Agente reductor y oxidante: guía con ejercicios resueltos
Qué es un agente reductor y oxidante, cómo identificarlo en una ecuación redox y practicar con ejercicios resueltos paso a paso.
El agente reductor cede electrones y se oxida; el agente oxidante acepta electrones y se reduce.
Tenés una ecuación delante, reconocés las sustancias y recordás las definiciones, pero al elegir el oxidante dudás: ¿será el que se oxida? Esa confusión se resuelve siguiendo el cambio de los números de oxidación antes de ponerle nombre a cada agente.
Índice
- Qué es un agente reductor y oxidante
- La regla que separa cada rol
- Cómo identificar el agente en cinco pasos y evitar errores
- Agentes oxidantes y reductores más comunes
- Ejemplos resueltos paso a paso
- Ánodo, cátodo y signos
- Practica con estos ejercicios antes de tu examen
Qué es un agente reductor y oxidante
Pensá en un intercambio de monedas. Si una persona entrega monedas y otra las recibe, podés describir el mismo intercambio desde ambos lados. En una reacción de oxidación-reducción, o reacción redox, seguimos electrones en lugar de monedas.
La analogía ayuda a distinguir quién entrega y quién recibe, aunque tiene un límite: en los enlaces covalentes no siempre hay electrones que pasan íntegramente de una especie a otra. Para analizar esas reacciones usamos una contabilidad formal.
Definiciones esenciales: el agente reductor cede electrones y se oxida. El agente oxidante acepta electrones y se reduce.
El nombre del agente indica lo que provoca en su pareja. El reductor permite que otra especie se reduzca porque le proporciona electrones; el oxidante permite que otra se oxide porque acepta esos electrones.
El nombre depende de la reacción
Una especie química puede ser un átomo, una molécula o un ion. Su función no se decide por su nombre comercial, su aspecto ni la presencia de oxígeno, sino por cómo cambia al reaccionar.
- Zinc frente a iones cobre: el zinc metálico actúa como reductor cuando reacciona con sulfato de cobre.
- Cobre frente a iones plata: el cobre metálico puede actuar como reductor frente a otra especie que acepte sus electrones.
- Especies intermedias: algunos compuestos pueden aceptar o ceder electrones según su pareja y las condiciones.
La mnemotecnia inglesa LEO dice GER recuerda Lose Electrons, Oxidation y Gain Electrons, Reduction: perder electrones corresponde a oxidación; ganarlos, a reducción. Sirve como apoyo, pero no identifica por sí sola qué reactivo cumple cada función.
La corrosión del hierro, las pilas, la combustión y el blanqueo de textiles involucran procesos redox. Siempre hay oxidación y reducción acopladas, aunque ambas puedan ocurrir dentro de una misma sustancia.
La regla que separa cada rol
El número de oxidación es una carga contable que asignamos a un átomo mediante reglas. En un ion monoatómico coincide con su carga real; en una molécula covalente no representa necesariamente una carga real localizada.
Su utilidad es comparar el estado de un elemento antes y después de reaccionar. Si su número de oxidación aumenta, se oxida; si disminuye, se reduce. Importa el cambio con su signo: pasar de un valor negativo a cero también es un aumento.
Reglas para asignar números de oxidación
Aplicá primero los casos que podés reconocer directamente y calculá los valores desconocidos mediante la suma. La tabla incluye las excepciones habituales del oxígeno y del hidrógeno para evitar asignaciones automáticas.
| Caso | Número de oxidación | Ejemplo |
|---|---|---|
| Elemento libre o sin combinar | 0 | Cu(s), O₂, Cl₂ |
| Ion monoatómico | Igual a su carga | Na⁺ = +1; Cl⁻ = −1 |
| Oxígeno en la mayoría de compuestos | −2 | H₂O, CO₂ |
| Oxígeno en peróxidos | −1 | H₂O₂ |
| Hidrógeno con no metales | +1 | HCl, H₂O |
| Hidrógeno en hidruros metálicos | −1 | NaH |
| Flúor en cualquier compuesto | −1 | HF, CF₄ |
| Compuesto neutro | Suma total igual a 0 | H₂SO₄: S = +6 |
| Ion poliatómico | Suma igual a la carga del ion | SO₄²⁻: S = +6 |
El subíndice indica cuántos átomos hay, no su número de oxidación. Por eso, al sumar, multiplicás el valor asignado a cada elemento por la cantidad de átomos correspondientes.
