Ejemplos de reacciones de oxidación-reducción (redox), agentes reductores y oxidantes y los tipos más comunes de reacciones redox.

¿Qué es una reacción redox?

Una reacción redox (o de oxidación-reducción) es un tipo de reacción química en donde se transfieren electrones entre dos especies.
¡Buena pregunta! Una especie química es un término que se usa para referirse a un conjunto de átomos, moléculas o iones con la misma fórmula química.
Por ejemplo, en la reacción termita:
F, e, start subscript, 2, end subscript, O, start subscript, 3, end subscript, plus, 2, A, l, right arrow, 2, F, e, plus, A, l, start subscript, 2, end subscript, O, start subscript, 3, end subscript
las cuatro especies involucradas en la reacción son los reactivos F, e, start subscript, 2, end subscript, O, start subscript, 3, end subscript y A, l, así como los productos F, e y A, l, start subscript, 2, end subscript, O, start subscript, 3, end subscript.
Se dice que hay una transferencia de electrones cuando hay un cambio en el número de oxidación entre los reactivos y los productos.
Los químicos usan los números de oxidación (o estados de oxidación) para saber cómo se comparten los electrones dentro de un átomo o una molécula. Es importante entender cómo encontrar el número de oxidación antes de que puedas comprender las reacciones redox.
Si quieres refrescar tus conocimientos sobre los números de oxidación y cómo encontrarlos, ve este vídeo.
Una reacción termita muy exotérmica produce calor, luz y glóbulos de fierro fundido.
Mucha luz y calor liberados = ¡reacción química! Esta es una reacción termita, que es también una reacción redox. La reacción es: F, e, start subscript, 2, end subscript, O, start subscript, 3, end subscript, plus, 2, A, l, right arrow, 2, F, e, plus, A, l, start subscript, 2, end subscript, O, start subscript, 3, end subscript, point Imagen de reacción termita por Nikthestunned en Wikimedia Commons, CC-BY-SA 3.0.
Las reacciones redox están en todas partes. Tu cuerpo usa reacciones redox para convertir la comida y el oxígeno en energía más agua y C, O, start subscript, 2, end subscript, que después exhalamos. Las baterías en tus aparatos electrónicos también dependen de reacciones redox y aprenderás más de esto cuando hablemos sobre electroquímica. ¿Se te ocurre otro ejemplo de reacciones redox que esté sucediendo a tu alrededor?

