Oxidación y reducción por transferencia de electrones: Química HSC
Aprende a identificar la oxidación, la reducción, los agentes oxidantes y los agentes reductores siguiendo la transferencia de electrones en reacciones redox.
Pon una tira de zinc metálico en una disolución azul de cobre(II) y ocurre algo curioso: el cobre metálico comienza a recubrir el zinc, mientras que los átomos de zinc abandonan la tira y entran en la disolución como iones.
¿Qué se ha transferido realmente del zinc al cobre?
No es un átomo de oxígeno ni un protón. La transferencia clave es mucho más pequeña: los electrones pasan de los átomos de zinc a los iones cobre(II). Una vez que puedes seguir esa transferencia de electrones, identificar la oxidación y la reducción resulta mucho más fácil.
01Empieza siguiendo los electrones
Considera la reacción
\[ \ce{Zn(s) + Cu^2+(aq) -> Zn^2+(aq) + Cu(s)} \]
Antes de seguir leyendo, predice qué ocurre con los electrones.
Un átomo neutro de zinc se convierte en \(\mathrm{Zn}^{2+}\). Para adquirir una carga \(2+\), debe perder dos electrones con carga negativa:
\[ \ce{Zn -> Zn^2+ + 2e^-} \]
Mientras tanto, un ion \(\mathrm{Cu}^{2+}\) se convierte en un átomo neutro de cobre. Debe ganar dos electrones:
\[ \ce{Cu^2+ + 2e^- -> Cu} \]
Estos dos cambios tienen nombres específicos:
- oxidación es la pérdida de electrones
- reducción es la ganancia de electrones
Puede que hayas visto la regla mnemotécnica OIL RIG: Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain. Es útil, pero no te limites a memorizarla. La idea importante es que los electrones se transfieren de una especie a otra.
Piensa en ello como entregar una entrada para un concierto. Si una persona recibe la entrada, otra tiene que cederla. La transferencia de electrones funciona de la misma manera: una especie no puede ganar electrones a menos que otra especie los pierda.
La analogía tiene sus límites porque los electrones son partículas reales, no entradas, y una reacción química no siempre implica que los electrones viajen como partículas libres directamente a través de la disolución. Las semiecuaciones son una forma de llevar la cuenta de dónde proceden los electrones y adónde van.
02La oxidación y la reducción siempre ocurren juntas
Supón que el zinc pierde dos electrones:
\[ \ce{Zn -> Zn^2+ + 2e^-} \]
¿Podría ser esa toda la reacción?
No. Los electrones no pueden simplemente desaparecer. Otra especie debe aceptarlos.
Por eso la oxidación y la reducción son procesos emparejados. Juntos forman una reacción redox.
En la reacción entre zinc y cobre:
- el zinc se oxida porque pierde electrones
- los iones cobre(II) se reducen porque ganan electrones
Las dos ecuaciones
\[ \ce{Zn -> Zn^2+ + 2e^-} \]
y
\[ \ce{Cu^2+ + 2e^- -> Cu} \]
se denominan semiecuaciones. Cada una muestra una parte de la transferencia de electrones.
Cuando las sumamos, los electrones se cancelan:
\[ \ce{Zn + Cu^2+ -> Zn^2+ + Cu} \]
Esta cancelación es importante. Confirma que el número de electrones perdidos es igual al número de electrones ganados.
03Los nombres que causan más problemas
Los estudiantes suelen identificar correctamente la oxidación y la reducción, pero después intercambian los agentes oxidante y reductor.
La regla más segura es centrarse en lo que cada especie hace a la otra especie.
| Especie | ¿Qué le ocurre? | ¿Qué hace? | Nombre |
|---|---|---|---|
| Pierde electrones | Se oxida | Entrega electrones a otra especie | Agente reductor |
| Gana electrones | Se reduce | Toma electrones de otra especie | Agente oxidante |
Así que, en
\[ \ce{Zn + Cu^2+ -> Zn^2+ + Cu} \]
el zinc pierde electrones. Por lo tanto, el zinc:
- se oxida, y
- es el agente reductor
Los iones cobre(II) ganan esos electrones. Por lo tanto, \(\mathrm{Cu}^{2+}\):
- se reduce, y
- es el agente oxidante
Al principio, los nombres pueden parecer al revés. No lo están.
