Senyal a l'enunciat: "Ajusta la reacció en medi àcid/bàsic", "Indica l'oxidant i el reductor", "Determina els nombres d'oxidació", "Iguala pel mètode de l'ió-electró".

Oxidació i reducció

Una reacció redox (reducció-oxidació) implica transferència d'electrons entre espècies químiques:

L'oxidant és l'espècie que es redueix (guanya electrons). El reductor és l'espècie que s'oxida (perd electrons). No confonguis el nom amb el procés.

Regla mnemotècnica: "el reductor redueix a l'altre cedint electrons" — es sacrifica perquè l'altre es redueixi.

Convenció de notació en aquest tema

• Nombre d'oxidació: l'abreujarem com n.o.
• Semireaccions: les escriurem sempre amb els electrons ($e^-$) explícits
• Oxidant / reductor: indicarem al costat si l'espècie es redueix o s'oxida
• Potencial estàndard: quan aparegui en redox, $E^\circ$ serà sempre un potencial estàndard de reducció

Nombre d'oxidació (n.o.)

El nombre d'oxidació és la càrrega formal d'un àtom si tots els electrons d'enllaç s'assignessin a l'àtom més electronegatiu. Regles principals:

Exemple: En $\text{KMnO}_4$: K = $+1$, O = $-2$. Sigui $x$ el n.o. del Mn:

$+1 + x + 4(-2) = 0 \implies x = +7$

Per tant, el manganès té n.o. $+7$ en el permanganat.

Identificar oxidació i reducció

1. Calcula el n.o. de cada àtom abans i després de la reacció.
2. L'àtom que augmenta el seu n.o. s'oxida (perd electrons).
3. L'àtom que disminueix el seu n.o. es redueix (guanya electrons).

Exemple: $\text{Fe} + \text{CuSO}_4 \to \text{FeSO}_4 + \text{Cu}$

• Fe: $0 \to +2$ → s'oxida → Fe és el reductor
• Cu: $+2 \to 0$ → es redueix → $\text{Cu}^{2+}$ és l'oxidant

Mètode de l'ió-electró

El mètode de l'ió-electró (o de les semireaccions) és el procediment estàndard per ajustar reaccions redox. Funciona en medi àcid ($\text{H}^+$, $\text{H}_2\text{O}$) i en medi bàsic ($\text{OH}^-$, $\text{H}_2\text{O}$).

📊 Diagrama: Esquema operatiu del mètode de l'ió-electró amb dues columnes: oxidació i reducció, passos d'ajust i suma final

Ajust en medi àcid — Pas a pas

1. Escriure les dues semireaccions (oxidació i reducció) en forma iònica.
2. Ajustar els àtoms que no siguin O ni H.
3. Ajustar l'oxigen afegint $\text{H}_2\text{O}$ al costat que en falti.
4. Ajustar l'hidrogen afegint $\text{H}^+$ al costat que en falti.
5. Ajustar la càrrega afegint electrons ($e^-$) al costat més positiu.
6. Igualar els electrons de les dues semireaccions (multiplicar si cal).
7. Sumar les dues semireaccions i simplificar.

Exemple resolt — Medi àcid

Ajustar: $\text{MnO}_4^- + \text{Fe}^{2+} \to \text{Mn}^{2+} + \text{Fe}^{3+}$ en medi àcid.

Semireacció de reducció ($\text{Mn}: +7 \to +2$):

Pas 1: $\text{MnO}_4^- \to \text{Mn}^{2+}$

Pas 3 (ajustar O amb $\text{H}_2\text{O}$): $\text{MnO}_4^- \to \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O}$

Pas 4 (ajustar H amb $\text{H}^+$): $\text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ \to \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O}$

Pas 5 (ajustar càrrega): esquerra = $-1 + 8 = +7$; dreta = $+2$. Calen $5e^-$ a l'esquerra:

$\text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5e^- \to \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O}$

Semireacció d'oxidació ($\text{Fe}: +2 \to +3$):

$\text{Fe}^{2+} \to \text{Fe}^{3+} + e^-$

Pas 6 (igualar electrons): multipliquem l'oxidació per 5.

Pas 7 (sumar):

$\text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5\text{Fe}^{2+} \to \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O} + 5\text{Fe}^{3+}$

Comprovació: àtoms i càrrega igualats als dos costats ✓

Ajust en medi bàsic — Modificació final

El procediment és idèntic fins al pas 7 (és a dir, es fa primer en medi àcid). Després:

Pas addicional: Per cada $\text{H}^+$ que aparegui al resultat, afegir $\text{OH}^-$ a ambdós costats. Cada parell $\text{H}^+ + \text{OH}^-$ es combina formant $\text{H}_2\text{O}$. Simplificar les molècules d'aigua.

Exemple resolt — Medi bàsic

Ajustar: $\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-} + \text{S}^{2-} \to \text{Cr(OH)}_3 + \text{S}$ en medi bàsic.

Semireacció de reducció ($\text{Cr}: +6 \to +3$):

$\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-} + 14\text{H}^+ + 6e^- \to 2\text{Cr}^{3+} + 7\text{H}_2\text{O}$

Semireacció d'oxidació ($\text{S}: -2 \to 0$):

$\text{S}^{2-} \to \text{S} + 2e^-$

Multipliquem l'oxidació per 3 i sumem:

$\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-} + 14\text{H}^+ + 3\text{S}^{2-} \to 2\text{Cr}^{3+} + 7\text{H}_2\text{O} + 3\text{S}$

Convertir a medi bàsic: Afegim $14\text{OH}^-$ a cada costat:

$\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-} + 14\text{H}_2\text{O} + 3\text{S}^{2-} \to 2\text{Cr(OH)}_3 + 7\text{H}_2\text{O} + 3\text{S} + 14\text{OH}^-$

Simplifiquem l'aigua ($14 - 7 = 7$ a l'esquerra):

$\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-} + 7\text{H}_2\text{O} + 3\text{S}^{2-} \to 2\text{Cr(OH)}_3 + 3\text{S} + 8\text{OH}^-$

A la PAU de Catalunya es demana sovint l'ajust en medi àcid. En medi bàsic apareix menys, però l'error típic és deixar $\text{H}^+$ al resultat final.

Estequiometria redox

Un cop ajustada la reacció, els coeficients estequiomètrics es fan servir igual que en qualsevol altra reacció: permeten calcular masses, volums o quantitats de substància. El procediment és el clàssic:

1. Ajustar la reacció redox.
2. Convertir dades a mols ($n = m / M$ o $n = C \cdot V$).
3. Usar la relació estequiomètrica entre les espècies.
4. Convertir el resultat a les unitats demanades.

Exemple: Quants mL d'una dissolució 0,02 M de $\text{KMnO}_4$ calen per oxidar 25,0 mL de $\text{FeSO}_4$ 0,10 M en medi àcid?

De la reacció ajustada: $1 \text{ mol MnO}_4^- \equiv 5 \text{ mol Fe}^{2+}$

Mols de $\text{Fe}^{2+}$: $n = 0{,}10 \times 0{,}0250 = 2{,}50 \times 10^{-3}$ mol

Mols de $\text{MnO}_4^-$ necessaris: $\frac{2{,}50 \times 10^{-3}}{5} = 5{,}00 \times 10^{-4}$ mol

Volum de $\text{KMnO}_4$: $V = \frac{5{,}00 \times 10^{-4}}{0{,}02} = 0{,}0250$ L $= 25{,}0$ mL