Números de oxidación, agentes redox y balanceo por semirreacciones

Qué registra un número de oxidación

Un número de oxidación es la carga que tendría un átomo si todos los enlaces entre átomos distintos fueran completamente iónicos, con los electrones compartidos asignados al átomo más electronegativo; los electrones compartidos entre átomos idénticos se reparten por igual. Es un recuento formal, no una carga medida. En el agua, al oxígeno se le asigna −2 y a cada hidrógeno +1, aunque las cargas parciales reales son mucho menores.

La oxidación es un aumento del número de oxidación, que corresponde a una pérdida de electrones. La reducción es una disminución del número de oxidación, una ganancia de electrones. Ambas ocurren siempre juntas, porque los electrones que pierde una especie deben ser ganados por otra. En cualquier ecuación redox, el aumento total del número de oxidación es igual a la disminución total, y todos los métodos de balanceo se apoyan en esa igualdad.

Asignar números de oxidación por orden de prioridad

Aplica las reglas de arriba abajo en la lista. Cuando dos reglas entran en conflicto, prevalece la de más arriba, y el último átomo desconocido de una fórmula se halla por diferencia.

Para el ion dihidrogenofosfato, H₂PO₄⁻: 2(+1) + P + 4(−2) = −1, así que P = +5. Para el ion tetrationato, S₄O₆²⁻: 4S + 6(−2) = −2, así que los cuatro átomos de azufre suman +10 y el promedio es +2.5. Un resultado fraccionario significa que átomos del mismo elemento están en entornos distintos y que el número indicado es un promedio. La magnetita, Fe₃O₄, promedia +8/3 porque contiene un Fe²⁺ por cada dos Fe³⁺.

• Un átomo en un elemento puro es 0 (Fe, O₂, S₈).
• Un ion monoatómico equivale a su carga (Mg²⁺ es +2, Br⁻ es −1).
• Los números de oxidación de una fórmula suman su carga total.
• El flúor es −1 en todos sus compuestos.
• Los metales del grupo 1 son +1 y los del grupo 2 son +2 en los compuestos.
• El hidrógeno es +1 con los no metales y −1 en los hidruros metálicos como el NaH.
• El oxígeno suele ser −2, pero −1 en los peróxidos (H₂O₂), −½ en los superóxidos (KO₂) y +2 en el OF₂.
• El cloro, el bromo y el yodo suelen ser −1, salvo cuando están enlazados con oxígeno o con un halógeno más ligero.

Nombrar el agente oxidante y el agente reductor

El agente oxidante acepta electrones y hace que otra cosa se oxide, de modo que él mismo se reduce. El agente reductor cede electrones y él mismo se oxida. Nombra la especie completa y no un solo átomo.

Considera 2Fe²⁺(aq) + H₂O₂(aq) + 2H⁺(aq) → 2Fe³⁺(aq) + 2H₂O(l). El hierro sube de +2 a +3, así que el Fe²⁺ se oxida y es el agente reductor. El oxígeno baja de −1 en el peróxido a −2 en el agua, así que el H₂O₂ se reduce y es el agente oxidante. El hidrógeno se mantiene en +1 en todo momento. Dos iones hierro pierden un electrón cada uno y dos átomos de oxígeno del peróxido ganan uno cada uno, de modo que se pierden dos electrones y se ganan dos.

Una misma especie puede desempeñar ambos papeles. En Cl₂ + 2OH⁻ → Cl⁻ + ClO⁻ + H₂O, un átomo de cloro pasa de 0 a −1 y el otro de 0 a +1. Esto es una desproporción, y el Cl₂ es a la vez el agente oxidante y el reductor.

Balanceo por semirreacciones en disolución ácida

Separar la oxidación de la reducción permite balancear cada transferencia de electrones por separado y luego combinar las mitades de modo que los electrones se cancelen. El agua aporta átomos de oxígeno y el H⁺ aporta átomos de hidrógeno porque esas son las especies realmente presentes en el agua ácida.

Ejemplo resuelto 1. En medio ácido, el dicromato oxida el nitrito: Cr₂O₇²⁻ + NO₂⁻ → Cr³⁺ + NO₃⁻. El cromo pasa de +6 a +3 y el nitrógeno de +3 a +5. Semirreacción de oxidación: NO₂⁻ + H₂O → NO₃⁻ + 2H⁺ + 2e⁻, con carga −1 en cada lado. Semirreacción de reducción: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O, con carga +6 en cada lado. Los seis electrones corresponden a dos átomos de cromo que cambian tres unidades cada uno.

