QUÍMICA · REACCIONES Y CAMBIOS
Sigue los electrones en metales, iones y moléculas. Compara doce casos de reducción, dos contraejemplos y veinte posibles agentes reductores con su contexto.
La reducción química es la disminución del número de oxidación de un elemento. En una transferencia electrónica corresponde a ganar electrones. Puede suceder al extraer un metal de su óxido, al depositar cobre en un electrodo o al revelar una fotografía.
Para reconocerla, compara el mismo elemento antes y después. No basta con buscar oxígeno o hidrógeno: los ejemplos 13 y 14 muestran por qué.
Diez casos explicados para seguir el elemento que se reduce, su pareja que se oxida y el balance. s = sólido, l = líquido, g = gas y aq = disuelto en agua. Las fases se refieren a las condiciones indicadas, y una ecuación global no describe todas las etapas de un proceso.
EJEMPLO 1
Cobre: +2 → 0
Al reaccionar CuO con hidrógeno bajo calentamiento, el cobre se reduce a metal. El H₂ se oxida: sus H pasan de 0 a +1 en el agua.
CuO(s) + H₂(g) → Cu(s) + H₂O(g)
CuO es el oxidante y H₂ el reductor. Se compensan dos electrones por Cu. Se escribe vapor de agua para los productos calientes; no significa que el agua permanezca gaseosa al enfriarse.
EJEMPLO 2
Plomo: +2 → 0
En la reducción térmica de PbO con H₂, el plomo disminuye su número de oxidación dos unidades y el hidrógeno lo aumenta una unidad por átomo.
PbO(s) + H₂(g) → Pb(l) + H₂O(g)
El balance se representa para condiciones en que el plomo está fundido y el agua es vapor. Las fases dependen de la temperatura. PbO se reduce; no es el agente reductor.
EJEMPLO 3
Cloro: +5 → −1; oxígeno: −2 → 0
En este balance de descomposición térmica se reduce el cloro del clorato y se oxida su oxígeno. Los dos procesos ocurren en el mismo compuesto.
2KClO₃(s) → 2KCl(s) + 3O₂(g)
Las fases sólidas corresponden a una representación por debajo de la fusión del clorato, por ejemplo con catálisis. Dos Cl ganan formalmente 12 electrones y seis O pierden 12. El calor es una condición, no una sustancia que se balancee.
EJEMPLO 4
Carbono: +2 → −2
La síntesis catalítica de metanol puede representarse a partir de CO y H₂. El carbono se reduce cuatro unidades; los cuatro H pasan de 0 a +1.
CO(g) + 2H₂(g) ⇌ CH₃OH(g)
Se representa la fase gaseosa del reactor y un equilibrio; temperatura, presión y catalizador importan. El metanol se puede condensar después. Ganar H aquí acompaña una reducción, pero no es una regla para cualquier reacción con hidrógeno.
Universidad de Helsinki · Reacciones del monóxido de carbono
EJEMPLO 5
Cobre: +2 → 0, por ganancia de electrones
En una celda adecuada, los iones Cu²⁺ de una disolución reciben electrones en el cátodo y se convierten en cobre metálico.
Cu²⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(s)
Es una semirreacción: el circuito y la oxidación en el otro electrodo completan el proceso. La carga de la izquierda es +2 − 2 = 0. Ganar electrones no obliga a terminar con carga negativa.
EJEMPLO 6
Estaño: +4 → 0
Una representación de la reducción de SnO₂ con carbono a alta temperatura produce estaño y CO. El Sn gana cuatro electrones y dos C pasan de 0 a +2.
SnO₂(s) + 2C(s) → Sn(l) + 2CO(g)
El estaño está fundido en el proceso caliente. También se puede escribir el balance formal SnO₂ + C → Sn + CO₂, pero no se debe presentar CO₂ como el único gas de un horno: la mezcla CO/CO₂ y las condiciones determinan los balances efectivos.
