Reacciones de oxidación-reducción y electroquímica
La electroquímica de la PAU incluye el ajuste de ecuaciones redox, la construcción de celdas galvánicas, el cálculo de potenciales y de la energía de Gibbs, la ecuación de Nernst y la electrólisis con las leyes de Faraday. Los problemas suelen combinar estequiometría y signos.
Ajuste redox
- Se asignan números de oxidación; el elemento que los aumenta se oxida y actúa como reductor.
- Método ion-electrón: ajustar átomos, oxígeno con H₂O, hidrógeno con H⁺ y carga con electrones; en medio básico, añadir OH⁻.
- Igualar el número de electrones antes de sumar las semirreacciones.
Celdas galvánicas
- Ánodo: oxidación (polo negativo en una pila); cátodo: reducción (polo positivo).
- E°_celda = E°_cátodo − E°_ánodo; si E° > 0, la reacción es espontánea.
- ΔG° = −nFE°; F = 96 485 C mol⁻¹.
- Nernst: E = E° − (0,0592/n) log Q a 25 °C.
Electrólisis
- Se impone una corriente; el cátodo sigue siendo reducción y el ánodo oxidación.
- Leyes de Faraday: m = MIt/(nF), donde n es el número de electrones por mol de sustancia.
Ejemplo resuelto
Para la pila Zn(s) | Zn²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) | Cu(s), con E°(Zn²⁺/Zn) = −0,76 V y E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V, calcula E°_celda y ΔG° para n = 2. El Zn se oxida (ánodo) y el Cu²⁺ se reduce (cátodo): E°_celda = 0,34 − (−0,76) = 1,10 V. ΔG° = −nFE° = −2 × 96 485 × 1,10 = −2,12 × 10⁵ J mol⁻¹ ≈ −212 kJ mol⁻¹. El signo negativo confirma que la reacción es espontánea en el sentido escrito.
Errores que cuestan puntos
- Invertir el signo de un potencial al cambiar el sentido de la semirreacción.
- No igualar los electrones en el ajuste redox.
- Confundir ánodo y cátodo en una electrólisis.
- Usar n = 1 cuando el metal cambia de valencia en más de una unidad.
- Olvidar que el potencial de celda no depende de los coeficientes estequiométricos.