Cómo calcular el azufre en H₂SO₄
El ácido sulfúrico es neutro, de modo que la suma debe dar cero. Asignamos +1 al hidrógeno y −2 al oxígeno; llamamos x al número de oxidación del azufre.
- Contribución del hidrógeno: 2 × (+1) = +2.
- Contribución del oxígeno: 4 × (−2) = −8.
- Suma del compuesto: +2 + x − 8 = 0.
- Resultado: x = +6.
En SO₄²⁻, el cálculo es x + 4 × (−2) = −2, que también da S = +6. La diferencia es que la suma termina en la carga del ion, no en cero.
Revisá las excepciones antes de calcular por diferencia. En H₂O₂ el oxígeno vale −1; en NaH el hidrógeno vale −1; y en OF₂ el oxígeno vale +2 porque cada flúor tiene −1.
Antes de decidir quién es oxidante o reductor, escribí los números de oxidación sobre los elementos de ambos lados de la ecuación.
Cómo identificar el agente en cinco pasos y evitar errores
Conviene separar las operaciones: primero asignás valores, después detectás cambios y recién entonces nombrás los agentes. Elegir por intuición suele invertir la respuesta aunque conozcas las definiciones.
La infografía reúne las comprobaciones que necesitás durante la resolución.
Aplicación a zinc y sulfato de cobre
Tomemos esta reacción:
Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu
En solución acuosa, el sulfato acompaña a los iones metálicos sin cambiar su composición. La ecuación iónica neta permite concentrarse en las especies que participan del intercambio:
Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu
Asigná los números de oxidación.
El Zn metálico tiene 0 y pasa a +2 en ZnSO₄. El Cu tiene +2 en CuSO₄ y termina con 0; en el sulfato, S conserva +6 y O conserva −2. El error habitual es tratar el compuesto neutro como si todos sus átomos tuvieran número de oxidación cero: comprobá la suma, no cada átomo por separado.Compará cada elemento consigo mismo.
Zn: 0 → +2, aumenta y se oxida. Cu: +2 → 0, disminuye y se reduce. No compares el zinc con el cobre: seguí el mismo elemento desde reactivos hasta productos y marcá la dirección del cambio.Identificá el agente reductor entre los reactivos.
El zinc metálico contiene el elemento cuyo número aumenta, por lo tanto es el reductor. Zn²⁺ es el producto de su oxidación, no el agente reductor inicial. La comprobación concreta es ubicar tu respuesta a la izquierda de la flecha.Identificá el agente oxidante.
Cu²⁺ acepta electrones y se transforma en Cu metálico. Podés indicar que el sulfato de cobre aporta el oxidante, pero la especie activa es Cu²⁺. Si elegiste Zn porque se oxida, confundiste el proceso con el agente que lo provoca.Verificá electrones, átomos y cargas.
Escribí Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ y Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu. Los electrones cedidos y aceptados coinciden; al sumar, desaparecen de la ecuación global. La carga neta es +2 a ambos lados y se conserva cada elemento.
Los errores que conviene detectar a tiempo
Un trabajo del ámbito universitario argentino publicado por edUTecNe reportó que alrededor del 50% del alumnado confundía el agente oxidante con la reacción de oxidación y elegía el reductor en lugar del oxidante; también detectó dificultades con los signos de los electrodos y la interpretación de celdas electroquímicas.
La respuesta a esa confusión no es repetir más rápido la regla. Es dejar por escrito la evidencia que justifica el nombre.
- Elegir un producto: buscá la especie original que experimentó el cambio, no la que apareció después.
- Buscar oxígeno obligatoriamente: comprobá el número de oxidación del elemento que cambia. Una sustancia puede oxidarse sin contener oxígeno.
- Asignar una función permanente: no decidas el papel del H₂O₂ sin leer la ecuación completa.
- Usar el signo del electrodo como atajo: identificá primero el proceso y distinguí el tipo de celda.
Como apoyo audiovisual para acompañar la práctica, podés usar este video.
Cuando la ecuación incluya varios átomos del elemento que cambia, multiplicá la variación por la cantidad de átomos. No modifiques los subíndices de las fórmulas para igualar electrones: ajustá los coeficientes de la ecuación.
Frase de control: el reductor está en los reactivos y se oxida; el oxidante está en los reactivos y se reduce.
Agentes oxidantes y reductores más comunes
Una tabla de consulta ayuda a reconocer reactivos, pero no reemplaza el análisis de la ecuación. La columna de cambios muestra lo que le ocurre al propio agente, no a su pareja.
