Introducción a los equilibrios de óxido-reducción

NOTA: En esta sección podríamos añadir subsecciones tales como celdas electroquímicas, potencial a electrodo estándar, breve funcionamiento de las baterías

Las reacciones de óxido-reducción son aquellas en las que ocurre un intercambio electrónico entre una oxidante capaz de fijar o "robar" electrones de un reductor que capaz de cedérselos, esta reacción química suele representarse de la siguiente manera:

Donde Ox se refiere a la especie Oxidante y Red a la Reductora.

Por ejemplo, podemos considerar al par Fe³⁺/Fe²⁺:

$${\ce {Fe^3+ + e^- <=> Fe^2+}}$$

Donde el ${\textstyle {\ce {Fe^3+}}}$ fija un electrón ${\textstyle {\ce {e^-}}}$ proveniente del ${\textstyle {\ce {Fe^2+}}}$, entonces el ${\textstyle {\ce {Fe^3+}}}$ se reduce (reduce su estado de oxidación) y en consecuencia permite la oxidación de su contraparte por lo tanto es un agente Oxidante. De la misma manera el ${\textstyle {\ce {Fe^2+}}}$ se oxida (aumenta su estado de oxidación) permitiendo así la reducción de su contraparte por lo tanto es un agente Reductor.

Esto es una semirreacción de óxido-reducción y para completarla necesitamos de una semirreacción más pues los electrones no "viajan" libremente en la disolución (ni siquiera en el cableado eléctrico). Dadas dos semirreacciones estas se suman entre sí anulando la concentración de electrones brindándonos de una reacción completa de óxido-reducción:

$${\ce {Ox1 + n e^- <=> Red1}}$$

$${\ce {Red2 <=> Ox2 + n e^-}}$$

$$-------------$$

$${\ce {Ox1 + Red2 <=> Red1 + Ox2}}$$

Este tipo de procesos resultan más realistas y hasta reproducibles en laboratorio, por ejemplo en los electrodos de una celda electroquímica tenemos que el proceso de oxidación se lleva a cabo en el ánodo mientras que el reducción en el cátodo.

$${\ce {Anodo -> Ox1 + n e^- <=> Red1}}$$

$${\ce {Catodo -> Red2 <=> Ox2 + n e^-}}$$

$$----------------$$

$${\ce {Celda -> Ox1 + Red2 <=> Red1 + Ox2}}$$

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