Reacciones de óxido-reducción (redox): número de oxidación, ventajas y desventajas

El fuego de una estufa, una pila que hace funcionar tu celular, un clavo que se oxida, la respiración y la fotosíntesis tienen algo en común: en todas, unas sustancias pierden electrones y otras los ganan. Son las reacciones de óxido-reducción, o redox.

En tu libro: este tema está en las páginas 285 a 292, y sus beneficios y perjuicios en las páginas 160 a 165 de Saberes y pensamiento científico. Tercer grado (SEP).

Oxidación y reducción

• Oxidación: una sustancia pierde electrones. El nombre viene de las primeras reacciones estudiadas, en las que los metales reaccionaban con el oxígeno.
• Reducción: una sustancia gana electrones.

Siempre ocurren juntas: si un átomo pierde electrones, otro los tiene que ganar.

• El agente reductor es la sustancia que se oxida (cede electrones y así reduce a la otra).
• El agente oxidante es la sustancia que se reduce (acepta electrones y así oxida a la otra).

Por ejemplo, cuando el hierro se oxida al aire, pierde su brillo y se forma una capa café rojiza:

$$\ce{4Fe + 3O2 -> 2Fe2O3}$$

El hierro pierde electrones (se oxida; es el reductor) y el oxígeno los gana (se reduce; es el oxidante).

El número de oxidación

Para seguir la pista de los electrones se usa el número de oxidación: la carga que tendría un átomo en un compuesto. Si aumenta, el átomo se oxidó; si disminuye, se redujo.

Ejemplos del libro resueltos (páginas 287 a 289)

Cloruro de sodio (NaCl): el sodio tiene +1. Si llamamos $x$ al cloro: $(+1) + x = 0$, así que $x = -1$.

Ácido sulfuroso ($\ce{H2SO3}$): $2(+1) + x + 3(-2) = 0 \Rightarrow 2 + x - 6 = 0 \Rightarrow x = +4$.

Sulfato de potasio ($\ce{K2SO4}$): $2(+1) + x + 4(-2) = 0 \Rightarrow 2 + x - 8 = 0 \Rightarrow x = +6$.

El azufre cambia su número de oxidación según el compuesto:

Al pasar de $\ce{H2SO3}$ a $\ce{H2SO4}$ el azufre sube de +4 a +6: se oxida.

La electrólisis del agua (página 290)

$$\ce{2H2O(l) -> 2H2(g) + O2(g)}$$

• El oxígeno pasa de −2 (en el agua) a 0 (en el $\ce{O2}$): pierde electrones, se oxida.
• El hidrógeno pasa de +1 a 0: gana electrones, se reduce.

La reacción inversa, $\ce{2H2 + O2 -> 2H2O}$, libera tanta energía que una mezcla de hidrógeno y oxígeno en un tubo de ensayo sale disparada al encenderla con una chispa.

Hierro y cloro (página 290)

$$\ce{2Fe + 3Cl2 -> 2FeCl3}$$

El hierro pasa de 0 a +3 (agente reductor) y el cloro de 0 a −1 (agente oxidante).

Ventajas de las reacciones redox

• El fuego y la combustión: cocinar, calentarse, generar electricidad y mover vehículos. El gas natural es sobre todo metano (60 % a 95 %): $\ce{CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O}$ + energía. El gas LP es una mezcla de propano y butano, y la gasolina y el diésel también son derivados del petróleo.
• El hidrógeno como combustible solo produce agua, aunque todavía es difícil de producir y almacenar.
• Las pilas y baterías almacenan energía química y la liberan cuando se cierra el circuito; las recargables invierten la reacción al conectarlas a la corriente.
• La extracción de metales: la minería obtiene metales como el indio, el lantano o el terbio que necesitan las pantallas de los teléfonos.
• Los procesos de la vida: la respiración, la fotosíntesis, la fermentación y los ciclos del carbono y del nitrógeno son redox.

Desventajas de las reacciones redox

• Combustión incompleta: si no hay suficiente oxígeno, se produce monóxido de carbono (CO), muy tóxico, y hollín.
• Contaminación del aire: el azufre y el nitrógeno de los combustibles forman óxidos, como $\ce{2NO + O2 -> 2NO2}$, que causan lluvia ácida y ozono a nivel del suelo.
• Residuos mineros: el agua que se usa para extraer metales queda ácida y con metales pesados (arsénico, plomo, cadmio) que contaminan suelos y mantos freáticos. Algo parecido ocurre con las pilas tiradas a la basura.
• La corrosión: el hierro y el acero se cubren de herrumbre, un óxido de hierro (III) hidratado de color café anaranjado, que los debilita. Daña puentes, barcos, autos y monumentos; por eso se protegen con pintura o recubrimientos.

$$\ce{4Fe + 3O2 + 6H2O -> 4Fe(OH)3}$$

Nota: el libro atribuye el color anaranjado al óxido de hierro (II); la herrumbre es principalmente óxido de hierro (III).

Otras reacciones redox del entorno (página 291)

La oxidación de metales con el oxígeno del aire:

$$\ce{4Na + O2 -> 2Na2O} \qquad \ce{2Ca + O2 -> 2CaO} \qquad \ce{4Al + 3O2 -> 2Al2O3}$$

Nota: en la página 291 aparece $\ce{4Ca + O2 -> 2Ca2O}$; el calcio, del grupo 2, forma CaO, así que la ecuación correcta es $\ce{2Ca + O2 -> 2CaO}$.

Comprueba lo aprendido

1. ¿Qué significa que una sustancia se oxide?Ver respuestaOcultar respuesta

Que pierde electrones: su número de oxidación aumenta.

2. ¿Cuál es el número de oxidación del nitrógeno en el ácido nítrico, HNO₃?Ver respuestaOcultar respuesta

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

3. En la reacción Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu, ¿quién es el agente reductor?Ver respuestaOcultar respuesta

El zinc: pasa de 0 a +2, pierde electrones y reduce al cobre (de +2 a 0).

Practica con los ejercicios resueltos de esta unidad:

Ejercicios de reacciones químicas

Temas relacionados: tipos de reacciones químicas y termoquímica en el curso de Saberes y pensamiento científico 3. Para profundizar, revisa número de oxidación y reacciones redox en el curso de química de preparatoria.

Referencias

• Secretaría de Educación Pública (2024). Colección Nanahuatzin. Saberes y pensamiento científico. Tercer grado. SEP, pp. 160-165 y 285-292.
• Chang, R. y Overby, J. (2017). Química. McGraw Hill.
• Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E. y Murphy, C. J. (2014). Química, la ciencia central. Pearson Educación.

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