Un ejemplo y términos importantes

Las reacciones redox tienen algunos términos asociados con los que deberías familiarizarte. Revisaremos estos términos usando la siguiente reacción de ejemplo:
2, F, e, start subscript, 2, end subscript, O, start subscript, 3, end subscript, left parenthesis, s, right parenthesis, plus, 3, C, left parenthesis, s, right parenthesis, right arrow, 4, F, e, left parenthesis, s, right parenthesis, plus, 3, C, O, start subscript, 2, end subscript, left parenthesis, g, right parenthesis
Estas son algunas preguntas que queremos responder:
1, point, space ¿Esta es una reacción redox y cómo lo sabemos?
2, point, space Si es una reacción redox, ¿qué se está reduciendo y qué se está oxidando?
Aquí te mostramos dos formas de recordar la oxidación y reducción:
1, point, spaceGRuPO: "Ganancia de electrones es Reducción" y "Pérdida de electrones es Oxidación"
2, point, spaceSOPE: "Siempre que hay Oxidación hay Pérdida de Electrones"
3, point, space ¿Cuál es el agente reductor en esta reacción?
4, point, space ¿Cuál es el agente oxidante en esta reacción?
Pregunta 1:
Con base en el título de este artículo, podemos suponer algo sobre la primera parte de esta pregunta. Sí, probablemente esta es una reacción redox, ¿pero cómo estar seguros? Para ello, necesitamos demostrar que está ocurriendo una transferencia de electrones. Podemos hacerlo revisando si alguno de los números de oxidación cambió de los reactivos a los productos.
Si buscamos los números de oxidación para cada átomo en los reactivos y en los productos, obtenemos lo siguiente:
C, left parenthesis, s, right parenthesis y F, e, left parenthesis, s, right parenthesis: el número de oxidación de elementos puros es 0, así que ya sabemos que el número de oxidación de C, left parenthesis, s, right parenthesis y F, e, left parenthesis, s, right parenthesis es 0.
F, e, start subscript, 2, end subscript, O, start subscript, 3, end subscript, left parenthesis, s, right parenthesis: el número de oxidación para O es minus, 2 y la carga del compuesto es neutra, así que el estado de oxidación del átomo de hierro es plus, 3.
C, O, start subscript, 2, end subscript, left parenthesis, g, right parenthesis: la oxidación del O también es minus, 2 y la carga del compuesto es neutra, así que el número de oxidación del C es plus, 4.
2, F, e, start subscript, 2, end subscript, O, start subscript, 3, end subscript, left parenthesis, s, right parenthesis, plus, 3, C, left parenthesis, s, right parenthesis, right arrow, 4, F, e, left parenthesis, s, right parenthesis, plus, 3, C, O, start subscript, 2, end subscript, left parenthesis, g, right parenthesis
                                                             \purpleC{~~~\downarrow~~~~\downarrow ~~~~~~~~~~~~~~\downarrow~~~~~~~~~~~~~~~\downarrow~~~~~~~~~~~~~\downarrow~~~\downarrow}~~~~~~~~~ +3,2             0               0        +4,2         (Números de oxidación)\purpleC{+3, -2~~~~~~~~~~~~~0~~~~~~~~~~~~~~~0~~~~~~~~+4, -2}~~~~~~~~~\text{(Números de oxidación)}.
Podemos usar los números de oxidación para responder la segunda parte de la pregunta 1 puesto que podemos mostrar que los números de oxidación del carbono y del hierro están cambiando durante la reacción debido a una transferencia de electrones.
Pregunta 2:
El carbono se está oxidando porque está perdiendo electrones dado que su número de oxidación cambia de 0 a plus, 4.
El fierro se está reduciendo porque gana electrones cuando su número de oxidación desciende de plus, 3 a 0.
Pregunta 3:
El agente reductor es el reactivo que está siendo oxidado (y, por lo tanto, está causando que algo más se reduzca), así que C, left parenthesis, s, right parenthesis es el agente reductor.
Los agentes reductores y oxidantes pueden ser conceptos complicados. Para una explicación más detallada, ve este video sobre el tema.
Pregunta 4:
El agente oxidante es el reactivo que se está reduciendo (y, por tanto, está causando que algo más se oxide), así que F, e, start subscript, 2, end subscript, O, start subscript, 3, end subscript, left parenthesis, s, right parenthesis es el agente oxidante.

Tipos comunes de reacciones redox

Debido a que las reacciones redox son una clase importante de reacciones, queremos ser capaces de reconocerlas. Hay algunos tipos especiales de reacciones redox con las que deberías familiarizarte. Para cada uno de estos ejemplos, tómate un minuto para averiguar qué se está reduciendo y qué se está oxidando.
1, point, spaceReacciones de combustión
Una reacción de combustión es una reacción redox entre un compuesto y una molécula de oxígeno (O, start subscript, 2, end subscript) para formar productos que contienen oxígeno. Cuando uno de los reactivos es un hidrocarburo, los productos incluyen dióxido de carbono y agua.
Un hidrocarburo es un compuesto hecho solo de átomos de carbono e hidrógeno. Algunos ejemplos de hidrocarburos son los compuestos metano, C, H, start subscript, 4, end subscript y benceno, C, start subscript, 6, end subscript, H, start subscript, 6, end subscript.
La siguiente reacción es la combustión del octano, un hidrocarburo. El octano es un componente de la gasolina y su reacción de combustión sucede en el motor de la mayoría de los automóviles:
2, C, start subscript, 8, end subscript, H, start subscript, 18, end subscript, plus, 25, O, start subscript, 2, end subscript, right arrow, 16, C, O, start subscript, 2, end subscript, left parenthesis, g, right parenthesis, plus, 18, H, start subscript, 2, end subscript, O
2, point, spaceReacciones de desproporción
Una reacción de desproporción (o reacción de dismutación) es una reacción en la que un solo reactivo se oxida y se reduce al mismo tiempo. La siguiente reacción es la desproporción del hipoclorito, C, l, O, start superscript, minus, end superscript:
3, C, l, O, start superscript, minus, end superscript, left parenthesis, a, c, right parenthesis, right arrow, C, l, O, start subscript, 3, end subscript, start superscript, minus, end superscript, left parenthesis, a, c, right parenthesis, plus, 2, C, l, start superscript, minus, end superscript, left parenthesis, a, c, right parenthesis
Si analizamos los números de oxidación del cloro, podemos notar que el reactivo C, l, O, start superscript, minus, end superscript está siendo oxidado a C, l, O, start subscript, 3, end subscript, start superscript, minus, end superscript (donde el número de oxidación incrementa de plus, 1 a plus, 5). Al mismo tiempo, el cloro de otras moléculas de C, l, O, start superscript, minus, end superscript está siendo reducido a C, l, start superscript, minus, end superscript (donde el número de oxidación disminuye de plus, 1 a minus, 1). El oxígeno tiene un número de oxidación de minus, 2 tanto en C, l, O, start superscript, minus, end superscript como en C, l, O, start subscript, 3, end subscript, start superscript, minus, end superscript, así que no se oxida ni se reduce en la reacción.
3, point, spaceReacciones de desplazamiento simple
Una reacción de desplazamiento simple (o reacción de sustitución simple) sucede cuando dos elementos intercambian lugares en un mismo compuesto. Por ejemplo, muchos metales reaccionan con ácidos diluidos para formar sales e hidrógeno en forma gaseosa. La siguiente reacción muestra al zinc reemplazando el hidrógeno en una reacción de desplazamiento entre el metal zinc y el ácido clorhídrico en forma acuosa:
Z, n, left parenthesis, s, right parenthesis, plus, 2, H, C, l, left parenthesis, a, c, right parenthesis, right arrow, Z, n, C, l, start subscript, 2, end subscript, left parenthesis, a, c, right parenthesis, plus, H, start subscript, 2, end subscript, left parenthesis, g, right parenthesis