El agente reductor se llama agente reductor porque provoca que otra especie se reduzca. Para hacerlo, tiene que donar electrones, por lo que el propio agente reductor se oxida.
Del mismo modo, el agente oxidante provoca que otra especie se oxide al aceptar sus electrones. El propio agente oxidante se reduce.
Una forma un poco absurda de recordarlo: imagina a dos personas en una cita desastrosa intercambiando una chaqueta. La persona que entrega la chaqueta hace que la otra esté más abrigada, pero ella misma pasa más frío. De forma similar, un agente reductor entrega electrones y hace que la otra especie se reduzca, mientras él mismo experimenta el proceso opuesto.
04Un método fiable para identificar cada especie
Cuando te den una ecuación redox, sigue este orden.
Paso 1: Encuentra una especie que haya perdido electrones
Busca un átomo o ion que adquiera una carga más positiva, o una carga menos negativa.
Esa especie se ha oxidado.
Paso 2: Encuentra una especie que haya ganado electrones
Busca un átomo o ion que adquiera una carga menos positiva, o una carga más negativa.
Esa especie se ha reducido.
Paso 3: Identifica los agentes
La especie que pierde electrones es el agente reductor.
La especie que gana electrones es el agente oxidante.
Paso 4: Comprueba el número de electrones
Los electrones perdidos deben ser iguales a los electrones ganados una vez que las semiecuaciones se hayan multiplicado por los coeficientes adecuados.
Esta comprobación final permite detectar una cantidad sorprendente de errores.
Ejemplo resuelto: Reacción del magnesio con iones hidrógeno
El magnesio reacciona con una disolución ácida según
\[ \ce{Mg(s) + 2H+(aq) -> Mg^2+(aq) + H2(g)} \]
Identifica la especie oxidada, la especie reducida, el agente reductor y el agente oxidante.
Paso 1
El magnesio comienza como \(\ce{Mg}\) neutro y se convierte en \(\mathrm{Mg}^{2+}\). Ha perdido dos electrones:
\[ \ce{Mg -> Mg^2+ + 2e^-} \]
El magnesio se oxida.
Paso 2
Dos iones \(\mathrm{H}^{+}\) ganan dos electrones para formar una molécula de \(\ce{H2}\):
\[ \ce{2H+ + 2e^- -> H2} \]
Los iones hidrógeno se reducen.
Paso 3
El magnesio dona electrones, por lo que es el agente reductor.
Los iones hidrógeno aceptan electrones, por lo que \(\mathrm{H}^{+}\) es el agente oxidante.
Paso 4
El magnesio pierde dos electrones y los iones hidrógeno ganan dos electrones. El balance de electrones es coherente.
Por lo tanto, la identificación completa es:
- especie oxidada: \(\ce{Mg}\)
- especie reducida: \(\mathrm{H}^{+}\)
- agente reductor: \(\ce{Mg}\)
- agente oxidante: \(\mathrm{H}^{+}\)
Esta transferencia de electrones es la base de muchas de las reacciones que se estudian en reactividad de los metales con ácidos diluidos.
05No confundas la transferencia de electrones con la palabra «oxígeno»
Históricamente, la oxidación se asociaba con reacciones en las que intervenía el oxígeno. Por ejemplo,
\[ \ce{2Mg + O2 -> 2MgO} \]
sí implica la oxidación del magnesio.
Pero «oxidación significa ganar oxígeno» no es una definición suficientemente general.
El magnesio también se oxida aquí:
\[ \ce{Mg + 2H+ -> Mg^2+ + H2} \]
No hay oxígeno en ninguna parte de la ecuación.
La definición basada en la transferencia de electrones funciona en ambos casos. El magnesio pierde electrones en cada reacción.
Para las preguntas de HSC sobre redox, pensar en términos de pérdida y ganancia de electrones proporciona un modelo más general.
