Fundamentos de Química Redox y Pilas Electroquímicas: Conceptos Esenciales

Fundamentos de Química Redox: Números de Oxidación y Reacciones Electroquímicas

1. Números de Oxidación: Reglas y Valores Clave

El número de oxidación de un átomo en una sustancia simple es cero.

La suma de los números de oxidación de los átomos en una sustancia neutra es cero.

La suma de los números de oxidación de los átomos que forman un ion es igual a la carga neta de dicho ion.

1.1. Números de Oxidación Específicos por Elemento o Grupo

• Oxígeno (O): -2 (excepto en OF₂, donde es +2; en peróxidos, -1; y en superóxidos, -0.5).
• Hidrógeno (H): +1 (excepto en hidruros metálicos, donde es -1).
• Metales Alcalinos (Grupo 1): +1.
• Metales Alcalinotérreos (Grupo 2): +2.
• Metales en general: Coincide con su valencia, con signo positivo (+).
• No Metales en general: Coincide con su valencia:
  • Positivo (+) en óxidos, oxoácidos, oxisales y oxoaniones.
  • Negativo (-) en sales binarias e hidruros.

2. Reacciones Redox: Oxidación y Reducción

2.1. Semirreacción de Oxidación

Es un proceso en el que un átomo cede electrones para aumentar su número de oxidación. La sustancia que se oxida se denomina reductora.

Red → Ox + ne-

2.2. Semirreacción de Reducción

Es un proceso en el que un átomo capta electrones, disminuyendo su número de oxidación. La sustancia que se reduce se denomina oxidante.

Ox + ne- → Red

2.3. Reacción Redox Global

Una reacción redox implica la transferencia de electrones: una sustancia (reductora) cede electrones a otra (oxidante). Consecuentemente, el oxidante se reduce y el reductor se oxida.

Ox1 + Red2 → Red1 + Ox2

3. Ajuste de Reacciones Redox: Método Ion-Electrón

Existen diversos métodos para ajustar estas reacciones. Aquí emplearemos el método denominado Ion-Electrón, ampliamente utilizado por su eficacia.

1. Escribir por separado las semirreacciones de oxidación y de reducción, expresando las sustancias en forma iónica y colocando el número de electrones intercambiados.
2. Equilibrar las cargas añadiendo iones H⁺ (en medio ácido) u OH^- (en medio básico), según el entorno de la reacción.
3. Equilibrar los átomos de hidrógeno y oxígeno añadiendo moléculas de agua (H₂O).
4. Sumar ambas semirreacciones de forma que se eliminen los electrones. Si es necesario, multiplicar una o ambas semirreacciones por el coeficiente adecuado para igualar el número de electrones.
5. Añadir las especies iónicas que no intervienen directamente en el proceso redox para escribir la reacción en su forma molecular completa.

4. Pilas Electroquímicas (Celdas Galvánicas)

Las pilas electroquímicas, también conocidas como celdas galvánicas, constan generalmente de dos semiceldas. En cada una, un electrodo (metálico o de grafito) está sumergido en una disolución salina. Los electrodos se conectan externamente mediante un cable conductor, permitiendo el flujo de electrones. Las disoluciones salinas deben estar conectadas internamente por un puente salino (por ejemplo, de cloruro potásico) a fin de cerrar el circuito iónico. La reacción global de la pila es energéticamente favorable, lo que le permite suministrar energía de tipo eléctrico.

4.1. Notación de la Pila (Esquema de la Pila)

La notación estándar para representar una pila electroquímica es la siguiente:

Se indica la semirreacción anódica separando la forma reducida de la oxidada por una barra vertical (|). A continuación, se coloca una doble barra vertical (||) que representa el puente salino (o una coma , si la reacción tiene lugar en una sola cubeta). Finalmente, se escribe la semirreacción catódica, separando la forma oxidada de la reducida por una barra vertical (|).

Ejemplo de notación: Ánodo | Disolución Anódica || Disolución Catódica | Cátodo