Ejercicio resuelto de Números de oxidación · Química · 2026

Indique, justificando la respuesta, si los siguientes procesos son de oxidación-reducción, o si, por el contrario, no se trata de un proceso redox. En el caso de los sistemas redox indique qué especie es el agente oxidante y cuál es el agente reductor.

a) $2\,\mathrm{Al} + 6\,\mathrm{HCl} \rightarrow 2\,\mathrm{AlCl}_{3} + 3\,\mathrm{H}_{2}$ [0,4 puntos]

b) $\mathrm{Na}_{2}\mathrm{S} + \mathrm{Cl}_{2} \rightarrow 2\,\mathrm{NaCl} + \mathrm{S}$ [0,4 puntos]

c) $\mathrm{CaCO}_{3} \rightarrow \mathrm{CaO} + \mathrm{CO}_{2}$ [0,4 puntos]

d) $3\,\mathrm{Cu} + 8\,\mathrm{HNO}_{3} \rightarrow 3\,\mathrm{Cu(NO}_{3})_{2} + 2\,\mathrm{NO} + 4\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}$ [0,4 puntos]

e) $\mathrm{TiO}_{2} + 2\,\mathrm{H}^{+} \rightarrow \mathrm{TiO}^{2+} + \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}$ [0,4 puntos]

Un proceso es de oxidación-reducción cuando alguna especie cambia su número de oxidación: la que lo aumenta se oxida y actúa de agente reductor, y la que lo disminuye se reduce y actúa de agente oxidante. El criterio se aplica igual en los cinco casos, así que basta asignar los números de oxidación a uno y otro lado de cada ecuación y comparar.

$\textbf{a) 2 Al + 6 HCl → 2 AlCl₃ + 3 H₂ [0,4 puntos]}$

$\mathrm{Al}: \ 0 \rightarrow +3 \qquad \mathrm{H}: \ +1 \rightarrow 0$

Hay dos cambios, luego $\textbf{sí es un proceso redox}$. El aluminio pierde electrones y se oxida, de modo que es el agente reductor; el $\mathrm{H^+}$ los gana y se reduce a hidrógeno molecular, así que es el agente oxidante. El cloro se mantiene en $-1$ y solo acompaña como ion espectador.

$\textbf{b) Na₂S + Cl₂ → 2 NaCl + S [0,4 puntos]}$

$\mathrm{S}: \ -2 \rightarrow 0 \qquad \mathrm{Cl}: \ 0 \rightarrow -1$

$\textbf{Sí es un proceso redox}$. El sulfuro $\mathrm{S^{2-}}$ pierde electrones y se oxida a azufre elemental: es el agente reductor. El $\mathrm{Cl_2}$ los gana y se reduce a cloruro: es el agente oxidante.

$\textbf{c) CaCO₃ → CaO + CO₂ [0,4 puntos]}$

$\mathrm{Ca}: \ +2 \rightarrow +2 \qquad \mathrm{C}: \ +4 \rightarrow +4 \qquad \mathrm{O}: \ -2 \rightarrow -2$

Ningún elemento cambia de número de oxidación, así que $\textbf{no es un proceso redox}$: se trata de una descomposición térmica en la que simplemente se reparten los átomos entre dos compuestos.

$\textbf{d) 3 Cu + 8 HNO₃ → 3 Cu(NO₃)₂ + 2 NO + 4 H₂O [0,4 puntos]}$

$\mathrm{Cu}: \ 0 \rightarrow +2 \qquad \mathrm{N}: \ +5 \rightarrow +2$

$\textbf{Sí es un proceso redox}$. El cobre se oxida y es el agente reductor; el nitrato que se transforma en NO se reduce y es el agente oxidante. Conviene notar que solo dos de los ocho nitratos se reducen: los seis restantes acompañan al cobre en la sal y conservan su $+5$.

$\textbf{e) TiO₂ + 2 H⁺ → TiO²⁺ + H₂O [0,4 puntos]}$

$\mathrm{Ti}: \ +4 \rightarrow +4 \qquad \mathrm{H}: \ +1 \rightarrow +1 \qquad \mathrm{O}: \ -2 \rightarrow -2$

$\textbf{No es un proceso redox}$. Aunque la carga de la especie de titanio cambie, su número de oxidación sigue siendo $+4$: lo único que ha ocurrido es que uno de los oxígenos se ha combinado con los protones para dar agua. Es una reacción ácido-base, no una transferencia de electrones.