Reducción (química): en qué consiste y ejemplos
La reducción es toda aquella reacción química donde los átomos de uno de los reactivos termina ganando electrones; lo que también puede verse de esta manera: se reduce su vacancia o “incomodidad” electrónica. Un átomo gana electrones cuando una especie los dona; es decir, se oxida.
Este tipo de reacción no pueden darse por sí solas: si una especie acepta los electrones, otra obligatoriamente debe cederlos. De lo contrario, se estaría creando materia de la nada, reduciéndose los átomos tras ganar electrones del vacío. Por lo tanto, es una semireacción redox (reducción/oxidación).
Un ejemplo ilustrativo de la reducción que puede mostrarse en aulas de clases es la reacción entre una superficie metálica de cobre, y una solución acuosa de nitrato de plata, AgNO3.
En la solución, la plata se halla como cationes Ag+, cargados positivamente. Estos al interaccionar con la superficie del cobre, con forma de árbol de Navidad, le arrebatan los electrones a los átomos de cobre. Cuando esto ocurre, el cobre sustituye a la plata en la sal de nitrato; y como resultado, se forma nitrato de cobre, Cu(NO3)2.
Los cationes Cu2+ junto al NO3– tornan azulada la solución; y la plata, emblanquece el árbol de Navidad como si lo recubriera con nieve.
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En la reducción ya se ha dicho que una especie gana electrones. ¿Cómo puede comprobarse esto en una ecuación química? Por ejemplo, en la ecuación de la reacción entre el Cu y AgNO3, ¿cómo saber cuando ocurre la reducción? Para verificarlo, es necesario determinar el número o estado de oxidación.
Los elementos en sus estados naturales, tienen por definición un estado de oxidación igual a cero, ya que se asume que no han perdido ni ganado electrones. Así, los metales sólidos tienen estado de oxidación cero. Siendo así, la plata pasa de +1 (Ag+) a 0 (Ag). La carga de un ion metálico es igual a su estado de oxidación.
Por otro lado, los electrones provinieron del cobre: pasando de 0 (Cu) a +2 (Cu2+). El anión nitrato, NO3– permanece inalterable mientras ambos metales intercambian electrones; por lo tanto, la ecuación puede escribirse como:
2Ag+ + Cu => 2Ag + Cu2+
Note que tanto las cargas como los átomos están balanceados.
En esto consiste la reducción química: en la ganancia de electrones que hacen menos positivos los estados de oxidación de los átomos que ganan los electrones.
Los oxígenos son átomos muy electronegativos y oxidantes, por lo que cuando un átomo forma compuestos con ellos (como los óxidos), tienen estados de oxidación positivos. Mientras mayor sea el número de oxígenos interaccionando con el átomo, más positivo será su estado de oxidación; o lo que es igual, está más oxidado.
Por lo tanto, cuando un compuesto tiene menos átomos de oxígeno, se dice que está menos oxidado; es decir, el átomo pierde menos electrones.
Un ejemplo clásico puede verse en el monóxido y dióxido de carbono. Para el CO, el carbono tiene un estado de oxidación de +2; mientras que para el CO2, su estado de oxidación es +4.
Entonces, si en una reacción el CO2 se transforma a CO, se dice que está ocurriendo una reducción; ya que, el carbono ahora interacciona con un oxígeno y no dos. Para la reacción contraria, CO transformándose en CO2, se habla de una oxidación del carbono.
Esto aplica para todos los átomos, en especial los metales en sus óxidos metálicos; por ejemplo, CrO2 (Cr4+) y CrO3 (Cr6+).
En las ecuaciones químicas donde una especie pierde oxígeno, mientras la otra especie lo gana, se dice que ocurre una transferencia de oxígeno.
Siempre se puede determinar si hubo una reducción mediante el cambio del estado de oxidación hacia un valor menos positivo. Como acaba de explicarse, una manera rápida de notarlo sin siquiera hacer los cálculos es observando si hay una disminución en los átomos de oxígeno en un compuesto.
Lo mismo puede ocurrir con cualquier otro átomo que sea más electronegativo que el átomo que gana o pierde los electrones.
Por ejemplo, si el CF4 reacciona de tal manera que se convierta en CH4, se dice entonces que ocurrió una reducción; ya que el flúor es mucho más electronegativo que el átomo de hidrógeno. Como resultado, el carbono está menos oxidado en el CH4 que en el CF4, lo que es igual a decir que se ha reducido.
El ejemplo del CF4 y CH4 refleja lo que acontece en las reacciones orgánicas, donde la reducción de la carga parcial de un átomo se considera como una ganancia electrónica. Esto se aplica mucho al momento de considerar la reducción de grupos funcionales oxigenados.
Por ejemplo, considérese los grupos ROH, RCHO y COOH. El primero corresponde a los alcoholes, donde el carbono se enlaza con el oxígeno (C-OH); el segundo es el grupo aldehído, donde el carbono forma doble enlace con el oxígeno y además está enlazado a un hidrógeno (C=O-H); y el tercero es el grupo carboxilo.
En el grupo carboxilo, el carbono forma un doble enlace con un O, y un enlace simple con otro O (HO-C=O).
Por lo tanto, ocurre una reducción si se transforma un ácido carboxílico en un alcohol:
RCOOH => ROH
La reducción química es sumamente importante en los procesos de extracción de metales a partir de sus minerales. Algunas de las reacciones son:
HgS + O2 => Hg + SO2
El sulfuro de mercurio se reduce a mercurio metálico.
Cu2S + O2 => 2Cu + SO2
Se reduce el sulfuro de cobre a cobre metálico.
2ZnS + 3O2 => 2ZnO + 2SO2
ZnO + C => Zn + CO (noten la transferencia del O)
El sulfuro de zinc se reduce primero a su monóxido y luego a su forma metálica.
Fe2O3 + 3CO => 2Fe + 3CO2
El óxido férrico se reduce a hierro metálico.
WO3 + 3H2 => W + 3H2O
Y el trióxido de tungsteno se reduce a tungsteno metálico.
A manera de ejercicio se puede determinar el número de oxidación del metal antes de ser reducido.
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