QUÍMICA · REACCIONES Y CAMBIOS
Aprende a reconocer qué se oxida, qué se reduce y cómo contar los electrones. Compara reacciones con oxígeno, casos sin él y cálculos de formulación.
Una especie se oxida cuando aumenta el número de oxidación de alguno de sus átomos. En una transferencia electrónica, eso corresponde a perder electrones. La reducción es el proceso complementario: disminuye el número de oxidación y se ganan electrones.
La oxidación no necesita oxígeno: también ocurre, por ejemplo, cuando Zn cede electrones a Cu²⁺. Tampoco toda oxidación es combustión ni toda formación de un óxido cambia el estado del metal. Estos ejemplos permiten reconocer las diferencias.
En cada caso se indica qué elemento aumenta su número de oxidación. Las ecuaciones son balances globales; no representan el mecanismo ni garantizan que ese sea el único producto. s = sólido, l = líquido, g = gas y aq = disolución acuosa. Los estados físicos indicados deben leerse con las condiciones de cada ejemplo.
EJEMPLO 1
Azufre: +4 → +6
El azufre del SO₂ puede oxidarse aún más. La conversión con oxígeno es reversible; en la industria se favorece con un catalizador y condiciones controladas.
2SO₂(g) + O₂(g) ⇌ 2SO₃(g)
Cada S aumenta dos unidades: el balance formal es de 4 electrones para los dos S de la ecuación. El oxígeno de O₂ pasa de 0 a −2. No hace falta partir de un elemento libre para que exista oxidación.
EJEMPLO 2
Hierro: 0 → +3
La ecuación representa la formación del óxido Fe₂O₃. Cuatro átomos de hierro aumentan tres unidades cada uno: se contabilizan 12 electrones.
4Fe(s) + 3O₂(g) → 2Fe₂O₃(s)
Es un balance global para ese producto, no una fórmula exacta de la herrumbre. La corrosión del hierro en aire húmedo da mezclas de óxidos y oxihidróxidos; otras condiciones pueden producir otros óxidos.
EJEMPLO 3
Carbono: 0 → +4
En la combustión completa de carbono, el C se oxida y el oxígeno se reduce. Se representa carbono sólido, por ejemplo grafito.
C(s) + O₂(g) → CO₂(g)
El carbón mineral no es carbono puro: tiene composición variable. La ecuación describe el componente carbono y no todos los productos de quemar carbón.
EJEMPLO 4
Nitrógeno: 0 → +2
A temperaturas elevadas, como en ciertas zonas de combustión o descargas eléctricas, parte del N₂ y del O₂ puede reaccionar para formar NO.
N₂(g) + O₂(g) ⇌ 2NO(g)
La mezcla de aire a temperatura ambiente no se convierte espontáneamente y por completo en NO. Los dos N suman un aumento de cuatro unidades; el equilibrio y la rapidez limitan la conversión.
EJEMPLO 5
Cobre: 0 → +2
Al calentar cobre en oxígeno puede formarse CuO, óxido de cobre(II). La ecuación representa ese producto concreto.
2Cu(s) + O₂(g) → 2CuO(s)
CuO es un óxido negro. Una pátina verde de cobre no debe identificarse automáticamente como CuO: puede contener otros compuestos. El color de una foto no determina su composición.
EJEMPLO 6
Azufre: 0 → +4
La combustión de azufre en oxígeno produce SO₂. Se representa el azufre molecular S₈; cada S aumenta cuatro unidades.
S₈(s) + 8O₂(g) → 8SO₂(g)
En los ocho S se contabilizan 32 electrones. Los 16 O pasan de 0 a −2 y compensan ese mismo número. La ecuación global no describe ocho pasos simultáneos del mecanismo.
EJEMPLO 7
Magnesio: 0 → +2
El magnesio se oxida al reaccionar con O₂ para formar MgO. Por cada Mg se contabilizan dos electrones; para los dos Mg de la ecuación son cuatro.
2Mg(s) + O₂(g) → 2MgO(s)
Mg es el agente reductor porque se oxida; O₂ es el agente oxidante porque se reduce. Las semirreacciones permiten llevar esta cuenta sin afirmar que aparezcan iones óxido libres en el aire.
