Redox y electroquímica: ajuste, pilas, potenciales, Nernst y electrólisis
Este bloque de la PAU pide asignar estados de oxidación, ajustar reacciones redox, describir pilas galvánicas, calcular potenciales de celda, aplicar la ecuación de Nernst y resolver cuestiones de electrólisis.
Estados de oxidación y ajuste
- Reglas: O = −2 (salvo peróxidos, −1), H = +1 (salvo hidruros metálicos, −1); la suma coincide con la carga de la especie. Los elementos libres tienen estado 0.
- Ajuste en medio ácido: balancear átomos distintos de H y O, añadir H₂O para igualar oxígenos, H⁺ para hidrógenos, electrones para cargas e igualar los electrones de las dos semirreacciones. En medio básico se añaden OH⁻ a ambos lados o se neutralizan los H⁺.
Pilas galvánicas
- Ánodo: oxidación, polo negativo. Cátodo: reducción, polo positivo.
- E°celda = E°cátodo − E°ánodo, con potenciales estándar de reducción. La reacción es espontánea si E°celda > 0; ΔG° = −nFE°.
- Notación: ánodo | especie oxidada/reducida ‖ cátodo.
Nernst y electrólisis
E = E° − (0,0592/n)·log Q a 25 °C, donde n son los electrones transferidos y Q el cociente de reacción. En la electrólisis el proceso no es espontáneo y se impone una corriente exterior; en las cubas, cátodo es reducción y ánodo oxidación. La masa depositada sigue m = M·I·t/(n·F), con F = 96 485 C/mol.
Ejemplo resuelto
Pila Daniell: Zn²⁺/Zn (−0,76 V) y Cu²⁺/Cu (+0,34 V). E° = 0,34 − (−0,76) = 1,10 V. Con [Zn²⁺] = 1,0 M y [Cu²⁺] = 0,10 M, Q = [Zn²⁺]/[Cu²⁺] = 10. Aplicando Nernst: E = 1,10 − (0,0592/2)·log 10 = 1,10 − 0,0296 = 1,07 V. El potencial disminuye al alejarse de las condiciones estándar.
Errores que cuestan puntos
- Restar los potenciales en el orden equivocado.
- Multiplicar E° al multiplicar una semirreacción: el potencial es intensivo.
- Usar un valor de n distinto del número de electrones transferidos.
- Confundir ánodo y cátodo en una cuba electrolítica.
- Olvidar que un E°celda negativo implica proceso no espontáneo en ese sentido.