La ilustración representa sustancias y sistemas de reacción de manera esquemática.
Agentes oxidantes y reductores frecuentes
| Sustancia | Función habitual | Cambio de número de oxidación | Reacción representativa |
|---|---|---|---|
| Permanganato de potasio en medio ácido | Oxidante fuerte | Mn de +7 a +2 | MnO₄⁻ + 5Fe²⁺ + 8H⁺ → Mn²⁺ + 5Fe³⁺ + 4H₂O |
| Dicromato de potasio | Oxidante | Cr de +6 a +3 | Oxida alcoholes primarios a aldehídos o ácidos, según las condiciones |
| Oxígeno, O₂ | Oxidante | O de 0 a −2 | CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O |
| Peróxido de hidrógeno, H₂O₂ | Oxidante o reductor | O de −1 a −2, o de −1 a 0 | H₂O₂ + 2I⁻ + 2H⁺ → I₂ + 2H₂O |
| Cloro, Cl₂ | Oxidante | Cl de 0 a −1 | Cl₂ + 2KI → 2KCl + I₂ |
| Yoduro de potasio, KI | Reductor, mediante I⁻ | I de −1 a 0 | 2I⁻ → I₂ + 2e⁻, semirreacción |
| Zinc, Zn | Reductor | Zn de 0 a +2 | Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu |
| Hidrógeno, H₂ | Reductor | H de 0 a +1 | H₂ + CuO → Cu + H₂O |
| Monóxido de carbono, CO | Reductor | C de +2 a +4 | Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂ |
Por qué importan el medio y la pareja
El permanganato no siempre produce Mn²⁺. En medio aproximadamente neutro suele reducirse a MnO₂, donde el manganeso tiene +4; por eso no podés trasladar el balance ácido a cualquier solución.
El peróxido muestra el cambio de función con claridad. Frente al yoduro, su oxígeno pasa de −1 a −2 y el H₂O₂ actúa como oxidante; frente al permanganato ácido, pasa de −1 a 0 y actúa como reductor:
2MnO₄⁻ + 5H₂O₂ + 6H⁺ → 2Mn²⁺ + 5O₂ + 8H₂O
Para comparar tendencias, usá los potenciales de reducción: un potencial más positivo indica mayor tendencia a reducirse bajo las condiciones especificadas. Si la tabla está ordenada de mayor a menor, los oxidantes superiores pueden oxidar a los reductores de pares inferiores en condiciones estándar favorables.
La tabla permite anticipar productos y roles, no autoriza a mezclar reactivos. El pH, la concentración y la velocidad de reacción también importan; cloro, dicromato y otros reactivos requieren controles de seguridad específicos.
Ejemplos resueltos paso a paso
Ejemplo de desplazamiento entre zinc y cobre
Zn(s) + CuSO₄(ac) → ZnSO₄(ac) + Cu(s)
La indicación (s) significa sólido y (ac), disuelto en agua. Primero registramos los valores de todos los elementos para distinguir el cambio real de los componentes espectadores.
| Elemento | Reactivos | Productos | Interpretación |
|---|---|---|---|
| Zn | 0 | +2 | Se oxida |
| Cu | +2 | 0 | Se reduce |
| S | +6 | +6 | No cambia |
| O | −2 | −2 | No cambia |
Las semirreacciones permiten verificar el intercambio:
- Oxidación: Zn → Zn²⁺ + 2e⁻.
- Reducción: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu.
- Comprobación: se ceden y se aceptan dos electrones; el sulfato no interviene en el balance electrónico.
Veredicto: Zn es el agente reductor y Cu²⁺, aportado por CuSO₄, es el agente oxidante.
Ejemplo con permanganato y hierro en medio ácido
Partimos de la ecuación ajustada:
MnO₄⁻ + 5Fe²⁺ + 8H⁺ → Mn²⁺ + 5Fe³⁺ + 4H₂O
En MnO₄⁻, calculamos x + 4 × (−2) = −1 y obtenemos Mn = +7. El hierro, por ser un ion monoatómico, tiene el número indicado por su carga.
- Manganeso: +7 → +2; acepta cinco electrones por átomo.
- Hierro: +2 → +3; cede un electrón por ion.
- Hidrógeno y oxígeno: conservan +1 y −2, respectivamente.
La semirreacción del permanganato es MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O. La del hierro, multiplicada para igualar electrones, es 5Fe²⁺ → 5Fe³⁺ + 5e⁻.
