La idea clásica de oxidación y reducción
Hace mucho tiempo, los químicos solo miraban el oxígeno y el hidrógeno.
- Oxidación = añadir oxígeno o quitar hidrógeno. Ejemplo: 2Mg + O₂ → 2MgO (el Mg gana O).
- Reducción = quitar oxígeno o añadir hidrógeno. Ejemplo: CuO + H₂ → Cu + H₂O (el CuO pierde O).
Más tarde la idea creció. Añadir cualquier elemento electronegativo (un elemento que atrae con fuerza los electrones, como el Cl o el F) también es oxidación. Quitar un elemento de tipo metálico (electropositivo) también es oxidación. Ejemplo: 2K₄[Fe(CN)₆] + H₂O₂ → 2K₃[Fe(CN)₆] + 2KOH (se quita K, así que el complejo se oxida).
En H₂S + Cl₂ → 2HCl + S, el azufre pierde hidrógeno (se oxida) y el cloro gana hidrógeno (se reduce). Una cosa no puede pasar sin la otra.
Pruébalo: en el paso 1 y el paso 2 del 3D, fíjate en qué átomo gana O y qué átomo pierde H.
Agente oxidante y agente reductor
El agente oxidante (oxidante) hace que otra sustancia se oxide. Él mismo se reduce.
El agente reductor (reductor) hace que otra sustancia se reduzca. Él mismo se oxida.
En CuO + H₂ → Cu + H₂O, el H₂ es el agente reductor y el CuO es el agente oxidante.
Redox como transferencia de electrones
Mira 2Na + Cl₂ → 2NaCl. No hay oxígeno ni hidrógeno, y aun así es una reacción redox.
- Na → Na⁺ + e⁻ : el sodio pierde un electrón. Esto es oxidación.
- Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻ : el cloro gana electrones. Esto es reducción.
Cada una de estas líneas es una semirreacción. Si sumas las dos mitades (después de igualar los electrones) obtienes la reacción completa. Los electrones perdidos deben ser iguales a los electrones ganados.
Entonces: oxidación = pérdida de electrones, reducción = ganancia de electrones. Quien da los electrones es el agente reductor. Quien los recibe es el agente oxidante.
Pruébalo: en el paso 3 del 3D, sigue el único electrón amarillo desde el Na hasta el Cl.
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Mete una barra de zinc en sulfato de cobre azul. Después de un rato, la barra tiene una capa marrón de cobre y el color azul se apaga.
Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)
El zinc da electrones a los iones Cu²⁺. Lo contrario (una barra de cobre en sulfato de zinc) no ocurre. Por tanto, el zinc cede electrones con más facilidad que el cobre.
De la misma forma, el cobre da electrones al Ag⁺, así que un alambre de cobre en nitrato de plata se llena de cristales de plata y la disolución se vuelve azul. El zinc puede dar electrones al H⁺ de un ácido (se forma gas H₂), pero el cobre no.
Esta "competencia por los electrones" da un orden: Zn > Cu > Ag al dar electrones. Más adelante esto será la serie electroquímica.
Pruébalo: en el paso 5 del 3D elige "Cu rod + Zn²⁺". Primero haz tu predicción. Después elige "Cu rod + Ag⁺".
Fórmulas y definiciones clave
- Oxidación: pérdida de electrones, p. ej. Zn → Zn²⁺ + 2e⁻
- Reducción: ganancia de electrones, p. ej. Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu
- Redox = semirreacción de oxidación + semirreacción de reducción (electrones perdidos = electrones ganados)
- Agente oxidante: toma electrones, se reduce
- Agente reductor: da electrones, se oxida
Ejemplos resueltos
1. En 2Mg + O₂ → 2MgO, ¿qué se oxida y cuál es el agente oxidante?
El Mg gana oxígeno, así que el Mg se oxida. El O₂ lo provoca, así que el O₂ es el agente oxidante (y se reduce).
2. En CuO + H₂ → Cu + H₂O, nombra la sustancia que se oxida y la que se reduce.
El H₂ gana oxígeno → se oxida. El CuO pierde oxígeno → se reduce. El H₂ es el agente reductor.
3. Escribe las dos semirreacciones de 2Na + Cl₂ → 2NaCl.
Oxidación: 2Na → 2Na⁺ + 2e⁻. Reducción: Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻. Electrones perdidos (2) = electrones ganados (2).
4. ¿Habrá reacción si se mete un clavo de hierro en una disolución de sulfato de cobre? Escríbela.
Sí. El hierro es más activo que el cobre. Fe(s) + Cu²⁺(aq) → Fe²⁺(aq) + Cu(s). El Fe se oxida; el Cu²⁺ se reduce.
5. Una disolución de nitrato de plata se guarda en un recipiente de cobre. ¿Qué pasa?
El cobre da electrones al Ag⁺: Cu + 2Ag⁺ → Cu²⁺ + 2Ag. El recipiente se disuelve poco a poco y la disolución se vuelve azul. Por eso es una mala idea.
Errores comunes
- Pensar que el agente oxidante se oxida. Es al revés: el agente oxidante se reduce.
- Creer que el redox necesita oxígeno. 2Na + Cl₂ → 2NaCl no tiene oxígeno y es redox.
- Escribir una semirreacción con los electrones en el lado equivocado. En la oxidación, los electrones son productos.
- Pensar que cualquier metal puede desplazar a cualquier otro. Solo puede hacerlo un metal más activo.