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Redox y pilas PAU EBAU ajuste ion electrón y potenciales
Redox y pilas PAU/EBAU: ajuste ion-electrón, potenciales y ejercicios resueltos
Una guía clara para entender oxidación, reducción, pilas galvánicas, ánodo, cátodo y potencial estándar sin estudiar el tema como una lista de palabras sueltas.
Redox y pilas es uno de esos temas que al principio parece muy técnico. Aparecen números de oxidación, electrones, semirreacciones, potenciales, ánodo, cátodo y puente salino. Si se estudia sin orden, se convierte en una mezcla difícil de recordar. Si se trabaja paso a paso, el tema se vuelve bastante mecánico.
La idea de este recurso es que puedas resolver ejercicios de examen con método: primero reconocer qué se oxida y qué se reduce, después ajustar correctamente y, por último, interpretar la pila y sus potenciales.
Redox y pilas es uno de esos temas que al principio parece más difícil de lo que realmente es. Hay números de oxidación, electrones, ánodo, cátodo, potenciales y signos, y es normal que el alumno se pierda si no sigue un orden. En este recurso vamos a resolverlo como se trabaja en clase: primero entender qué ocurre, después escribir las ecuaciones y al final comprobar si el resultado tiene sentido.
PDF de estudio con ejercicios resueltos de Marlu Educativa
1. Idea clave de una reacción redox
Una reacción redox es una reacción en la que hay transferencia de electrones. Una especie pierde electrones y otra los gana. Esa es la base de todo el tema.
Una especie se oxida cuando pierde electrones.
Al oxidarse, aumenta su número de oxidación.
Una especie se reduce cuando gana electrones.
Al reducirse, disminuye su número de oxidación.
2. Números de oxidación
El número de oxidación sirve para saber si un elemento se ha oxidado o se ha reducido. No siempre representa una carga real, pero funciona muy bien como contabilidad de electrones.
Estas reglas conviene tenerlas muy claras antes de ajustar una reacción redox. Si el número de oxidación se calcula mal, todo lo demás sale torcido.
Un elemento libre tiene número de oxidación \(0\).
\( \mathrm{Zn(s)},\ \mathrm{Cu(s)},\ \mathrm{O_2(g)},\ \mathrm{Cl_2(g)} \)
Un ion formado por un solo átomo tiene como número de oxidación su propia carga.
\( \mathrm{Fe^{2+}} \Rightarrow n.o.(Fe)=+2 \)
El oxígeno suele tener número de oxidación \(-2\), salvo excepciones como peróxidos.
\( \mathrm{H_2O} \Rightarrow n.o.(O)=-2 \)
El hidrógeno suele tener número de oxidación \(+1\) cuando está unido a no metales.
\( \mathrm{HCl} \Rightarrow n.o.(H)=+1 \)
La suma de los números de oxidación debe coincidir con la carga total de la especie.
\( \mathrm{MnO_4^-} \Rightarrow n.o.(Mn)=+7 \)
Si el compuesto no tiene carga, la suma de números de oxidación debe ser \(0\).
\( \mathrm{H_2O} \Rightarrow 2\cdot(+1)+(-2)=0 \)
3. Oxidante, reductor, oxidación y reducción
Aquí aparece una de las confusiones más habituales. El oxidante no es el que se oxida. El oxidante provoca que otro se oxide, y por eso él se reduce.
Es la especie que se oxida. Pierde electrones y reduce a otra especie.
Es la especie que se reduce. Gana electrones y oxida a otra especie.
Ejemplo básico
Observa la reacción:
El cinc pasa de 0 a +2. Aumenta su número de oxidación, por tanto se oxida.
El cobre pasa de +2 a 0. Disminuye su número de oxidación, por tanto se reduce.
El cinc es el agente reductor. El ion \( \mathrm{Cu^{2+}} \) es el agente oxidante.
4. Ajuste ion-electrón en medio ácido y básico
El ajuste ion-electrón es uno de los procedimientos más importantes del tema. Conviene hacerlo siempre en el mismo orden. No hay que inventar atajos al principio, porque los atajos suelen provocar errores.
