La combustión, la corrosión del hierro, la respiración celular y las pilas tienen algo en común: son reacciones de transferencia de electrones. Para trabajar con ellas hay que saber asignar números de oxidación y, sobre todo, ajustarlas por el método del ion‑electrón, una pregunta que aparece en casi todos los exámenes de la PAU.
Objetivos
- Asignar números de oxidación y reconocer oxidaciones y reducciones
- Identificar el oxidante y el reductor de una reacción
- Ajustar reacciones redox por el método del ion‑electrón en medio ácido y en medio básico
- Resolver problemas de estequiometría y valoraciones redox
1. Oxidación, reducción y número de oxidación
- Oxidación: pérdida de electrones; el número de oxidación aumenta.
- Reducción: ganancia de electrones; el número de oxidación disminuye.
- El oxidante se reduce (capta electrones); el reductor se oxida (los cede). Siempre ocurren a la vez.
| Regla | Ejemplo |
|---|---|
| Elemento libre: 0 | Fe, O₂, Cl₂ |
| Ion monoatómico: su carga | Na⁺ (+1), Cl⁻ (−1) |
| Oxígeno: −2 (salvo peróxidos: −1) | H₂O, H₂O₂ |
| Hidrógeno: +1 (salvo hidruros metálicos: −1) | HCl, NaH |
| La suma es 0 en una molécula y la carga en un ion | MnO₄⁻: Mn + 4 · (−2) = −1 ⟹ Mn = +7 |
Número de oxidación del cromo en K₂Cr₂O₇
- 2 · (+1) + 2 · x + 7 · (−2) = 0
- 2x = 12 ⟹ x = +6
2. Ajuste por el método del ion‑electrón (medio ácido)
- Escribe las especies en forma iónica (solo las que cambian) y separa las semirreacciones de oxidación y de reducción.
- Ajusta los átomos distintos de O e H.
- Ajusta el oxígeno con H₂O y el hidrógeno con H⁺.
- Ajusta la carga con electrones.
- Multiplica para igualar los electrones y suma. Si se pide, pasa a forma molecular con los iones espectadores.
MnO₄⁻ + Fe²⁺ → Mn²⁺ + Fe³⁺ (medio ácido)
- Reducción: MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O
- Oxidación: Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ (× 5)
- Global: MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 Fe²⁺ → Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 4 H₂O
Cu + HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O
- Oxidación: Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻ (× 3)
- Reducción: NO₃⁻ + 4 H⁺ + 3 e⁻ → NO + 2 H₂O (× 2)
- Iónica: 3 Cu + 2 NO₃⁻ + 8 H⁺ → 3 Cu²⁺ + 2 NO + 4 H₂O
- Molecular: 3 Cu + 8 HNO₃ → 3 Cu(NO₃)₂ + 2 NO + 4 H₂O (6 nitratos más quedan como espectadores)
3. Medio básico y dismutación
En medio básico se ajusta como en medio ácido y, al final, se añaden tantos OH⁻ a cada lado como H⁺ haya; los H⁺ + OH⁻ forman H₂O y se simplifica. Otra opción: ajustar el O añadiendo el doble de OH⁻ en el lado que necesita oxígeno y H₂O en el otro.
Dismutación del cloro en medio básico: Cl₂ → Cl⁻ + ClO₃⁻
- Reducción: Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻ (× 5)
- Oxidación: Cl₂ + 12 OH⁻ → 2 ClO₃⁻ + 6 H₂O + 10 e⁻
- Suma y simplifica (÷ 2): 3 Cl₂ + 6 OH⁻ → 5 Cl⁻ + ClO₃⁻ + 3 H₂O
4. Estequiometría y valoraciones redox
Una vez ajustada, la ecuación da las proporciones en moles. En una valoración redox (por ejemplo, una permanganometría) el punto de equivalencia se alcanza cuando el oxidante y el reductor han reaccionado en proporción estequiométrica. El permanganato actúa como su propio indicador: su color violeta persiste cuando hay exceso.
20 mL de una disolución de Fe²⁺ se valoran con 15 mL de KMnO₄ 0,02 M
- n(MnO₄⁻) = 0,015 · 0,02 = 3 · 10−4 mol
- n(Fe²⁺) = 5 · 3 · 10−4 = 1,5 · 10−3 mol
- [Fe²⁺] = = 0,075 M
Recuerda
- Oxidación: pierde e⁻ (sube el n.º de oxidación) ; reducción: gana e⁻ (baja).
- El oxidante se reduce; el reductor se oxida.
- Ion‑electrón (ácido): átomos, O con H₂O, H con H⁺, carga con e⁻, igualar e⁻ y sumar.
- Medio básico: neutraliza los H⁺ con OH⁻ al final.
- Valoraciones redox: proporción de moles según la ecuación ajustada.
¡Ahora te toca a ti!
Comprueba que lo has entendido con los ejercicios y repasa con el resumen.