Balanceo de una reacción redox simple utilizando el método de semirreaciones

Las reacciones redox se pueden dividir en las semirreacciones de reducción y oxidación. Los químicos usan las semirreaciones para facilitar la visualización de la transferencia de electrones y para hacer más fácil el balanceo de reacciones redox. Escribamos las semirreacciones para otra reacción de ejemplo:
Si quieres una explicación de semirreacciones, oxidación y reducción en un formato diferente, mira este video para un ejemplo de reacciones redox con hierro.
A, l, left parenthesis, s, right parenthesis, plus, C, u, start superscript, 2, plus, end superscript, left parenthesis, a, c, right parenthesis, right arrow, A, l, start superscript, 3, plus, end superscript, left parenthesis, a, c, right parenthesis, plus, C, u, left parenthesis, s, right parenthesis
¿La reacción de arriba está balanceada? Nuestros átomos parecen estar balanceados: tenemos 1 átomo de space, A, l y 1 átomo de space, C, u a cada lado de la flecha. Sin embargo, si sumamos las cargas del lado de los reactivos obtenemos una carga de 2, plus, que no es igual a la carga de 3, plus del lado de los productos. ¡Tenemos que asegurarnos de que tanto los átomos como las cargas estén balanceadas! Utilizaremos el método de semirreacción para balancear la reacción.
Semirreacción de reducción: la semirreacción de reducción muestra los reactivos y los productos que participan en la reducción. Dado que C, u, start superscript, 2, plus, end superscript está siendo reducido a C, u, left parenthesis, s, right parenthesis, podemos comenzar escribiendo ese paso:
C, u, start superscript, 2, plus, end superscript, left parenthesis, a, c, right parenthesis, right arrow, C, u, left parenthesis, s, right parenthesis
Sin embargo, esta no es la semirreacción correcta puesto que las cargas no están balanceadas. Hay una carga neta de 2, plus del lado de los reactivos y 0 del lado de los productos. Podemos balancear las cargas incluyendo los electrones que están siendo transferidos y, entonces, obtenemos nuestra semirreacción de reducción:
Cu2+(ac)+2eCu(s)                  Semirreacción de reducción.\text {Cu}^{2+}(ac) +2e^-\rightarrow \text{Cu}(s)~~~~~~~~~~~~~~~~~~\blueD{\text{Semirreacción de reducción.}}
La semirreacción balanceada nos dice que C, u, start superscript, 2, plus, end superscript está ganando 2, e, start superscript, minus, end superscript por átomo de cobre para formar C, u, start superscript, 0, end superscript. ¿De dónde provienen esos electrones? Podemos rastrearlos a la semirreacción de oxidación.
Semirreacción de oxidación: la semirreacción de oxidación muestra los reactivos y productos que participan en la oxidación. Esta reacción incluye la oxidación de A, l, left parenthesis, s, right parenthesis a A, l, start superscript, 3, plus, end superscript y además queremos asegurarnos de que las cargas de la semireacción están balanceadas:
Al(s)Al3+(ac)+3e                   Semirreacción de oxidación.\text {Al}(s) \rightarrow \text {Al}^{3+}(ac) +3e^-~~~~~~~~~~~~~~~~~~~\blueD{\text{Semirreacción de oxidación.}}
La semirreacción de oxidación nos dice que cada átomo de A, l, left parenthesis, s, right parenthesis está perdiendo 3, e, start superscript, minus, end superscript para formar A, l, start superscript, 3, plus, end superscript.
Vamos a combinar las semirreacciones balanceadas para tener la ecuación general balanceada, pero todavía queda una cosa más por revisar. Los electrones se deben cancelar en la ecuación general. Otra forma de pensarlo es que queremos asegurarnos de que cualquier electrón que se libere en la semirreacción de oxidación se utilice en la semirreacción de reducción. ¡De otra forma tendríamos electrones flotando por ahí! Esto significa que el número de electrones que se transfiere en cada semirreacción debe ser igual.
Podemos multiplicar la semirreacción de reducción por 3 y multiplicar la semirreacción de oxidación por 2 para que ambas reacciones resulten en la transferencia de 6 electrones:
Ahora que tenemos el mismo número de electrones en cada semirreacción, podemos juntarlas para obtener la ecuación general balanceada:
Por último, podemos revisar si algún reactivo y producto aparece en ambos lados. Eso no sucede aquí, ¡así que terminamos! Nuestra reacción está balanceada tanto en masa como en carga.
Esta reacción ocurre bajo condiciones neutras left parenthesis, open bracket, H, start superscript, plus, end superscript, close bracket, equals, open bracket, O, H, start superscript, minus, end superscript, close bracket, right parenthesis. Algunas veces es necesario balancear reacciones redox bajo condiciones ácidas (donde left parenthesis, open bracket, H, start superscript, plus, end superscript, close bracket, is greater than, open bracket, O, H, start superscript, minus, end superscript, close bracket, right parenthesis o bajo condiciones básicas (left parenthesis, open bracket, H, start superscript, plus, end superscript, close bracket, is less than, open bracket, O, H, start superscript, minus, end superscript, close bracket, right parenthesis. Los procedimientos para balancear reacciones redox bajo condiciones ácidas y básicas tienen algunos pasos extra en comparación con el ejemplo que acabamos de desarrollar.
Para saber más del balanceo bajo condiciones ácidas, ve este video sobre balanceo de reacciones redox en ácido.
Para saber más sobre balanceo de reacciones redox bajo condiciones básicas, ve este video sobre balanceo de reacciones redox en bases.

