Electroquímica

El número de oxidación (también llamado estado de oxidación) indica cuántos electrones un átomo ha perdido o ganado en comparación con el elemento libre. Se calcula siguiendo reglas simples:

• Un elemento no combinado tiene un número de oxidación de $0$.
• Un ion simple tiene un número de oxidación igual a su carga (por ejemplo, $\text{Mg}^{2+}$ es $+2$).
• El Grupo 1 siempre es $+1$, el Grupo 2 siempre es $+2$.
• El hidrógeno es $+1$ (pero $-1$ en los hidruros metálicos).
• El oxígeno es $-2$ (pero $-1$ en los peróxidos).
• El flúor es siempre $-1$.
• Los números de oxidación en un compuesto neutro suman $0$; en un ion, suman la carga.

Un numeral romano indica la magnitud del número de oxidación de un elemento; por ejemplo, hierro(II) significa $+2$ y manganeso(VII) en $\text{KMnO}_4$ significa $+7$.

Ejemplo resuelto. Encuentre el número de oxidación del azufre en el ion sulfato, $\text{SO}_4^{2-}$.

Cada oxígeno es $-2$, por lo que los cuatro oxígenos contribuyen con $4 \times (-2) = -8$. En un ion, los números suman la carga, aquí $-2$. Si el azufre es $x$:

Ejemplo resuelto. Encuentre el número de oxidación del nitrógeno en el ion nitrato, $\text{NO}_3^-$.

Una reacción redox es aquella en la que los electrones se mueven de una especie a otra.

• La oxidación es la pérdida de electrones. El número de oxidación sube.
• La reducción es la ganancia de electrones. El número de oxidación baja.

Un truco mnemotécnico útil es OIL RIG: Oxidation Is Loss (Pérdida), Reduction Is Gain (Ganancia).

La oxidación y la reducción siempre ocurren juntas, porque los electrones perdidos por una especie son ganados por otra. Esta transferencia de electrones es por lo que llamamos reacción redox.

Los cambios en el número de oxidación le ayudan a balancear una ecuación redox:

1. encuentre el elemento cuyo número de oxidación sube (se oxida) y el cuyo número baja (se reduce).
2. el aumento total debe ser igual a la disminución total, porque cada electrón perdido es ganado en algún lugar.
3. elija la proporción de las dos especies para que el aumento y la disminución coincidan, luego balancee el resto de la ecuación.

Ejemplo resuelto. Balancee la reacción del manganato(VII) con hierro(II) en medio ácido: $\text{MnO}_4^- + \text{Fe}^{2+} + \text{H}^+ \rightarrow \text{Mn}^{2+} + \text{Fe}^{3+} + \text{H}_2\text{O}$.

El manganeso baja de $+7$ a $+2$ (una disminución de $5$); el hierro sube de $+2$ a $+3$ (un aumento de $1$). Para que la disminución total sea igual al aumento total, tome $5$ iones de hierro por cada $1$ ion de manganato. Luego balancee el oxígeno con agua ($4\,\text{H}_2\text{O}$) y el hidrógeno con $\text{H}^+$ ($8\,\text{H}^+$):

La disproportionación es una reacción redox especial en la cual el mismo elemento es oxidado y reducido simultáneamente. Por ejemplo, cuando el cloro reacciona con agua fría, algunos átomos de cloro se reducen (a $\text{Cl}^-$) y otros se oxidan (a $\text{ClO}^-$).

• Un agente oxidante extrae electrones de otra especie. Al hacerlo, se reduce él mismo.
• Un agente reductor cede electrones a otra especie. Al hacerlo, se oxida él mismo.

Por lo tanto, en cualquier reacción redox, el agente oxidante causa la oxidación de la otra especie, mientras que el agente reductor causa la reducción.

• Aplique las reglas del número de oxidación en orden: O es $-2$ excepto en peróxidos ($-1$); H es $+1$ excepto en hidruros metálicos ($-1$).
• En una ecuación redox, el aumento total es igual a la disminución total del número de oxidación — use esto para fijar la proporción, luego balancee O con $\text{H}_2\text{O}$ y H con $\text{H}^+$.
• Un agente oxidante se reduce él mismo; nombre tanto lo que se oxida/reduce como al agente para obtener la puntuación completa.
• La disproportionación es el mismo elemento oxidado y reducido — muestre ambos cambios en el número de oxidación.