Comprobamos las cargas: a la izquierda, −1 + 10 + 8 = +17; a la derecha, +2 + 15 = +17. También coinciden un átomo de manganeso, cinco de hierro, cuatro de oxígeno y ocho de hidrógeno.
Veredicto: MnO₄⁻ es el agente oxidante y Fe²⁺ es el agente reductor.
Ejemplo con cloro y yoduro de potasio
Cl₂(g) + 2KI(ac) → 2KCl(ac) + I₂(s)
El cloro elemental tiene 0 y termina con −1 en KCl. El yodo del KI tiene −1 y termina con 0 en I₂; el potasio mantiene +1.
Las semirreacciones son Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻ y 2I⁻ → I₂ + 2e⁻. Se intercambian dos electrones y se conservan los átomos de cada elemento.
El KI no contiene oxígeno y, aun así, su yoduro se oxida. La evidencia es I: −1 → 0, no la composición del compuesto.
Veredicto: Cl₂ es el agente oxidante e I⁻, aportado por KI, es el agente reductor.
Ánodo, cátodo y signos
En una pila de zinc y cobre, el zinc metálico libera electrones en un electrodo y los iones Cu²⁺ los aceptan en el otro. Los electrones circulan por el circuito externo desde el electrodo de zinc hacia el de cobre.
Los nombres de los electrodos describen procesos: ánodo significa lugar de oxidación; cátodo, lugar de reducción. Sus signos dependen del tipo de celda.
| Tipo de celda | Ánodo | Cátodo |
|---|---|---|
| Galvánica o pila | Negativo | Positivo |
| Electrolítica | Positivo | Negativo |
Cómo leer el diagrama de una pila
Considerá el esquema:
Zn(s) | Zn²⁺(ac) ‖ Cu²⁺(ac) | Cu(s)
La línea doble representa la unión iónica entre compartimentos. Para interpretarlo, identificá las transformaciones antes de asignar los signos.
- En el zinc: Zn → Zn²⁺ + 2e⁻. Hay oxidación, por lo tanto es el ánodo.
- En el cobre: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu. Hay reducción, por lo tanto es el cátodo.
- En el conjunto: Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu. El reductor es Zn y el oxidante es Cu²⁺.
Como el esquema corresponde a una pila galvánica en funcionamiento, el ánodo de zinc es negativo y el cátodo de cobre es positivo. El puente salino permite el movimiento de iones y mantiene la electroneutralidad, sin mezclar directamente las soluciones a granel; no transporta los electrones del circuito externo.
Para relacionar estos principios con dispositivos comerciales, Cargea explica las tecnologías de batería y ofrece contexto sobre sus aplicaciones. Al analizar una batería recargable, distinguí además si está entregando energía o recibiéndola.
No asignes un signo al cátodo por costumbre. Primero identificá dónde ocurre la reducción y después determiná si la celda es galvánica o electrolítica.
Practica con estos ejercicios antes de tu examen
Resolvé cada reacción sin consultar la clave. Escribí los números de oxidación que cambian, identificá ambos agentes entre los reactivos y verificá los electrones intercambiados.
Ecuaciones para resolver
Hierro y ácido clorhídrico:
Fe(s) + 2HCl(ac) → FeCl₂(ac) + H₂(g).Formación de cloruro de sodio:
2Na(s) + Cl₂(g) → 2NaCl(s).Combustión del metano:
CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l).
Usá C = −4 como punto de partida en CH₄.Cobre e iones plata:
Cu(s) + 2Ag⁺(ac) → Cu²⁺(ac) + 2Ag(s).
En cada respuesta, agregá una justificación breve: indicá de qué valor a qué valor pasa el elemento. Si solo escribís el nombre del agente, no podés distinguir una resolución razonada de una elección al azar.
Clave de respuestas
- Ejercicio 1: Fe es el reductor porque pasa de 0 a +2. H⁺ es el oxidante porque pasa de +1 a 0; el cloruro conserva −1.
- Ejercicio 2: Na es el reductor, con 0 → +1. Cl₂ es el oxidante, con Cl de 0 → −1.
- Ejercicio 3: CH₄ es el reductor, con C de −4 → +4. O₂ es el oxidante, con O de 0 → −2; el hidrógeno conserva +1.
- Ejercicio 4: Cu es el reductor, con 0 → +2. Ag⁺ es el oxidante, con +1 → 0.
Si una respuesta no coincide, revisá primero la asignación de números y luego la dirección del cambio. Comprobá también que hayas nombrado un reactivo y no su producto.
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