Electroquímica y reacciones redox
Se pregunta el ajuste de reacciones redox, la construcción y el cálculo de potenciales de pilas galvánicas, la relación con la energía libre y los cálculos de electrólisis con las leyes de Faraday.
Oxidación, reducción y ajuste
Oxidarse es perder electrones (aumenta el número de oxidación) y ocurre en el ánodo; reducirse es ganarlos y ocurre en el cátodo. En medio ácido se ajustan primero los átomos, luego el oxígeno con H₂O, el hidrógeno con H⁺ y finalmente la carga con electrones; en medio básico se añaden OH⁻ a ambos lados para neutralizar los H⁺. El número de oxidación del oxígeno es −2 salvo en peróxidos, y el del hidrógeno +1 salvo en hidruros metálicos.
Pilas y potenciales
- E°pila = E°cátodo − E°ánodo, con ambos potenciales de reducción tabulados.
- Espontaneidad: E° > 0 y ΔG° = −nFE° < 0 (F = 96 500 C/mol).
- En una pila galvánica el ánodo es el polo negativo y el cátodo el positivo; el puente salino cierra el circuito y mantiene la electroneutralidad.
- Ecuación de Nernst a 25 °C: E = E° − (0,059/n)·log Q, imprescindible cuando las concentraciones no son 1 M.
Electrólisis y Faraday
Q = I·t; moles de electrones = Q/F; masa depositada = M·I·t/(n·F). El rendimiento de corriente se aplica sobre la masa teórica.
Ejemplo resuelto
¿Qué masa de cobre se deposita al pasar 3,0 A durante 45 min por una disolución de CuSO₄? Q = 3,0 · (45·60) = 8100 C; moles de e⁻ = 8100/96 500 = 0,0839 mol. Como Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu, n(Cu) = 0,0839/2 = 0,0420 mol y m = 0,0420·63,5 = 2,67 g. Un error típico es olvidar el factor 2 del ion cobre.
Errores que restan puntos
- Invertir el signo al usar el potencial del ánodo o restar en el orden contrario.
- Confundir ánodo y cátodo al pasar de pila a electrólisis (en la electrólisis el ánodo es el polo positivo).
- Identificar mal n, el número de electrones intercambiados, en Faraday o en ΔG = −nFE°.
- Aplicar potenciales estándar sin corregir con Nernst cuando las concentraciones no son 1 M.
- No ajustar la carga antes de sumar las semirreacciones.