Ejemplo resuelto: Reacción del aluminio con iones cobre(II)
Considera
\[ \ce{2Al(s) + 3Cu^2+(aq) -> 2Al^3+(aq) + 3Cu(s)} \]
Identifica los procesos de oxidación y reducción y, después, los agentes oxidante y reductor.
Paso 1
Cada átomo de aluminio pierde tres electrones:
\[ \ce{Al -> Al^3+ + 3e^-} \]
El aluminio se oxida.
Como la reacción global contiene dos átomos de aluminio, multiplica la semiecuación por dos:
\[ \ce{2Al -> 2Al^3+ + 6e^-} \]
Paso 2
Cada ion \(\mathrm{Cu}^{2+}\) gana dos electrones:
\[ \ce{Cu^2+ + 2e^- -> Cu} \]
Hay tres iones cobre(II) en la reacción, por lo que:
\[ \ce{3Cu^2+ + 6e^- -> 3Cu} \]
Paso 3
El aluminio pierde seis electrones en total, mientras que los iones cobre(II) ganan seis electrones.
Por lo tanto, la transferencia de electrones está equilibrada.
Paso 4
El aluminio aporta electrones, por lo que es el agente reductor.
\(\mathrm{Cu}^{2+}\) acepta electrones, por lo que es el agente oxidante.
Por tanto, la situación completa es:
\[ \underbrace{\ce{2Al -> 2Al^3+ + 6e^-}}_{\text{oxidación}} \]
\[ \underbrace{\ce{3Cu^2+ + 6e^- -> 3Cu}}_{\text{reducción}} \]
Observa que los coeficientes no indican qué proceso es oxidación. El aluminio tiene coeficiente 2 y el cobre(II) tiene coeficiente 3, pero esos números simplemente hacen que la transferencia de electrones esté equilibrada. Aun así, tienes que seguir los electrones.
06Un cambio de carga es una evidencia, no la definición
Para iones sencillos, los cambios de carga permiten ver fácilmente la transferencia de electrones.
Por ejemplo,
\[ \ce{Fe^2+ -> Fe^3+ + e^-} \]
es una oxidación porque \(\mathrm{Fe}^{2+}\) pierde un electrón.
Y
\[ \ce{Fe^3+ + e^- -> Fe^2+} \]
es una reducción porque \(\mathrm{Fe}^{3+}\) gana un electrón.
Una carga más positiva suele indicar oxidación, mientras que una carga menos positiva suele indicar reducción.
Pero ten cuidado con la forma de expresarlo. La oxidación no se define como «volverse más positivo». La definición fundamental sigue siendo la pérdida de electrones.
La carga es simplemente una pista útil cuando las especies que reaccionan son iones.
07El papel depende de la especie en esa reacción concreta
Es tentador memorizar afirmaciones como «los metales son agentes reductores» o «\(\mathrm{Fe}^{3+}\) es un agente oxidante».
Estas afirmaciones pueden describir comportamientos habituales, pero el papel debe determinarse, en última instancia, a partir de la reacción que realmente está ocurriendo.
Por ejemplo:
\[ \ce{Fe^2+ -> Fe^3+ + e^-} \]
Aquí, \(\mathrm{Fe}^{2+}\) pierde un electrón, por lo que actúa como agente reductor.
Pero en otra reacción, una especie puede participar de manera diferente. Las etiquetas redox describen un papel en la transferencia de electrones, no una característica permanente asociada a una especie química.
Esto resulta especialmente útil cuando estudias la serie de actividad de los metales, porque la serie ayuda a predecir qué transferencias de electrones es probable que ocurran entre metales e iones metálicos.
08Preguntas y soluciones
Pregunta 1
Considera la reacción
\[ \ce{Zn(s) + 2Ag+(aq) -> Zn^2+(aq) + 2Ag(s)} \]
Identifica:
a. la especie oxidada
b. la especie reducida
c. el agente reductor
d. el agente oxidante
Escribe las semiecuaciones de oxidación y reducción.
Solución 1
El zinc se oxida y es el agente reductor, mientras que \(\mathrm{Ag}^{+}\) se reduce y es el agente oxidante.
