Reacciones redox, electroquímica y pilas
Redox y electroquímica evalúa el ajuste de reacciones de transferencia de electrones, el cálculo de potenciales, la espontaneidad de pilas y la electrólisis. En la PAU andaluza suele aparecer una pila con potenciales tabulados y preguntas sobre el sentido de los electrones, la notación y la variación de masas en los electrodos.
Conceptos
- El número de oxidación aumenta al oxidarse y disminuye al reducirse.
- El oxidante se reduce; el reductor se oxida.
- Ajuste ion-electrón: semirreacciones, igualar átomos, O con H₂O, H con H⁺ (medio ácido) o con OH⁻ (medio básico) y carga con electrones.
- Potenciales estándar de reducción: cuanto mayor E°, mayor poder oxidante.
- Pila: ánodo (oxidación, polo negativo) y cátodo (reducción, polo positivo). E°pila = E°cátodo − E°ánodo.
- ΔG° = −nFE°, con F = 96 485 C/mol; la reacción es espontánea si E° > 0.
- En la electrólisis se impone corriente; el cátodo sigue siendo el electrodo de reducción.
Ejemplo resuelto
Pila Zn | Zn²⁺ || Cu²⁺ | Cu, con E°(Zn²⁺/Zn) = −0,76 V y E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V. El cobre tiene mayor potencial y se reduce en el cátodo; el zinc se oxida en el ánodo. E°pila = 0,34 − (−0,76) = 1,10 V. ΔG° = −nFE° = −2·96 485·1,10 = −212 267 J ≈ −212 kJ/mol, proceso espontáneo. En la notación, el ánodo se escribe a la izquierda; el puente salino cierra el circuito y mantiene la electroneutralidad.
Errores que restan puntos
- Cambiar el signo del potencial al invertir la semirreacción: los E° de tabla se usan tal cual.
- Identificar mal ánodo y cátodo.
- No igualar el número de electrones antes de sumar semirreacciones.
- Olvidar el número de electrones n en ΔG°.
- Confundir el sentido espontáneo de la corriente en una pila con el de una cuba electrolítica.