EJEMPLO 7
Tungsteno: +6 → 0
La reducción con hidrógeno permite convertir óxidos de tungsteno en metal. Para WO₃, el balance global requiere tres H₂ por cada W.
WO₃(s) + 3H₂(g) → W(s) + 3H₂O(g)
Los seis H compensan las seis unidades que disminuye W. Es un balance global: pueden formarse óxidos intermedios. La temperatura y la humedad de la corriente influyen; no hay una única temperatura universal para toda reducción de tungsteno.
Weil y Schubert · Óxidos de tungsteno (ITIA, ficha en TU Wien)
EJEMPLO 8
Hierro: +2 → 0
En condiciones metalúrgicas, CO puede reducir el óxido de hierro(II). El carbono de CO pasa de +2 a +4 al formar CO₂.
FeO(s) + CO(g) ⇌ Fe(s) + CO₂(g)
La ecuación usa FeO ideal y fases sólidas para este tramo del proceso. El equilibrio depende de la temperatura y de la mezcla de gases; un alto horno incluye otras etapas, otros óxidos y finalmente metal fundido.
EJEMPLO 9
Cobre: +2 → 0, con CO como reductor
Otro reductor del CuO es CO bajo condiciones térmicas adecuadas. Se reduce Cu y se oxida el carbono, aunque ambas especies que contienen carbono llevan oxígeno.
CuO(s) + CO(g) → Cu(s) + CO₂(g)
Cu disminuye dos unidades y C aumenta dos. El oxígeno permanece en −2: no todos los elementos de una reacción redox cambian de estado.
EJEMPLO 10
Plata: +1 → 0
El revelado de materiales con halogenuros de plata amplifica una imagen latente formada por la luz. Un revelador como la hidroquinona reduce plata(I) a plata metálica. La hidroquinona se oxida a una quinona.
C₆H₄(OH)₂(aq) + 2Ag⁺(aq) → C₆H₄O₂(aq) + 2Ag(s) + 2H⁺(aq)
AgBr(s) + e⁻ → Ag(s) + Br⁻(aq)
La primera ecuación es un balance iónico simplificado, no la receta de un revelador ni la descripción completa de la emulsión. En AgBr la plata está en un sólido. H⁺ significa protones en disolución, no hidrógeno gaseoso; el medio real afecta a la forma del balance.
Sprawls · Formación y revelado de la imagen fotográfica · RIT · Reducción de plata con reveladores
Dos casos sin oxígeno y dos contraejemplos permiten comprobar el criterio general.
EJEMPLO 11
Cobre: +2 → 0; zinc: 0 → +2
En esta reacción acuosa se transfieren electrones del zinc a los iones de cobre. Se conserva una carga total de +2 en ambos lados.
Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)
Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e⁻
Cu²⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(s)
Zn es el reductor y Cu²⁺ el oxidante. Al sumar las semirreacciones desaparecen los electrones del balance global. No interviene oxígeno.
EJEMPLO 12
Una reducción que conserva carga positiva
Fe³⁺ puede ganar un electrón y convertirse en Fe²⁺. Por ejemplo, el hierro metálico puede suministrar los electrones en una disolución de hierro(III).
Fe³⁺(aq) + e⁻ → Fe²⁺(aq)
Fe(s) + 2Fe³⁺(aq) → 3Fe²⁺(aq)
El Fe metálico se oxida de 0 a +2 y dos Fe³⁺ se reducen una unidad cada uno. Que un ion siga siendo positivo no impide que se haya reducido.
EJEMPLO 13
Contraejemplo: los estados no cambian
Al descomponerse por calentamiento, CaCO₃ produce CaO y CO₂. El residuo sólido contiene menos oxígeno por Ca, pero ningún elemento cambia de número de oxidación.
CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g)
Ca mantiene +2, C mantiene +4 y O mantiene −2. Mirar solo el oxígeno del residuo llevaría a una conclusión equivocada. Hay que seguir todos los elementos.