EJEMPLO 8
Plomo: 0 → +2
La oxidación del plomo puede producir PbO. Esta ecuación global representa únicamente ese óxido.
2Pb(s) + O₂(g) → 2PbO(s)
Cada Pb aumenta dos unidades y O₂ acepta formalmente cuatro electrones. El nombre tradicional «plumboso» corresponde a plomo(II); no se equipara con PbO₂.
EJEMPLO 9
Aluminio: 0 → +3
El aluminio forma una capa superficial de óxido que puede dificultar la continuación de la corrosión. La ecuación global se escribe con Al₂O₃.
4Al(s) + 3O₂(g) → 2Al₂O₃(s)
Una capa protectora no significa ausencia de oxidación: ya se ha formado óxido. Los cuatro Al suman 12 electrones en el balance formal.
EJEMPLO 10
Dos procesos diferentes que pueden producir ZnO
El Zn metálico se oxida de 0 a +2 al formar ZnO. En cambio, una mena puede contener ZnS: durante su tostación el Zn ya está en +2 y el elemento que se oxida es el azufre.
2Zn(s) + O₂(g) → 2ZnO(s)
2ZnS(s) + 3O₂(g) → 2ZnO(s) + 2SO₂(g)
En la segunda ecuación, S pasa de −2 a +4: seis unidades por S, doce en total. No toda formación de un óxido metálico implica que el metal cambie su número de oxidación. Las menas no se suponen zinc elemental.
EJEMPLO 11
Níquel: 0 → +2
La oxidación del níquel a temperatura elevada puede dar NiO. El níquel pasa del estado elemental a +2.
2Ni(s) + O₂(g) → 2NiO(s)
El balance formal es de cuatro electrones por la ecuación escrita. La reacción y la fórmula del producto no se deducen únicamente del nombre tradicional «niqueloso».
EJEMPLO 12
Fósforo: 0 → +3
Con aporte limitado de oxígeno puede formarse P₄O₆. Su fórmula empírica es P₂O₃, pero la fórmula molecular muestra cuatro P y seis O.
P₄(s) + 3O₂(g) → P₄O₆(l)
La fase líquida del producto corresponde a una referencia cercana a 25 °C; no fija la temperatura de la reacción. Cada P aumenta tres unidades: doce electrones en total.
OpenStax · Óxidos de fósforo · ATSDR · Propiedades físicas de los óxidos de fósforo
EJEMPLO 13
Fósforo: 0 → +5
Con suficiente oxígeno se forma el óxido de fósforo(V), representado aquí como P₄O₁₀. P₂O₅ expresa la proporción empírica de sus elementos.
P₄(s) + 5O₂(g) → P₄O₁₀(s)
La ecuación usa la representación molecular habitual del óxido. Sus cuatro P suman un aumento de veinte unidades; los diez O pasan de 0 a −2.
Calcular un número de oxidación no demuestra cómo se obtiene una sustancia. Estos siete casos son ejercicios de formulación y comparación de estados. Se muestran por separado para no confundir una fórmula válida con una supuesta reacción directa del elemento con el aire.
EJEMPLO 14
Cálculo formal: promedio del nitrógeno +1
Tomando O = −2, los dos nitrógenos deben sumar +2. Su promedio es +1, superior a 0 en N₂.
2x + (−2) = 0; x = +1 (promedio)
Los dos N no ocupan posiciones equivalentes; el promedio no asigna necesariamente +1 a cada átomo. Comparar N₂ y N₂O no demuestra que mezclar N₂ con O₂ sea una vía práctica para obtener este óxido.
EJEMPLO 15
Cálculo formal: nitrógeno +5
En una fórmula neutra N₂O₅, cinco O con número −2 suman −10. Los dos N deben sumar +10.
2x + 5(−2) = 0; x = +5
El aumento respecto a N₂ sería de cinco unidades por N. Es una comparación de estados; no se presenta como síntesis directa desde el aire. La preparación de N₂O₅ requiere otras transformaciones.