El zinc pasa de \(\ce{Zn}\) neutro a \(\mathrm{Zn}^{2+}\), por lo que pierde dos electrones:
\[ \ce{Zn -> Zn^2+ + 2e^-} \]
Eso es oxidación.
Cada ion plata gana un electrón:
\[ \ce{Ag+ + e^- -> Ag} \]
Como reaccionan dos iones plata, la semiecuación de reducción puede multiplicarse por dos:
\[ \ce{2Ag+ + 2e^- -> 2Ag} \]
Los dos electrones perdidos por el zinc coinciden exactamente con los dos electrones ganados por los iones plata.
Por lo tanto:
- especie oxidada: \(\ce{Zn}\)
- especie reducida: \(\mathrm{Ag}^{+}\)
- agente reductor: \(\ce{Zn}\)
- agente oxidante: \(\mathrm{Ag}^{+}\)
Un error tentador es llamar al zinc agente oxidante porque el zinc se está oxidando. Los nombres de los agentes describen lo que una especie provoca en el otro reactivo. El zinc suministra electrones y hace que \(\mathrm{Ag}^{+}\) se reduzca, por lo que el zinc es el agente reductor.
Pregunta 2
A un estudiante se le da la reacción
\[ \ce{2Fe^3+(aq) + Sn^2+(aq) -> 2Fe^2+(aq) + Sn^4+(aq)} \]
El estudiante afirma:
«El estaño pasa de \(2+\) a \(4+\), así que ha ganado dos cargas positivas y debe haber ganado algo. Por lo tanto, el estaño se reduce».
Determina si el estudiante tiene razón. Identifica las especies oxidada y reducida, los dos agentes y demuestra que la transferencia de electrones está equilibrada.
Solución 2
El estudiante no tiene razón. \(\mathrm{Sn}^{2+}\) se oxida y es el agente reductor, mientras que \(\mathrm{Fe}^{3+}\) se reduce y es el agente oxidante.
El estaño cambia según
\[ \ce{Sn^2+ -> Sn^4+ + 2e^-} \]
El ion adquiere una carga más positiva porque ha perdido dos electrones con carga negativa. No ha «ganado cargas positivas».
El hierro experimenta
\[ \ce{Fe^3+ + e^- -> Fe^2+} \]
Cada ion \(\mathrm{Fe}^{3+}\) gana un electrón. Como hay dos iones hierro(III):
\[ \ce{2Fe^3+ + 2e^- -> 2Fe^2+} \]
Ahora el balance queda claro:
- \(\mathrm{Sn}^{2+}\) pierde \(2e^-\)
- dos iones \(\mathrm{Fe}^{3+}\) ganan \(2e^-\)
Por lo tanto:
- especie oxidada: \(\mathrm{Sn}^{2+}\)
- especie reducida: \(\mathrm{Fe}^{3+}\)
- agente reductor: \(\mathrm{Sn}^{2+}\)
- agente oxidante: \(\mathrm{Fe}^{3+}\)
El camino tentador consiste en tratar la carga positiva como si fuera una sustancia que se añade. En realidad, la carga es el resultado neto de protones y electrones. Cuando el número de protones en el núcleo permanece fijo, adquirir una carga más positiva significa que se han perdido electrones.
Pregunta 3
Se coloca una tira limpia de zinc en una disolución que contiene un exceso de iones plata.
La reacción es
\[ \ce{Zn(s) + 2Ag+(aq) -> Zn^2+(aq) + 2Ag(s)} \]
Después de un tiempo, la masa de la tira ha aumentado.
Un estudiante sostiene que, por lo tanto, el zinc no puede haberse oxidado porque «la oxidación elimina zinc de la tira, así que la tira debería volverse más ligera».
Las masas molares son:
- Zn: \(65.4\ \text{g mol}^{-1}\)
- Ag: \(107.9\ \text{g mol}^{-1}\)
¿Es válida la conclusión del estudiante? Explica la química redox y demuestra si es posible un aumento de masa.