EJEMPLO 14
Contraejemplo: reacción ácido-base
El amoníaco puede aceptar un protón y formar amonio. Gana un H, pero el nitrógeno conserva su número de oxidación −3.
NH₃(aq) + H⁺(aq) → NH₄⁺(aq)
En NH₃: x + 3 = 0. En NH₄⁺: x + 4 = +1. En ambos x = −3. No se debe confundir recibir H⁺ con recibir electrones.
El agente reductor se oxida; el oxidante se reduce. Estas veinte sustancias o materiales ilustran posibles reductores, pero no forman una lista de fuerza universal. La pareja de reactivos, el medio, el equilibrio y la rapidez determinan qué sucede.
| Sustancia o material | Cambio cuando se oxida | Cómo interpretar el caso |
|---|---|---|
| Carbono, C | 0 → +2 en CO | El componente carbono del coque reduce SnO₂ en el ejemplo 6. El coque es un material rico en carbono, no una sustancia pura. |
| Hidrógeno, H₂ | 0 → +1 en H₂O | Reduce CuO, PbO y WO₃ en los ejemplos 1, 2 y 7; la viabilidad depende del sistema. |
| Hidroquinona | Pierde dos electrones por molécula al formar quinona | Ejemplo 10: reduce plata(I). No hay un único estado de oxidación común a todos sus carbonos. |
| Monóxido de carbono, CO | C: +2 → +4 en CO₂ | Reduce óxidos de Fe y Cu en los ejemplos 8 y 9. |
| Hierro metálico, Fe | 0 → +2 | Puede reducir Fe³⁺ a Fe²⁺, como en el ejemplo 12. |
| Zinc metálico, Zn | 0 → +2 | Reduce Cu²⁺ a Cu en el ejemplo 11. |
| Mercurio metálico, Hg | 0 → +2, si forma Hg(II) | Puede oxidarse frente a oxidantes apropiados; no es un reductor universal ni se equipara a los metales alcalinos. |
| Aluminio metálico, Al | 0 → +3 | Puede reducir óxidos de otros metales; su capa superficial de óxido influye en la rapidez de reacción. |
| Nitrógeno, N₂ | 0 → +2 en NO | Actúa como reductor frente a O₂ en la formación de NO a alta temperatura. No es un reductor habitual a temperatura ambiente. |
| Azufre elemental, S₈ | 0 → +4 en SO₂ | Al reaccionar con O₂ se oxida y actúa como reductor. Frente a ciertos metales puede reducirse a sulfuro y actuar como oxidante. |
| Sodio, Na | 0 → +1 | Al formar compuestos de Na(I) se oxida. El producto y el medio importan; no se supone un único óxido. |
| Potasio, K | 0 → +1 | Su formación de compuestos de K(I) implica pérdida formal de un electrón por K. |
| Rubidio, Rb | 0 → +1 | Comparte el estado +1 característico de los metales alcalinos en sus compuestos habituales. |
| Cesio, Cs | 0 → +1 | La comparación Cs/Cs(I) permite contar un electrón por átomo, sin describir una preparación. |
| Magnesio, Mg | 0 → +2 | En su reacción con O₂ el Mg se oxida y el oxígeno se reduce. |
| Calcio, Ca | 0 → +2 | Al pasar a Ca(II), cada Ca cede formalmente dos electrones. |
| Estroncio, Sr | 0 → +2 | El Sr metálico puede actuar como reductor al formar compuestos de Sr(II). |
| Bario, Ba | 0 → +2 | Su oxidación a Ba(II) cuenta dos electrones por átomo; la fórmula del anión no se deduce solo de ese dato. |
| Boro, B | 0 → +3 en B₂O₃ | Frente a O₂ se oxida. El estado formal no implica iones B³⁺ libres en el óxido covalente. |
| Galio, Ga | 0 → +3 en Ga₂O₃ | Al formar este óxido se oxida el Ga y se reduce el oxígeno; el +3 es un estado formal. |
El coque se obtiene al tratar carbón sin aire y retirar componentes volátiles; su composición depende del material y del proceso. Elegir entre carbono, CO, H₂ u otro reductor depende de la química y del proceso industrial: el precio relativo por sí solo no es una regla general.
