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Química· Aire

Número de oxidación y reacciones de óxido-reducción (redox)

Actualizado el 4 min de lectura 3 ejercicios resueltos

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En muchas reacciones químicas hay transferencia de electrones: una sustancia los pierde y otra los gana. Son las reacciones de óxido-reducción o redox, y están en todas partes: en la combustión, en la corrosión de los metales, en las pilas y baterías, en la fotosíntesis y en la respiración.

Oxidación y reducción

  • Oxidación: pérdida de electrones. El número de oxidación aumenta.
  • Reducción: ganancia de electrones. El número de oxidación disminuye.

Las dos ocurren siempre al mismo tiempo: los electrones que pierde una especie los gana otra.

Zn→ZnX2++2 eX−(oxidacioˊn)CuX2++2 eX−→Cu(reduccioˊn)\ce{Zn -> Zn^2+ + 2e-} \quad \text{(oxidación)} \qquad\qquad \ce{Cu^2+ + 2e- -> Cu} \quad \text{(reducción)}

Número de oxidación

El número de oxidación (o estado de oxidación) es la carga que tendría un átomo si todos sus enlaces fueran iónicos. Indica cuántos electrones puede perder, ganar o compartir al formar un compuesto.

Reglas para asignarlo

  1. Los elementos libres (sin combinar) tienen número de oxidación 0: Na\ce{Na}, Fe\ce{Fe}, OX2\ce{O2}, ClX2\ce{Cl2}, HX2\ce{H2}.
  2. En un ion monoatómico, es igual a su carga: NaX+\ce{Na+} es +1; ClX−\ce{Cl-} es −1; FeX3+\ce{Fe^3+} es +3.
  3. Los elementos del grupo I A trabajan con +1, los del II A con +2 y el aluminio con +3.
  4. El hidrógeno trabaja casi siempre con +1, excepto en los hidruros metálicos (NaH\ce{NaH}, MgHX2\ce{MgH2}), donde trabaja con −1.
  5. El oxígeno trabaja casi siempre con −2, excepto en los peróxidos (HX2OX2\ce{H2O2}, NaX2OX2\ce{Na2O2}), donde trabaja con −1.
  6. El flúor siempre trabaja con −1.
  7. La suma de los números de oxidación es cero en un compuesto neutro e igual a la carga en un ion poliatómico.

Ejemplos

Ejemplo 1: azufre en el HX2SOX4\ce{H2SO4}.

2(+1)+x+4(−2)=0  ⇒  2+x−8=0  ⇒  x=+62(+1) + x + 4(-2) = 0 \;\Rightarrow\; 2 + x - 8 = 0 \;\Rightarrow\; x = +6

Ejemplo 2: manganeso en el KMnOX4\ce{KMnO4}.

(+1)+x+4(−2)=0  ⇒  x=+7(+1) + x + 4(-2) = 0 \;\Rightarrow\; x = +7

Ejemplo 3: cromo en el KX2CrX2OX7\ce{K2Cr2O7}.

2(+1)+2x+7(−2)=0  ⇒  2x=12  ⇒  x=+62(+1) + 2x + 7(-2) = 0 \;\Rightarrow\; 2x = 12 \;\Rightarrow\; x = +6

Ejemplo 4: nitrógeno en el ion amonio, NHX4X+\ce{NH4+}.

x+4(+1)=+1  ⇒  x=−3x + 4(+1) = +1 \;\Rightarrow\; x = -3

Radicales (iones poliatómicos) frecuentes

Carga −1Carga −2Carga −3
OHX−\ce{OH-} hidróxidoCOX3X2−\ce{CO3^2-} carbonatoPOX4X3−\ce{PO4^3-} fosfato
NOX3X−\ce{NO3-} nitratoSOX4X2−\ce{SO4^2-} sulfatoPOX3X3−\ce{PO3^3-} fosfito
NOX2X−\ce{NO2-} nitritoSOX3X2−\ce{SO3^2-} sulfito
ClOX3X−\ce{ClO3-} cloratoCrOX4X2−\ce{CrO4^2-} cromato
ClOX−\ce{ClO-} hipocloritoOX2X2−\ce{O2^2-} peróxido
MnOX4X−\ce{MnO4-} permanganatoCrX2OX7X2−\ce{Cr2O7^2-} dicromato

Agente oxidante y agente reductor

Especie¿Qué le pasa?ElectronesNúmero de oxidaciónEs el…
La que se oxidaPierde electronesLos cedeAumentaAgente reductor
La que se reduceGana electronesLos aceptaDisminuyeAgente oxidante

Parece contradictorio, pero tiene lógica: el agente reductor provoca que otra especie se reduzca (porque le da sus electrones) y por eso él mismo se oxida.

Cómo identificar una reacción redox

  1. Escribe el número de oxidación de cada elemento en reactivos y productos.
  2. Busca los elementos que cambian su número de oxidación. Si ninguno cambia, la reacción no es redox.
  3. El que aumenta se oxida (agente reductor); el que disminuye se reduce (agente oxidante).

Ejemplo 5: reacción del cobre con ácido nítrico.

Cu+HNOX3→Cu(NOX3)X2+NO+HX2O\ce{Cu + HNO3 -> Cu(NO3)2 + NO + H2O}

Números de oxidación:

Cu0+H+1N+5O−23⟶Cu+2(N+5O−23)2+N+2O−2+H+12O−2\overset{0}{\text{Cu}} + \overset{+1}{\text{H}}\overset{+5}{\text{N}}\overset{-2}{\text{O}}_3 \longrightarrow \overset{+2}{\text{Cu}}(\overset{+5}{\text{N}}\overset{-2}{\text{O}}_3)_2 + \overset{+2}{\text{N}}\overset{-2}{\text{O}} + \overset{+1}{\text{H}}_2\overset{-2}{\text{O}}

  • Cu: de 0 a +2. Pierde 2 electrones: se oxida; el Cu es el agente reductor.
  • N: de +5 a +2 (en el NO). Gana 3 electrones: se reduce; el HNOX3\ce{HNO3} (el N) es el agente oxidante.

Ejemplo 6: ¿es redox la reacción CaCOX3→CaO+COX2\ce{CaCO3 -> CaO + CO2}?

Ca: +2 → +2; C: +4 → +4; O: −2 → −2. Ningún número de oxidación cambia: no es redox. Lo mismo ocurre en las reacciones de neutralización, como HCl+NaOH→NaCl+HX2O\ce{HCl + NaOH -> NaCl + H2O}.

Reacciones redox en la vida diaria

  • Combustión: el combustible se oxida y el oxígeno se reduce.
  • Corrosión: el hierro se oxida a FeX3+\ce{Fe^3+}.
  • Pilas y baterías: producen electricidad a partir de una reacción redox.
  • Blanqueadores y desinfectantes: el cloro y el agua oxigenada son agentes oxidantes.
  • Respiración celular: la glucosa se oxida y el oxígeno se reduce a agua.

Para escribir correctamente estas reacciones hay que balancearlas.

Comprueba lo aprendido

1. ¿Cuál es el número de oxidación del hidrógeno en el MgH₂?

−1, porque es un hidruro metálico. (Comprobación: +2+2(−1)=0+2 + 2(-1) = 0).

2. ¿Cuál es el número de oxidación del cloro en el KClO₃?

+1+x+3(−2)=0⇒x=+5+1 + x + 3(-2) = 0 \Rightarrow x = +5.

3. En Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂, ¿cuál es el agente reductor?

El zinc: pasa de 0 a +2, se oxida y por eso es el agente reductor. El hidrógeno pasa de +1 a 0: se reduce.

Practica con los ejercicios resueltos de esta unidad:

Ejercicios de redox y balanceo

Referencias

  • Chang, R. y Goldsby, K. A. (2017). Química (12.ª ed.). McGraw-Hill.
  • Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Murphy, C. J. y Woodward, P. M. (2014). Química, la ciencia central (12.ª ed.). Pearson Educación.
  • Colegio Nacional de Matemáticas. Guía práctica para el examen de ingreso a la universidad. Pearson Educación (temario de referencia).

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