- Separar la reacción en dos semirreacciones.
- Ajustar los átomos que no sean oxígeno ni hidrógeno.
- Ajustar el oxígeno con \( \mathrm{H_2O} \).
- Ajustar el hidrógeno con \( \mathrm{H^+} \).
- Ajustar la carga con electrones.
- Igualar el número de electrones.
- Sumar las semirreacciones y simplificar.
Se puede ajustar primero como si fuera medio ácido y, al final, neutralizar los \( \mathrm{H^+} \) añadiendo \( \mathrm{OH^-} \) a ambos lados. Después se simplifica el agua.
Otra opción es ajustar directamente con \( \mathrm{H_2O} \), \( \mathrm{OH^-} \) y electrones. Lo importante es que al final cuadren átomos y cargas.
5. Pilas galvánicas
Una pila galvánica transforma energía química en energía eléctrica mediante una reacción redox espontánea. Las dos semirreacciones se separan en recipientes distintos, unidos por un puente salino y conectados por un conductor externo.
En el ánodo ocurre la oxidación.
En el cátodo ocurre la reducción.
En una pila galvánica, los electrones salen del ánodo y llegan al cátodo por el circuito externo. El puente salino permite mantener la neutralidad eléctrica de las disoluciones.
6. Dibujo de una pila Daniell
La pila Daniell es el ejemplo clásico para entender una pila galvánica. A la izquierda se coloca el electrodo de cinc en una disolución de \( \mathrm{Zn^{2+}} \). A la derecha se coloca el electrodo de cobre en una disolución de \( \mathrm{Cu^{2+}} \).
Esquema de la pila Daniell. Los electrones salen del ánodo de cinc y llegan al cátodo de cobre por el circuito externo.
Reacción global de la pila Daniell:
7. Potencial estándar de una pila
Las tablas de potenciales suelen dar potenciales estándar de reducción. Por eso hay que usarlas con cuidado. La fórmula práctica para una pila es:
En la pila Daniell:
8. Notación de pilas
La notación de una pila resume el sistema electroquímico. El ánodo se escribe a la izquierda y el cátodo a la derecha. Una barra separa fases distintas y la doble barra representa el puente salino.
Para la pila Daniell:
Ánodo. Ocurre la oxidación.
Cátodo. Ocurre la reducción.
9. Ejercicios resueltos de Redox y pilas
Ejercicio resuelto 1. Identificar oxidación, reducción, oxidante y reductor
Dada la reacción:
Indica qué especie se oxida, qué especie se reduce, el agente oxidante y el agente reductor.
Paso 1. El hierro pasa de 0 a +2. Aumenta su número de oxidación, por tanto se oxida.
Paso 2. El cobre pasa de +2 a 0. Disminuye su número de oxidación, por tanto se reduce.
Resultado. Se oxida el hierro. Se reduce el ion \( \mathrm{Cu^{2+}} \). El agente reductor es \( \mathrm{Fe} \). El agente oxidante es \( \mathrm{Cu^{2+}} \).
Ejercicio resuelto 2. Ajuste ion-electrón en medio ácido
Ajusta en medio ácido la reacción entre permanganato y hierro II:
Semirreacción de reducción.
Se ajusta el oxígeno con agua y el hidrógeno con \( \mathrm{H^+} \):
Ahora se ajusta la carga con electrones:
Semirreacción de oxidación.
Se multiplica por 5 para igualar electrones:
Reacción ajustada.
Revisión. Hay 1 Mn, 4 O, 8 H y 5 Fe en ambos lados. La carga total también coincide: +17 en ambos lados.
Ejercicio resuelto 3. Ajuste ion-electrón en medio básico
Ajusta en medio básico:
Reducción. El manganeso pasa de +7 a +4.
Oxidación. El yoduro pasa de -1 a 0.
El mínimo común múltiplo de 3 y 2 es 6. Multiplicamos la primera semirreacción por 2 y la segunda por 3.
Reacción ajustada.