EJEMPLO 16
Cálculo formal: cromo +6
Tres oxígenos a −2 obligan a asignar +6 al Cr de CrO₃. Es distinto del +3 del cromo en Cr₂O₃.
x + 3(−2) = 0; x = +6
La fórmula permite calcular el estado de oxidación, pero no demuestra que quemar cromo produzca CrO₃. No se da esa supuesta reacción como método de obtención.
EJEMPLO 17
Cálculo formal: sodio +1
En el óxido de sodio, O es −2 y cada Na es +1. Comparado con el sodio metálico, el estado del Na ha aumentado una unidad.
2x + (−2) = 0; x = +1
La reacción del sodio con oxígeno puede formar peróxido Na₂O₂. No se debe suponer que cualquier combustión produce solo Na₂O. En el peróxido, el oxígeno es −1 y el sodio sigue siendo +1.
EJEMPLO 18
Cálculo formal: potasio +1
En K₂O, los dos K compensan el −2 del oxígeno. Cada K tiene número de oxidación +1.
2x + (−2) = 0; x = +1
El potasio puede formar superóxido KO₂ al reaccionar con oxígeno. K₂O, K₂O₂ y KO₂ son compuestos distintos; no se elige el producto real solo balanceando una ecuación.
EJEMPLO 19
Cálculo formal: plomo +4
En PbO₂, los dos oxígenos suman −4. El Pb tiene por tanto número de oxidación +4, frente a +2 en PbO.
x + 2(−2) = 0; x = +4
Pasar de Pb(II) a Pb(IV) es oxidación. La comparación no afirma que exponer plomo al aire produzca directamente PbO₂ ni que el metal pierda cuatro electrones en un solo paso.
EJEMPLO 20
Cálculo de formulación: níquel +3
Si se trabaja con la fórmula ideal Ni₂O₃ y O = −2, los dos Ni deben sumar +6. El resultado formal es Ni = +3.
2x + 3(−2) = 0; x = +3
Este ejercicio no identifica una muestra ni acredita la formación directa de Ni₂O₃ al quemar níquel. Los materiales reales de níquel en estados altos exigen caracterizar composición y estructura; aquí solo se resuelve la fórmula propuesta.
Dos reacciones moleculares y dos casos con iones muestran que el cambio electrónico es más general que la formación de un óxido.
EJEMPLO 21
Hidrógeno: 0 → +1; cloro: 0 → −1
La reacción entre H₂ y Cl₂ produce cloruro de hidrógeno gaseoso. Es redox aunque no aparezca O en ninguna fórmula.
H₂(g) + Cl₂(g) → 2HCl(g)
HCl(g) es cloruro de hidrógeno; «ácido clorhídrico» nombra su disolución acuosa. En la molécula covalente los números +1 y −1 no significan transferencia completa de electrones ni iones separados.
EJEMPLO 22
Carbono: −4 → +4
En CH₄, los cuatro H tienen +1, así que C es −4. En CO₂, C es +4. El carbono se oxida ocho unidades y el hidrógeno conserva +1.
CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(g)
Los cuatro O procedentes de O₂ bajan dos unidades cada uno: ocho en total. Es una cuenta formal de electrones para una reacción covalente; no se expulsan ocho electrones libres desde cada molécula.
EJEMPLO 23
Zinc: 0 → +2; cobre: +2 → 0
En disolución acuosa, zinc metálico puede ceder electrones a Cu²⁺. El zinc se oxida y los iones de cobre se reducen.
Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)
Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e⁻
Cu²⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(s)
Al sumar las semirreacciones se cancelan los dos electrones. La carga total es +2 a cada lado de la ecuación global. aq indica especies disueltas en agua.
EJEMPLO 24
Oxidación de un ion que ya tiene carga positiva
Un ion Fe²⁺ puede oxidarse a Fe³⁺ al ceder un electrón. Por ejemplo, el cloro puede aceptar esos electrones en un balance acuoso.
