Oxidación-reducción y electroquímica
Se evalúa el dominio de los procesos de transferencia de electrones: asignar números de oxidación, ajustar reacciones redox en medio ácido o básico, describir una pila galvánica, calcular potenciales con la ecuación de Nernst y resolver problemas de electrólisis con la constante de Faraday.
Ajuste y potenciales
- Números de oxidación: O = −2 (salvo peróxidos), H = +1 (salvo hidruros), elementos libres = 0; la suma coincide con la carga del ion.
- Ajuste iónico-electrónico: semirreacción de oxidación (pierde electrones) y de reducción (gana); igualar electrones, átomos e cargas; en medio básico se neutraliza con OH⁻.
- En una pila, el ánodo es siempre el electrodo donde ocurre la oxidación (polo negativo) y el cátodo la reducción (polo positivo), también en electrólisis.
- E°celda = E°cátodo − E°ánodo; la reacción es espontánea si E° > 0 y ΔG° = −nFE° < 0.
- Nernst a 25 °C: E = E° − (0,0592/n)·log Q.
Estequiometría eléctrica
- Faraday: 1 F = 96 500 C/mol de electrones; q = I·t; moles de sustancia = q/(nF).
- En disoluciones concentradas, el agua puede oxidarse o reducirse antes que el electrolito.
Ejemplo resuelto
Pila Daniell: Zn²⁺/Zn (E° = −0,76 V) y Cu²⁺/Cu (E° = +0,34 V). E°celda = 0,34 − (−0,76) = 1,10 V. Si [Zn²⁺] = 1,0 mol/L y [Cu²⁺] = 0,010 mol/L, con n = 2 y Q = [Zn²⁺]/[Cu²⁺] = 100: E = 1,10 − (0,0592/2)·log 100 = 1,10 − 0,0592 = 1,04 V. El potencial baja al disminuir la concentración del ion del cátodo, tal como predice la ecuación.
Errores que cuestan puntos
Invertir ánodo y cátodo; cambiar el signo del potencial del ánodo en lugar de restarlo; olvidar el número de electrones en Nernst; no ajustar la estequiometría antes de calcular Q; y emplear E° cuando las concentraciones no son 1 mol/L.