OpenStax · Obtención de metales y reducción del estaño · OpenStax · Potenciales de electrodo · OpenStax · Compuestos de oxígeno
| Criterio | Cuándo ayuda | Límite |
|---|---|---|
| Disminuye el número de oxidación | Criterio general para un elemento. | No confundir número de oxidación con valencia. |
| Gana electrones | Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu. | En moléculas covalentes el conteo puede ser formal; no significa iones separados. |
| Pierde oxígeno | CuO pasa a Cu. | CaCO₃ pasa a CaO sin redox: revisar todos los productos. |
| Gana hidrógeno | CO pasa a CH₃OH y C baja de +2 a −2. | NH₃ acepta H⁺ sin cambiar el estado del N. |
En una reacción redox se compensan la oxidación y la reducción. Pueden afectar a elementos de un mismo compuesto, como en KClO₃. En una celda pueden ocurrir en electrodos separados.
En un ion monoatómico, el número de oxidación coincide con la carga. En un compuesto, se calcula con las reglas de asignación: la suma, contando cuántos átomos hay, debe igualar la carga total.
Estos números son un método de contabilidad química. No significan que CH₃OH contenga un ion C²⁻ libre ni que «valencia» y «número de oxidación» sean términos intercambiables.
En el ejemplo 11, Zn cede dos electrones y Cu²⁺ los acepta. El número de electrones perdidos debe igualar al ganado:
Oxidación: Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e⁻
Reducción: Cu²⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(s)
Suma: Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)
Una semirreacción con electrones escritos es parte de un proceso completo. No se deja una carga sin compensar ni se presenta un electrón como reactivo que pueda añadirse desde una botella.
1. En CuO + H₂ → Cu + H₂O, ¿quién se reduce y quién es el reductor?
Se reduce Cu, de +2 a 0. H₂ es el reductor porque H pasa de 0 a +1.
2. ¿Cuántos moles de electrones hacen falta para reducir 0,25 mol de Cu²⁺ a Cu?
0,25 mol × 2 = 0,50 mol de electrones.
3. ¿Se reduce Fe³⁺ al pasar a Fe²⁺ aunque siga siendo positivo?
Sí. Su estado disminuye de +3 a +2; gana un electrón.
4. En 2KClO₃ → 2KCl + 3O₂, ¿qué se reduce?
Cl pasa de +5 a −1. Los dos Cl ganan formalmente 12 electrones; los seis O pierden 12 al pasar de −2 a 0.
5. ¿Cuántos moles de H₂ requiere el balance global para 0,20 mol de WO₃?
0,20 × 3 = 0,60 mol de H₂, si la conversión a W es completa y H₂ es el único reductor.
6. Con 0,40 mol de CO y 0,50 mol de H₂, ¿cuál es el máximo estequiométrico de metanol?
CO + 2H₂ ⇌ CH₃OH: H₂ limita. Máximo 0,50/2 = 0,25 mol de metanol; sobrarían 0,15 mol de CO si se alcanzara ese límite. El equilibrio puede dar menos.
7. ¿NH₃ + H⁺ → NH₄⁺ es reducción?
No: N conserva −3. Es una protonación, no una ganancia de electrones.
8. ¿En el balance de hidroquinona, 2H⁺ significa que se libera H₂?
No. H⁺ representa protones acuosos; H₂ es una sustancia diferente. La carga +2 de los dos Ag⁺ se conserva como +2 en los productos.
Fuentes consultadas el 8 de octubre de 2026. Explicaciones y ejercicios: Editorial Ejemplode.