Solución 3
La conclusión del estudiante no es válida. El zinc puede oxidarse incluso mientras aumenta la masa total de la tira sólida.
El proceso de oxidación es
\[ \ce{Zn -> Zn^2+ + 2e^-} \]
por lo que los átomos de zinc abandonan el metal como iones \(\mathrm{Zn}^{2+}\). Por tanto, el zinc se oxida y es el agente reductor.
Los iones plata experimentan reducción:
\[ \ce{2Ag+ + 2e^- -> 2Ag} \]
La plata producida puede depositarse sobre la tira de zinc restante.
Por cada \(1.00\ \text{mol}\) de Zn oxidado, la tira pierde
\[ 1.00\ \text{mol} \times 65.4\ \text{g mol}^{-1} = 65.4\ \text{g} \]
de zinc.
Pero la misma reacción deposita \(2.00\ \text{mol}\) de Ag:
\[ 2.00\ \text{mol} \times 107.9\ \text{g mol}^{-1} = 215.8\ \text{g} \]
de plata.
Si toda esa plata permanece adherida a la tira, el cambio neto de masa es
\[ 215.8\ \text{g} - 65.4\ \text{g} = +150.4\ \text{g} \]
por mol de zinc que reacciona.
Por lo tanto, un aumento de la masa medida es totalmente compatible con que el zinc se oxide.
La suposición tentadora es que «oxidado» significa «el objeto debe perder masa». La oxidación describe la pérdida de electrones por parte de una especie. La lectura de la balanza depende de todos los materiales que entren o salgan del objeto que se está pesando. El zinc abandona el sólido, pero simultáneamente puede depositarse sobre él una masa mayor de plata.
Pregunta 4
Una disolución que contiene hierro experimenta dos reacciones sucesivas.
Etapa 1:
\[ \ce{2Fe^3+ + 2I^- -> 2Fe^2+ + I2} \]
Etapa 2:
\[ \ce{2Fe^2+ + Cl2 -> 2Fe^3+ + 2Cl^-} \]
Para cada etapa:
a. identifica las especies oxidada y reducida
b. identifica los agentes reductor y oxidante
Después, suma las dos reacciones para obtener la ecuación global. Explica qué ha ocurrido con las especies de hierro a lo largo del proceso completo de dos etapas.
Solución 4
En la Etapa 1, \(\mathrm{I}^{-}\) se oxida y actúa como agente reductor, mientras que \(\mathrm{Fe}^{3+}\) se reduce y actúa como agente oxidante. En la Etapa 2, \(\mathrm{Fe}^{2+}\) se oxida y actúa como agente reductor, mientras que \(\ce{Cl2}\) se reduce y actúa como agente oxidante. A lo largo de ambas etapas, las especies de hierro se regeneran y se cancelan en la reacción global.
En la Etapa 1, el yoduro pierde electrones:
\[ \ce{2I^- -> I2 + 2e^-} \]
Los iones hierro(III) los ganan:
\[ \ce{2Fe^3+ + 2e^- -> 2Fe^2+} \]
Por lo tanto:
- oxidada: \(\mathrm{I}^{-}\)
- reducida: \(\mathrm{Fe}^{3+}\)
- agente reductor: \(\mathrm{I}^{-}\)
- agente oxidante: \(\mathrm{Fe}^{3+}\)
En la Etapa 2, el cambio del hierro se invierte:
\[ \ce{2Fe^2+ -> 2Fe^3+ + 2e^-} \]
mientras que el cloro gana los electrones:
\[ \ce{Cl2 + 2e^- -> 2Cl^-} \]
Por lo tanto:
- oxidada: \(\mathrm{Fe}^{2+}\)
- reducida: \(\ce{Cl2}\)
- agente reductor: \(\mathrm{Fe}^{2+}\)
- agente oxidante: \(\ce{Cl2}\)
Ahora suma las dos reacciones dadas:
\[ \begin{aligned} \ce{2Fe^3+ + 2I^-} &\ce{-> 2Fe^2+ + I2}\\ \ce{2Fe^2+ + Cl2} &\ce{-> 2Fe^3+ + 2Cl^-} \end{aligned} \]
Tanto \(\ce{2Fe^3+}\) como \(\ce{2Fe^2+}\) aparecen en lados opuestos y se cancelan, dejando
\[ \ce{2I^- + Cl2 -> I2 + 2Cl^-} \]
A lo largo del proceso completo, el hierro comienza como \(\mathrm{Fe}^{3+}\), se convierte en \(\mathrm{Fe}^{2+}\) y después vuelve a \(\mathrm{Fe}^{3+}\). Participa en la vía de transferencia de electrones, pero no presenta ningún cambio neto en la ecuación global.
