Redox por ion-electrón

Qué es una reacción redox

En una reacción de oxidación-reducción hay una especie que pierde electrones (se oxida, su número de oxidación sube) y otra que los gana (se reduce, su número baja). Los electrones que cede una son los que gana la otra, y ese balance es lo que hay que cuadrar. Por ejemplo, en $"MnO"_4^- + "Fe"^(2+) → "Mn"^(2+) + "Fe"^(3+)$ el manganeso pasa de $+7$ a $+2$ y el hierro de $+2$ a $+3$.

El método del ion-electrón

Se separa la reacción en dos semirreacciones, una de oxidación y otra de reducción, y cada una se ajusta por separado en cuatro pasos:

1. Se ajusta el elemento que cambia de número de oxidación. 2. Se ajusta el oxígeno con moléculas de H₂O. 3. Se ajusta el hidrógeno con iones H⁺. 4. Se ajusta la carga con electrones, que van a la izquierda en la reducción y a la derecha en la oxidación.

Luego se multiplica cada semirreacción por el número que haga iguales los electrones cedidos y ganados (el mínimo común múltiplo), se suman y se simplifica lo que queda a los dos lados.

Medio ácido y medio básico

En medio ácido el método se queda así, con H⁺ y H₂O. En medio básico no puede haber H⁺ libres: a los dos lados se añaden tantos OH⁻ como H⁺ haya, cada H⁺ y su OH⁻ forman un H₂O, y se simplifica el agua que sobra. Por eso el mismo par redox da una ecuación distinta según el medio: el permanganato con yoduro, por ejemplo, forma Mn²⁺ en ácido y MnO₂ en básico.

Qué hacer si algo falla

La herramienta trabaja con la reacción iónica neta. Si escribes sales enteras (KMnO₄, FeSO₄), quita los iones espectadores como K⁺ o SO₄²⁻, que no cambian. Si una especie tiene varios elementos sin número de oxidación fijo, escríbela con iones sencillos. Y comprueba que reactivos y productos incluyen tanto lo que se oxida como lo que se reduce.

Pilas y potenciales estándar

Una pila convierte una reacción redox espontánea en corriente eléctrica: la oxidación ocurre en el ánodo (−) y la reducción en el cátodo (+). Cada semirreacción tiene un potencial estándar de reducción $E^"°"$ (medido frente al electrodo de hidrógeno, 0 V). El de la pila es $E^"°"_"pila" = E^"°"_"cátodo" − E^"°"_"ánodo"$ y, si es positivo, la reacción es espontánea. Se relaciona con la energía libre y con la constante de equilibrio: $ΔG^"°" = −n F E^"°"$ y $ln K = n F E^"°" / (R T)$.

Ecuación de Nernst

Fuera de las condiciones estándar, $E = E^"°" − (R T)/(n F) ln Q$, que a 25 °C es $E = E^"°" − (0{,}0592)/n log Q$. El cociente $Q$ usa las concentraciones de los iones y las presiones de los gases; los sólidos y el agua no entran. Cuando $Q = K$, $E = 0$ y la pila se ha agotado.

Electrolisis y leyes de Faraday

En una electrolisis se aplica corriente para forzar una reacción no espontánea. La masa que se deposita o la cantidad de gas que se desprende es proporcional a la carga que pasa: $m = M I t / (n F)$, con $F = 96485$ C/mol de electrones. Con un rendimiento de corriente menor del 100 % solo una parte de la carga hace la reacción deseada. En una mezcla, en el cátodo se reduce primero la especie de mayor potencial de reducción y en el ánodo se oxida primero la de menor potencial; el agua también compite.

Potenciales de la CRC Handbook y de Atkins, a 25 °C, 1 M y 1 bar. Otros libros redondean de otra forma (por ejemplo Fe³⁺/Fe²⁺ 0,77 V): los resultados pueden diferir en la última cifra.