Reacciones redox

• Oxidación = pérdida de electrones → número de oxidación aumenta.
• Reducción = ganancia de electrones → número de oxidación disminuye.
• Siempre ocurren juntas: los electrones que pierde uno los gana el otro.
• Agente oxidante = la especie que se reduce (provoca la oxidación del otro).
• Agente reductor = la especie que se oxida (provoca la reducción del otro).
• El nombre del agente hace lo contrario de lo que parece: el oxidante se reduce.

Aplicar en orden de prioridad:

• Elemento libre ($\text{Na}$, $\text{O}_2$, $\text{Cl}_2$): estado = 0.
• Ion monoatómico: igual a su carga ($\text{Fe}^{3+} \rightarrow +3$).
• Oxígeno: $-2$ en general; $-1$ en peróxidos ($\text{H}_2\text{O}_2$); $+2$ en $\text{OF}_2$.
• Hidrógeno: $+1$ unido a no metales; $-1$ en hidruros metálicos ($\text{NaH}$).
• Flúor: siempre $-1$.
• La suma de los estados de oxidación = carga total de la especie.

Cada mitad se escribe con electrones explícitos:

$$\text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + 2e^- \qquad\text{(oxidación)}$$

$$\text{Cu}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Cu} \qquad\text{(reducción)}$$

Para oxoaniones en medio ácido, sigue 4 pasos: (1) balancear el átomo redox; (2) añadir $\text{H}_2\text{O}$ para igualar O; (3) añadir $\text{H}^+$ para igualar H; (4) añadir $e^-$ al lado más positivo para igualar carga. Luego multiplicar para que los $e^-$ de ambas semirreacciones sean iguales y cancelarlos al sumar.

• Problema: $\text{MnO}_4^- + \text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Mn}^{2+} + \text{Fe}^{3+}$ en medio ácido. Balancea.
• Reducción del Mn ($+7 \rightarrow +2$, gana 5 $e^-$): $\text{MnO}_4^- + 8\,\text{H}^+ + 5e^- \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\,\text{H}_2\text{O}$.
• Oxidación del Fe ($+2 \rightarrow +3$, pierde 1 $e^-$): $\text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Fe}^{3+} + e^-$. Multiplicar por 5.
• Global: $\text{MnO}_4^- + 5\,\text{Fe}^{2+} + 8\,\text{H}^+ \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 5\,\text{Fe}^{3+} + 4\,\text{H}_2\text{O}$.
• Agente oxidante: $\text{MnO}_4^-$ (se reduce); agente reductor: $\text{Fe}^{2+}$ (se oxida).

• Error frecuente: confundir agente oxidante con agente reductor. El oxidante se reduce (gana $e^-$); el que se oxida es el reductor.
• Error frecuente: olvidar las excepciones del oxígeno ($-1$ en peróxidos, $+2$ en $\text{OF}_2$) y del hidrógeno ($-1$ en hidruros metálicos).
• Al identificar oxidante y reductor, justifica siempre con el cambio de número de oxidación.
• Serie de actividad (de más a menos reactivo): $\text{K} > \text{Na} > \text{Ca} > \text{Mg} > \text{Al} > \text{Zn} > \text{Fe} > \text{Pb} > (\text{H}) > \text{Cu} > \text{Ag} > \text{Au}$. Un metal más reactivo desplaza al ion de uno menos reactivo, no al revés.