Multiplica la semirreacción de oxidación por 3 para que ambas mitades involucren 6e⁻ y suma: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 3NO₂⁻ + 3H₂O → 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3NO₃⁻ + 6H⁺. Cancela 6H⁺ y 3H₂O de cada lado: Cr₂O₇²⁻ + 8H⁺ + 3NO₂⁻ → 2Cr³⁺ + 3NO₃⁻ + 4H₂O. Comprobación: Cr 2 y 2; N 3 y 3; O 7 + 6 = 13 y 9 + 4 = 13; H 8 y 8; carga −2 + 8 − 3 = +3 y +6 − 3 = +3.

• Divide la ecuación esqueleto en una semirreacción de oxidación y otra de reducción.
• Balancea todos los elementos excepto O e H.
• Balancea el O añadiendo H₂O y luego balancea el H añadiendo H⁺.
• Balancea la carga añadiendo electrones al lado más positivo.
• Multiplica las mitades para que los electrones coincidan, súmalas y cancela lo que aparezca en ambos lados.
• Comprueba los átomos y la carga, y confirma que no queden electrones.

Adaptar el método a la disolución básica

En disolución básica, el OH⁻ es abundante y la ecuación final no debe contener H⁺. Balancea como si la disolución fuera ácida y luego añade a ambos lados suficiente OH⁻ para convertir cada H⁺ en agua. Añadir la misma especie a ambos lados mantiene la ecuación balanceada.

Ejemplo resuelto 2. En medio básico, el hipoclorito oxida el hidróxido de cromo(III) a cromato: Cr(OH)₃ + ClO⁻ → CrO₄²⁻ + Cl⁻. El cromo pasa de +3 a +6 y el cloro de +1 a −1. Semirreacción de oxidación: Cr(OH)₃ + H₂O → CrO₄²⁻ + 5H⁺ + 3e⁻. Semirreacción de reducción: ClO⁻ + 2H⁺ + 2e⁻ → Cl⁻ + H₂O. El mínimo común múltiplo de 3 y 2 es 6, así que se duplica la primera mitad y se triplica la segunda.

Al sumar y cancelar se obtiene 2Cr(OH)₃ + 3ClO⁻ → 2CrO₄²⁻ + 3Cl⁻ + 4H⁺ + H₂O. Añade 4OH⁻ a ambos lados; a la derecha, 4H⁺ + 4OH⁻ se convierte en 4H₂O. Resultado final: 2Cr(OH)₃(s) + 3ClO⁻(aq) + 4OH⁻(aq) → 2CrO₄²⁻(aq) + 3Cl⁻(aq) + 5H₂O(l). Comprobación: Cr 2 y 2; Cl 3 y 3; O 6 + 3 + 4 = 13 y 8 + 5 = 13; H 6 + 4 = 10 y 10; carga −7 en cada lado.

Errores comunes en la contabilidad redox

La mayoría de los errores redox son errores de contabilidad, y cada uno tiene una comprobación específica.

Como prueba final, confirma solo con los números de oxidación que los electrones perdidos son iguales a los electrones ganados. En el ejemplo resuelto 2, dos átomos de cromo pierden 3 electrones cada uno (6 en total) y tres átomos de cloro ganan 2 cada uno (también 6).

• Nombrar un átomo como agente: escribe que el Cr₂O₇²⁻ es el agente oxidante, no el cromo.
• Contar el cambio por átomo pero no por fórmula: Cr₂O₇²⁻ → 2Cr³⁺ requiere 6 electrones, no 3.
• Poner los electrones en el lado equivocado: son productos en una semirreacción de oxidación y reactivos en una de reducción. Si falla la comprobación de la carga, mira primero aquí.
• Balancear el oxígeno con O, O₂ u O²⁻ en lugar de H₂O. Los iones óxido libres no existen en el agua.
• Dejar H⁺ en una respuesta en disolución básica, u olvidar cancelar el agua después de añadir OH⁻.
• Suponer que el oxígeno es siempre −2: busca peróxidos, superóxidos y enlaces O–F.
• Mezclar notaciones: un número de oxidación se escribe con el signo primero (+3); una carga iónica se escribe con el número primero (3+).