Fe²⁺(aq) → Fe³⁺(aq) + e⁻
2Fe²⁺(aq) + Cl₂(aq) → 2Fe³⁺(aq) + 2Cl⁻(aq)
La carga de la semirreacción se conserva: +2 = +3 − 1. No hace falta pasar de 0 a un número positivo: cualquier aumento del número de oxidación representa oxidación.
| Qué ocurre | Número de oxidación | Papel del participante |
|---|---|---|
| Oxidación | Aumenta, incluso si sigue siendo negativo. | La especie que se oxida actúa como reductor. |
| Reducción | Disminuye, incluso si sigue siendo positivo. | La especie que se reduce actúa como oxidante. |
| Sin cambio | Se mantiene. | Ese elemento no se oxida ni se reduce en la reacción. |
Compara el mismo elemento antes y después, y multiplica el cambio por el número de átomos afectados. En una reacción redox balanceada, la pérdida formal total y la ganancia formal total de electrones coinciden.
No hay una condición universal de «humedad y mucho tiempo» para formar óxidos metálicos, ni de «temperatura alta» para todos los no metálicos. Cada sistema tiene su química y su velocidad. La oxidación lenta del hierro y la reacción rápida del magnesio son fenómenos diferentes.
OpenStax · Oxidación, reducción y semirreacciones · OpenStax · Óxidos, peróxidos y superóxidos
El número de oxidación es una asignación formal. En un ion monoatómico coincide con su carga, pero en moléculas covalentes no implica que los electrones se hayan transferido por completo. Tampoco es sinónimo general de valencia.
Ejemplo: en SO₂, x + 2(−2) = 0, de modo que S = +4. En SO₃, x + 3(−2) = 0 y S = +6. Esto no significa que existan iones S⁴⁺ u O²⁻ separados dentro de una molécula de SO₂.
Para la formación de MgO, estas expresiones llevan la cuenta formal de los electrones y de los iones de la red cristalina. No son tres etapas observadas ni describen una disolución de iones óxido:
2Mg → 2Mg²⁺ + 4e⁻
O₂ + 4e⁻ → 2O²⁻
2Mg²⁺ + 2O²⁻ → 2MgO
Al sumar, se cancelan los cuatro electrones y los iones intermedios de la representación; queda 2Mg(s) + O₂(g) → 2MgO(s). Por eso dos Mg compensan un O₂.
En una reacción acuosa como la del ejemplo 23, sí se escriben explícitamente Zn²⁺(aq) y Cu²⁺(aq). Las semirreacciones deben conservar átomos y carga, no solo los símbolos químicos.
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1. ¿Qué elemento se oxida en 2SO₂ + O₂ ⇌ 2SO₃?
El azufre: pasa de +4 a +6. El oxígeno de O₂ se reduce de 0 a −2.
2. ¿Cuántos moles de electrones se contabilizan al oxidar 0,50 mol de Mg a Mg(II)?
0,50 × 2 = 1,00 mol de electrones. Para MgO hacen falta 0,25 mol de O₂ según 2Mg + O₂ → 2MgO.
3. En Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu, ¿cuál es el agente oxidante?
Cu²⁺: acepta electrones y se reduce. Zn es el agente reductor y se oxida.
4. ¿Cuál es el número de oxidación promedio del N en N₂O?
+1: 2x − 2 = 0. Es un promedio; los N no son equivalentes.
5. ¿Se oxida el zinc en la tostación de ZnS a ZnO?
No cambia: es +2 en ambos. Se oxida el azufre de −2 a +4.
6. ¿Cuántos electrones aparecen al balancear Fe²⁺ → Fe³⁺?
Uno en los productos: Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻. Se conservan átomos y carga.
7. ¿HCl(g) contiene necesariamente iones H⁺ y Cl⁻ separados?
No. Es una molécula covalente; sus números de oxidación son una asignación formal, no las cargas reales completas de sus átomos.
8. ¿Balancear 4K + O₂ → 2K₂O demuestra qué se obtiene al quemar K?
No. El balance solo verifica cantidades. El potasio puede formar superóxido KO₂; hay que conocer los productos y las condiciones.
Fuentes consultadas el 8 de octubre de 2026. Explicaciones y ejercicios: Editorial Ejemplode.