Ejercicio resuelto de Números de oxidación · Química · 2026

El anión permanganato $(\text{MnO}_4^-)$ es un oxidante muy utilizado en química debido a su alto potencial de reducción $(E^{o}(\text{MnO}_4^-/\text{Mn}^{2+}) = 1{,}51\ \text{V}$ en medio ácido). Por ello, para producir este anión, conviene utilizar una reacción de oxidación en medio básico, donde el potencial de reducción es mucho más bajo $(E^{o}(\text{MnO}_4^-/\text{MnO}_2) = 0{,}60\ \text{V}$ en medio básico). Una de las reacciones que se puede utilizar para generar permanganato es la siguiente:

$\text{MnO}_2(s) + \text{ClO}_3^-(ac) \rightarrow \text{MnO}_4^-(ac) + \text{Cl}^-(ac)$

a) Ajuste las semirreacciones de oxidación y de reducción en medio básico. (0,5 puntos)

b) Ajuste la reacción iónica según el método ion-electrón en medio básico. (0,5 puntos)

c) Identifique la especie que actúa como agente oxidante y la que actúa como agente reductor. (0,5 puntos)

d) Sabiendo que el potencial de reducción del ion clorato $(\text{ClO}_3^-)$ a cloruro $(\text{Cl}^-)$ es $E^{o}(\text{ClO}_3^-/\text{Cl}^-) = 0{,}62\ \text{V}$ en medio básico, justifique la espontaneidad de dicha reacción. (0,5 puntos)

$\textbf{a) Ajuste las semirreacciones de oxidación y de reducción en medio básico. (0,5 puntos)}$

Lo primero es ver quién se oxida y quién se reduce, mirando los números de oxidación:

El manganeso pasa de $+4$ en el $\mathrm{MnO_2}$ a $+7$ en el $\mathrm{MnO_4^-}$: pierde 3 electrones, se oxida.

El cloro pasa de $+5$ en el $\mathrm{ClO_3^-}$ a $-1$ en el $\mathrm{Cl^-}$: gana 6 electrones, se reduce.

En medio básico los oxígenos se equilibran con $\mathrm{OH^-}$ y los hidrógenos con $\mathrm{H_2O}$, no con protones.

Oxidación:

$\mathrm{MnO_2} + 4\,\mathrm{OH^-} \rightarrow \mathrm{MnO_4^-} + 2\,\mathrm{H_2O} + 3\,e^-$

Reducción:

$\mathrm{ClO_3^-} + 3\,\mathrm{H_2O} + 6\,e^- \rightarrow \mathrm{Cl^-} + 6\,\mathrm{OH^-}$

Las dos están ajustadas en átomos y en carga. En la primera, la carga vale $-4$ a cada lado; en la segunda, $-7$.

$\textbf{b) Ajuste la reacción iónica según el método ion-electrón en medio básico. (0,5 puntos)}$

Para sumar las dos semirreacciones hay que igualar los electrones intercambiados. El mínimo común múltiplo de 3 y 6 es 6, así que la oxidación se multiplica por 2:

$2\,\mathrm{MnO_2} + 8\,\mathrm{OH^-} \rightarrow 2\,\mathrm{MnO_4^-} + 4\,\mathrm{H_2O} + 6\,e^-$

$\mathrm{ClO_3^-} + 3\,\mathrm{H_2O} + 6\,e^- \rightarrow \mathrm{Cl^-} + 6\,\mathrm{OH^-}$

Al sumarlas se cancelan los 6 electrones, y además hay que simplificar lo que aparece a los dos lados: de los 8 hidroxilos de la izquierda se restan los 6 de la derecha, y de las 4 aguas de la derecha se restan las 3 de la izquierda.

$2\,\mathrm{MnO_2(s)} + \mathrm{ClO_3^-(ac)} + 2\,\mathrm{OH^-(ac)} \rightarrow 2\,\mathrm{MnO_4^-(ac)} + \mathrm{Cl^-(ac)} + \mathrm{H_2O(l)}$

Comprobación: Mn 2 = 2; Cl 1 = 1; O $4+3+2 = 9$ y $8+1 = 9$; H 2 = 2; carga $-1-2 = -3$ y $-2-1 = -3$.

$\textbf{c) Identifique la especie que actúa como agente oxidante y la que actúa como agente reductor. (0,5 puntos)}$

Conviene no confundir el papel con el proceso: el agente oxidante es el que oxida al otro y, al hacerlo, $\textbf{se reduce}$ él.

$\textbf{Agente oxidante}$: el ion clorato, $\mathrm{ClO_3^-}$, que se reduce a cloruro.

$\textbf{Agente reductor}$: el dióxido de manganeso, $\mathrm{MnO_2}$, que se oxida a permanganato.

$\textbf{d) Sabiendo que el potencial de reducción del ion clorato (ClO₃⁻) a cloruro (Cl⁻) es E°(ClO₃⁻/Cl⁻) = 0,62 V en medio básico, justifique la espontaneidad de dicha reacción. (0,5 puntos)}$

La fuerza electromotriz de la reacción es la diferencia entre el potencial del par que se reduce y el del par que se oxida:

$E^0 = E^0(\text{reducción}) - E^0(\text{oxidación}) = E^0(\mathrm{ClO_3^-/Cl^-}) - E^0(\mathrm{MnO_4^-/MnO_2})$

$E^0 = 0{,}62 - 0{,}60 = +0{,}02 \text{ V}$

Como $E^0 > 0$, también $\Delta G^0 = -n\,F\,E^0 < 0$ y la reacción es $\textbf{espontánea}$ en condiciones estándar, aunque por muy poco margen.

Y aquí está la razón de que el enunciado insista en el medio básico. En medio ácido el par del manganeso es el $\mathrm{MnO_4^-/Mn^{2+}}$, con $E^0 = 1{,}51$ V, muy por encima de los 0,62 V del clorato: allí la reacción iría justo al revés, y sería el permanganato el que oxidaría al cloruro. Solo en medio básico, donde el par del manganeso baja hasta 0,60 V, es posible fabricar permanganato oxidando el dióxido.