El camino tentador consiste en asignar un único papel permanente al «hierro». Eso falla porque los papeles redox corresponden a una especie en una reacción concreta. \(\mathrm{Fe}^{3+}\) acepta electrones en la Etapa 1, mientras que \(\mathrm{Fe}^{2+}\) dona electrones en la Etapa 2.
La transferencia global de electrones va del yoduro al cloro, aunque esa transferencia se produce a través de las especies intermedias de hierro.
Pregunta 5
Considera la reacción
\[ \ce{2Cu+ -> Cu^2+ + Cu} \]
Un estudiante afirma que esta no puede ser una reacción redox porque solo hay una especie reactiva, \(\mathrm{Cu}^{+}\), de modo que no puede haber un donador de electrones y un aceptor de electrones distintos.
a. Determina si la reacción es redox.
b. Escribe semiecuaciones de oxidación y reducción adecuadas.
c. Identifica las especies oxidante y reductora.
d. Explica si un único ion \(\mathrm{Cu}^{+}\) debe perder y ganar un electrón.
e. Si toda la reacción se invirtiera, identifica los agentes oxidante y reductor en la reacción inversa.
Solución 5
La reacción es una reacción redox, y \(\mathrm{Cu}^{+}\) actúa tanto como especie oxidante como especie reductora porque diferentes iones \(\mathrm{Cu}^{+}\) experimentan cambios de transferencia de electrones opuestos.
Un ion \(\mathrm{Cu}^{+}\) puede oxidarse:
\[ \ce{Cu+ -> Cu^2+ + e^-} \]
Pierde un electrón, por lo que este \(\mathrm{Cu}^{+}\) actúa como agente reductor.
Un ion \(\mathrm{Cu}^{+}\) diferente puede reducirse:
\[ \ce{Cu+ + e^- -> Cu} \]
Gana un electrón, por lo que este \(\mathrm{Cu}^{+}\) actúa como agente oxidante.
Al sumar las dos semiecuaciones se obtiene
\[ \ce{2Cu+ -> Cu^2+ + Cu} \]
El electrón perdido por un ion cobre(I) es exactamente el electrón ganado por otro.
Un único ion \(\mathrm{Cu}^{+}\) no necesita perder y ganar el mismo electrón. La ecuación describe una población de iones. Un ion cobre(I) sigue la vía de oxidación, mientras que otro sigue la vía de reducción.
Esta es la condición que invalida el argumento del estudiante. Una reacción redox requiere una pérdida y una ganancia de electrones emparejadas, pero no exige que el donador y el aceptor de electrones comiencen siendo especies químicamente diferentes.
Ahora invierte la reacción:
\[ \ce{Cu^2+ + Cu -> 2Cu+} \]
Las semiecuaciones también se invierten.
El cobre metálico se oxida:
\[ \ce{Cu -> Cu+ + e^-} \]
por lo que \(\ce{Cu}\) es el agente reductor.
Los iones cobre(II) se reducen:
\[ \ce{Cu^2+ + e^- -> Cu+} \]
por lo que \(\mathrm{Cu}^{2+}\) es el agente oxidante.
La idea fundamental es que «agente oxidante» y «agente reductor» no son etiquetas permanentes. Describen la dirección en la que se mueven los electrones en la reacción que se está considerando.
Ese balance de electrones es la base del siguiente paso útil en la química redox: predecir qué especie es probable que ceda electrones en primer lugar. Para los metales, esto conduce directamente a la reactividad relativa y a la serie de actividad.