita menos negrita 2 fin elevado$

En esta reacción el agente reductor es el etano y el agente oxidante es el oxígeno O₂. El hidrógeno no cambia su estado de oxidación y no participa en el proceso de transferencia de electrones.

Metalurgia

La metalurgia es el proceso de extraer un metal a partir de minerales. En la metalurgia de la galena PbS, un mineral compuesto de plomo y azufre, se realizan varias reacciones de oxidación-reducción para poder extraer el plomo.

En una primera reacción, el sulfuro de plomo reacciona con el oxígeno:

$negrita 2 negrita Pb elevado a negrita más negrita 2 fin elevado negrita S elevado a negrita menos negrita 2 fin elevado subíndice negrita paréntesis izquierdo negrita s negrita paréntesis derecho fin subíndice negrita más negrita 3 negrita O elevado a negrita 0 subíndice negrita 2 negrita paréntesis izquierdo negrita g negrita paréntesis derecho fin subíndice negrita flecha derecha negrita 2 negrita Pb elevado a negrita más negrita 2 fin elevado negrita O elevado a negrita menos negrita 2 fin elevado subíndice negrita paréntesis izquierdo negrita s negrita paréntesis derecho fin subíndice negrita más negrita espacio negrita 2 negrita S elevado a negrita más negrita 4 fin elevado negrita O elevado a negrita menos negrita 2 fin elevado subíndice negrita 2 negrita paréntesis izquierdo negrita g negrita paréntesis derecho fin subíndice$

El estado de oxidación para el azufre aumenta de -2 a +4. Así, el azufre se oxida. El estado de oxidación para el oxígeno disminuye de cero a -2, con lo cual se reduce. Entonces el agente oxidante que acepta los electrones es el O₂, y el agente reductor que es el que dona electrones es el sulfuro de plomo PbS.

En una segunda reacción, el óxido de plomo reacciona con el monóxido de carbono para producir el metal libre:

$negrita Pb elevado a negrita más negrita 2 fin elevado negrita O subíndice negrita paréntesis izquierdo negrita s negrita paréntesis derecho fin subíndice superíndice negrita menos negrita 2 fin superíndice negrita espacio negrita más negrita espacio negrita C elevado a negrita más negrita 2 fin elevado negrita O subíndice negrita paréntesis izquierdo negrita g negrita paréntesis derecho fin subíndice superíndice negrita menos negrita 2 fin superíndice negrita flecha derecha negrita Pb subíndice negrita paréntesis izquierdo negrita s negrita paréntesis derecho fin subíndice superíndice negrita 0 negrita más negrita C elevado a negrita más negrita 4 fin elevado negrita O subíndice negrita 2 superíndice negrita menos negrita 2 fin superíndice$

El plomo se reduce, su estado de oxidación disminuye de +2 a 0, y el carbono se oxida porque su estado de oxidación aumenta de +2 a +4. El agente oxidante es entonces el PbO y el agente reductor es el CO.

Vea también:

Ejercicios de óxido-reducción

1. ¿Cuál es el número de oxidación de los átomos del hexafluoruro de azufre SF₆?

El número de oxidación del fluoruro es -1 según las reglas. El azufre S está unido a 6 F-1, por lo que su número de oxidación debe ser +6 para balancear las cargas del compuesto:
$estilo tamaño 16px negrita S elevado a negrita más negrita 6 fin elevado negrita F subíndice negrita 6 superíndice negrita menos negrita 1 fin superíndice fin estilo$

2. En la siguiente reacción, ¿cuál es la especie oxidada y cuál la especie reducida?

$estilo tamaño 16px negrita 2 negrita Co subíndice negrita paréntesis izquierdo negrita ac negrita paréntesis derecho fin subíndice superíndice negrita más negrita 3 fin superíndice negrita más negrita Ni subíndice negrita paréntesis izquierdo negrita s negrita paréntesis derecho fin subíndice superíndice blanco negrita flecha derecha negrita 2 negrita Co subíndice negrita paréntesis izquierdo negrita ac negrita paréntesis derecho fin subíndice superíndice negrita más negrita 2 fin superíndice negrita más negrita Ni subíndice negrita paréntesis izquierdo negrita ac negrita paréntesis derecho fin subíndice superíndice negrita más negrita 2 fin superíndice fin estilo$

En esta reacción el ion cobalto Co⁺³ , un número de oxidación +3 y pasa a +2, es decir, ganó un electrón, por lo tanto, es la especie reducida. El níquel Ni, con un número de oxidación 0 pasa a +2, por lo tanto, pierde dos electrones, es la especie oxidada.

Referencia

Atkins, P. Jones, L., Laverman, L. (20160 Chemical Principles-The quest for insight. 7th ed. W.H.Freeman. NY.

Rosenberg, J.L., Epstein, L.M., Krieger, P.J. (2007) Schaum's outline of Theory and problems of College Chemistry 9th ed. McGraw-Hill. NY.

Zumdahl, S. S., Zumdahl, S.A. (2014) Chemistry. 9.ª ed. Brooks/Cole