Revisión. Los átomos y las cargas quedan ajustados. La carga total es -8 en ambos lados.
Ejercicio resuelto 4. Calcular el potencial de una pila
Se construye una pila con los pares \( \mathrm{Zn^{2+}/Zn} \) y \( \mathrm{Cu^{2+}/Cu} \). Datos:
Calcula el potencial estándar de la pila.
El par con mayor potencial de reducción se reduce. Por tanto, el cobre actúa como cátodo y el cinc como ánodo.
Resultado. El potencial estándar de la pila es \( 1,10\ \mathrm{V} \). Como es positivo, la reacción es espontánea en condiciones estándar.
Ejercicio resuelto 5. Interpretar una pila completa
Para la pila:
Indica ánodo, cátodo, reacción global y sentido de los electrones.
En la notación de pilas, el ánodo está a la izquierda y el cátodo a la derecha.
Ánodo.
Cátodo.
Multiplicamos la reducción de la plata por 2:
Reacción global.
Los electrones salen del electrodo de magnesio y llegan al electrodo de plata por el circuito externo.
10. Ejercicios propuestos
Estos ejercicios están pensados para practicar después de estudiar el método. Conviene hacerlos por escrito, sin mirar la solución desde el primer minuto.
- Indica qué especie se oxida, qué especie se reduce, el oxidante y el reductor en \( \mathrm{Mg + Cu^{2+} \rightarrow Mg^{2+} + Cu} \).
- Calcula el número de oxidación del cromo en \( \mathrm{Cr_2O_7^{2-}} \).
- Ajusta en medio ácido \( \mathrm{Cr_2O_7^{2-} + Fe^{2+} \rightarrow Cr^{3+} + Fe^{3+}} \).
- Ajusta en medio ácido \( \mathrm{MnO_4^- + C_2O_4^{2-} \rightarrow Mn^{2+} + CO_2} \).
- Ajusta en medio básico \( \mathrm{Cl_2 \rightarrow Cl^- + ClO^-} \).
- Para una pila formada por \( \mathrm{Fe^{2+}/Fe} \) y \( \mathrm{Cu^{2+}/Cu} \), decide qué electrodo será ánodo y cuál cátodo si se proporcionan los potenciales estándar.
- Escribe la notación de una pila en la que el cinc se oxida y la plata se reduce.
- Explica para qué sirve el puente salino en una pila galvánica.
- Calcula \( E^0_{\text{pila}} \) si \( E^0_{\text{cátodo}} = 0,80\ \mathrm{V} \) y \( E^0_{\text{ánodo}} = -0,44\ \mathrm{V} \).
- Razona si una reacción será espontánea cuando el potencial estándar de la pila sea negativo.
11. Errores frecuentes en Redox y pilas
Confundir el oxidante con la especie que se oxida. El oxidante se reduce.
Cambiar el signo del potencial sin entender qué se está haciendo.
Olvidar que las tablas suelen dar potenciales estándar de reducción.
No igualar electrones antes de sumar las semirreacciones.
Ajustar átomos pero no revisar la carga total.
Decir que los electrones circulan por el puente salino. Los electrones circulan por el conductor externo.
12. Recursos relacionados de Química
Para estudiar Redox y pilas con más seguridad, conviene tener bien asentadas algunas piezas previas de Química.
Biblioteca de ejercicios resueltos de Matemáticas, Física y Química
Preparar Química PAU/EBAU con método
Redox y pilas no se preparan bien memorizando cuatro frases. Hay que saber ajustar, interpretar la pila, leer los potenciales y revisar si el resultado tiene sentido.
En Marlu Educativa trabajamos Química con explicación paso a paso, ejercicios corregidos y preparación adaptada al nivel del alumno. Puedes consultar las clases de Química, las clases online o solicitar plaza desde la prematrícula.
Autoría y revisión. Recurso elaborado por José María · Marlu Educativa.
Material de apoyo para Química de 2.º Bachillerato y preparación PAU/EBAU. Este recurso está pensado para estudiar con orden, practicar ejercicios y revisar errores frecuentes antes del examen.