Reacciones redox
Las reacciones redox son aquellas en las que se transfieren electrones: una sustancia se oxida y otra se reduce.
Las reacciones redox (de reducción-oxidación) son reacciones químicas en las que se transfieren electrones de unas sustancias a otras, de modo que cambian los estados de oxidación de los átomos implicados. Una especie pierde electrones y se oxida, mientras que otra los gana y se reduce. Ocurren siempre a la vez: no hay oxidación sin reducción.
¿Qué son las reacciones redox?
El término nació cuando se llamaba «oxidación» a la combinación de una sustancia con oxígeno. Hoy el concepto es más amplio y se basa en los electrones:
- Oxidación: pérdida de electrones (aumenta el estado de oxidación).
- Reducción: ganancia de electrones (disminuye el estado de oxidación).
- Agente oxidante: la especie que se reduce y, al hacerlo, oxida a la otra.
- Agente reductor: la especie que se oxida y, al hacerlo, reduce a la otra.
Una regla para recordarlo: «el oxidante gana electrones; el reductor los cede». Un ejemplo sencillo es la reacción del zinc con iones cobre(II):
Se divide en dos semirreacciones: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ (oxidación) y Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu (reducción). El zinc es el reductor y el Cu²⁺ el oxidante.
Número de oxidación
El número o estado de oxidación es la carga que tendría un átomo si todos sus enlaces fueran iónicos. Reglas básicas:
- Un elemento libre (Fe, O₂, H₂) tiene número de oxidación 0.
- En un ion monoatómico coincide con su carga (Na⁺ = +1; Cl⁻ = −1).
- El oxígeno suele ser −2 (en los peróxidos, −1) y el hidrógeno +1 (en los hidruros metálicos, −1).
- La suma de los números de oxidación de una molécula neutra es 0; en un ion, igual a su carga.
Véase también valencia en química y ion.
Tipos de reacciones redox
| Tipo | Ejemplo |
|---|---|
| Combinación | 2 Mg + O₂ → 2 MgO |
| Descomposición | 2 H₂O → 2 H₂ + O₂ (electrólisis) |
| Desplazamiento | Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu |
| Combustión | CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O |
| Dismutación | 2 H₂O₂ → 2 H₂O + O₂ (el oxígeno se oxida y se reduce a la vez) |
Ajuste por el método del ion-electrón
- Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción.
- Ajustar los átomos distintos de O y H.
- Ajustar el oxígeno con H₂O y el hidrógeno con H⁺ (en medio ácido).
- Ajustar la carga con electrones.
- Multiplicar para igualar los electrones y sumar las semirreacciones.
Ejemplos y aplicaciones
- Oxidación y corrosión: el hierro se oxida a óxido de hierro(III): 4 Fe + 3 O₂ → 2 Fe₂O₃.
- Respiración celular y fotosíntesis: son procesos redox en los que se transfieren electrones.
- Pilas y baterías: la reacción redox genera una corriente eléctrica; la electrólisis hace el proceso inverso.
- Metalurgia: en los altos hornos, el monóxido de carbono reduce el óxido de hierro a hierro metálico.
- Blanqueo y desinfección: la lejía y el agua oxigenada son oxidantes.
- Termita: 2 Al + Fe₂O₃ → Al₂O₃ + 2 Fe, una reacción muy exotérmica que sirve para soldar carriles.
Ejercicios resueltos
1. Calcula el número de oxidación del manganeso en el permanganato de potasio, KMnO₄.
K = +1; O = −2 (4 átomos = −8). Suma 0: +1 + x − 8 = 0, luego x = +7.
2. En la reacción 2 Al + Fe₂O₃ → Al₂O₃ + 2 Fe, identifica el oxidante y el reductor.
El Al pasa de 0 a +3 (se oxida): es el reductor. El Fe pasa de +3 a 0 (se reduce): el Fe₂O₃ es el oxidante.
3. Ajusta en medio ácido: MnO₄⁻ + Fe²⁺ → Mn²⁺ + Fe³⁺.
Reducción: MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O. Oxidación: Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ (× 5). Suma: MnO₄⁻ + 5 Fe²⁺ + 8 H⁺ → Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 4 H₂O.
4. Para valorar 20,0 mL de una disolución de Fe²⁺ se gastan 15,0 mL de KMnO₄ 0,020 M. ¿Cuál es la concentración de Fe²⁺?
Moles de MnO₄⁻ = 0,0150 L × 0,020 mol/L = 3,0 × 10⁻⁴ mol. Según la ecuación, 1 MnO₄⁻ reacciona con 5 Fe²⁺: 1,5 × 10⁻³ mol de Fe²⁺. Concentración = 1,5 × 10⁻³ / 0,0200 L = 0,075 M.
Preguntas frecuentes
¿Qué es una reacción redox?
Es una reacción en la que hay transferencia de electrones: una sustancia se oxida (pierde electrones) y otra se reduce (los gana).
¿Cuál es la diferencia entre oxidante y reductor?
El oxidante gana electrones y se reduce; el reductor los pierde y se oxida. Uno no puede actuar sin el otro.
¿Una combustión es una reacción redox?
Sí. El combustible se oxida y el oxígeno se reduce, con liberación de energía.
¿Para qué sirven las reacciones redox?
Se usan en pilas y baterías, en la metalurgia, en la corrosión y su prevención, en el blanqueo y en los procesos biológicos como la respiración.
Referencias
- Atkins, P.; Jones, L. Principios de química: los caminos del descubrimiento. Médica Panamericana.
- Chang, R.; Goldsby, K. A. Química. McGraw-Hill.
- IUPAC. Compendium of Chemical Terminology («Gold Book»), entradas «oxidation» y «reduction».
Cómo citar este artículo
Equipo de Conceptualia. (2026). «Reacciones redox». Conceptualia. https://conceptualia.es/ciencias-naturales/quimica/reacciones-redox/