Resumen

Podemos identificar reacciones redox revisando si hay cambios en el número de oxidación. Las reacciones redox pueden dividirse en semirreacciones de oxidación y reducción. Podemos usar el método de semirreacciones para balancear reacciones redox, lo que requiere que tanto la masa como la carga estén balanceadas. La combustión, las reacciones de desproporción y las reacciones de desplazamiento simple son tres tipos comunes de reacciones redox.

Créditos:

Este artículo fue adaptado de los siguiente artículos:
El artículo modificado está autorizado bajo una licencia CC-BY-NC-SA 4.0.

Referencias Adicionales:

Kotz, J. C., Treichel, P. M. y Weaver., G. C. (2005). Principios de reactividad: reacciones de transferencia de electrones. En Química y Reactividad Química (6a ed.). México: Thomson.
Kotz, J. C., Treichel, P. M. y Weaver., G. C. (2005). Reacciones en soluciones acuosas. En Química y Reactividad Química (6a ed.). México: Thomson.

¡Inténtalo!

Problema 1

¿Cuál es la forma balanceada de la siguiente reacción redox?
A, l, left parenthesis, s, right parenthesis, plus, H, start superscript, plus, end superscript, left parenthesis, a, c, right parenthesis, right arrow, A, l, start superscript, 3, plus, end superscript, left parenthesis, a, c, right parenthesis, plus, H, start subscript, 2, end subscript, left parenthesis, g, right parenthesis
Escoge 1 respuesta:
Escoge 1 respuesta:

La semirreacción de oxidación es:
A, l, left parenthesis, s, right parenthesis, right arrow, A, l, start superscript, 3, plus, end superscript, left parenthesis, a, c, right parenthesis, plus, 3, e, start superscript, minus, end superscript
La semirreacción de reducción es:
2, H, start superscript, plus, end superscript, left parenthesis, a, c, right parenthesis, plus, 2, e, start superscript, minus, end superscript, right arrow, H, start subscript, 2, end subscript, left parenthesis, g, right parenthesis
Podemos multiplicar la semirreacción de reducción por 3 y multiplicar la semirreacción de oxidación por 2 para que ambas reacciones resulten en la transferencia de 6 electrones: