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Redox y pilas PAU EBAU ajuste ion electrón y potenciales

Publicado por

JOSE-MARIA

agosto 19, 2026

el julio 2, 2026

Redox, pilas y electrólisis PAU: 37 ejercicios resueltos

Marlu Educativa · Química · 2.º de Bachillerato y PAU

Redox, pilas y electrólisis PAU/EBAU: ejercicios resueltos paso a paso

Ajuste ion-electrón, ecuación molecular, estequiometría redox, pilas, potenciales y Faraday en un cuaderno que enseña a decidir, justificar y comprobar.

20 modelos resueltoscon todos los pasos necesarios

12 prácticas guiadascon feedback desplegable

1 simulacro5 preguntas · 10 puntos

Base nacionalcon foco en Castilla y León

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Autor: José María · Marlu Educativa · Revisión académica, técnica y editorial: 19/08/2026 · v2.0.

Cómo usarlo. Haz primero el diagnóstico. Si preparas un examen, trabaja los bloques 3 a 6 y termina con el simulacro. En una solución redox no basta con llegar al número: deben verse el cambio químico, la relación usada y la comprobación.

Antes de hacer cuentas

1. Diagnóstico y frontera del recurso

Este cuaderno profundiza en un único territorio: reacciones redox y electroquímica de 2.º de Bachillerato. El recurso general del Bloque 3 sirve para recorrer el curso; este sirve para entrenar redox con mucha más resolución.

Aquí sí trabajamosNúmeros de oxidación, agentes, ion-electrón en ácido y básico, ecuación molecular, estequiometría redox, pilas, potenciales estándar, espontaneidad, electrólisis y Faraday.

Aquí no lo mezclamosEquilibrio, pH, solubilidad, cinética, termoquímica y orgánica. Tampoco se introduce Nernst ni electroquímica universitaria.

La PAU no es un examen nacional único: cada comunidad concreta su modelo y sus criterios. Por eso se entrenan familias de pregunta que aparecen de forma recurrente en España, con especial atención al ajuste molecular y la estequiometría que pesan en Castilla y León.

1. ¿Detectas el cambio?Asigna los números de oxidación sin confundir carga y número de oxidación.

2. ¿Ajustas también la carga?Una ecuación no está terminada si solo coinciden los átomos.

3. ¿Lees una pila?Debes deducir electrodos, signos, electrones e iones, no memorizarlos sueltos.

4. ¿Usas Faraday?La cadena correcta es tiempo → carga → electrones → sustancia.

Criterio editorial. Todos los ejercicios identificados como “Tipo PAU” son de elaboración propia. Reproducen formatos de razonamiento habituales, pero no se presentan como preguntas oficiales ni copian una convocatoria concreta.

Un hilo que no falla

2. Método de decisión y fórmulas mínimas

Detectaqué elemento cambia de número de oxidación.

Separaoxidación y reducción.

Ajustaátomos, carga y electrones según el medio.

Compruebamasa, carga y, si procede, especies moleculares.

Situación	Relación	Control rápido
Oxidación	$\mathrm{Reductor\rightarrow forma\ oxidada+e^-}$	Los electrones quedan a la derecha
Reducción	$\mathrm{Oxidante+e^-\rightarrow forma\ reducida}$	Los electrones quedan a la izquierda
Potencial de pila	$E^\circ_{\mathrm{pila}}=E^\circ_{\mathrm{cátodo}}-E^\circ_{\mathrm{ánodo}}$	Si es positivo, la reacción escrita es espontánea en condiciones estándar
Carga eléctrica	$Q=I\,t$	Tiempo en segundos
Moles de electrones	$n(e^-)=Q/F$	$F=96485\ \mathrm{C\,mol^{-1}}$
Masa depositada	$m=\dfrac{MIt}{zF}$	$z$ es el número de electrones por ion

Dos reglas que sí merece la pena fijar. Oxidación en el ánodo y reducción en el cátodo, siempre. En una pila el ánodo es negativo; en una cuba electrolítica es positivo.

De los electrones a la ecuación

3. Números de oxidación y ajuste ion-electrón

No hay una plantilla verbal que sustituya a la comprobación. A veces basta con mirar dos números de oxidación; otras conviene escribir toda la semirreacción. Los ocho primeros modelos recorren ambos medios y el paso a ecuación molecular.

Base imprescindible

Ejercicio 1. Números de oxidación que suelen decidir el ejercicio

Determina los números de oxidación del cromo en $\mathrm{K_2Cr_2O_7}$ , del oxígeno en $\mathrm{H_2O_2}$ y de los dos nitrógenos de $\mathrm{NH_4NO_3}$ .

En el dicromato, el potasio vale $+1$ y el oxígeno, $-2$ :

2(+1)+2x+7(-2)=0\quad\Longrightarrow\quad x=+6

En un peróxido el oxígeno es la excepción habitual: vale $-1$ . En $\mathrm{NH_4^+}$ , el nitrógeno es $-3$ ; en $\mathrm{NO_3^-}$ , es $+5$ .

Resultado $\mathrm{Cr}=+6$ , $\mathrm{O\ en\ H_2O_2}=-1$ , $\mathrm{N\ en\ NH_4^+}=-3$ y $\mathrm{N\ en\ NO_3^-}=+5$ .

Diagnóstico rápido

Ejercicio 2. Quién se oxida y quién actúa como oxidante

Analiza $\mathrm{Zn(s)+Cu^{2+}(aq)\rightarrow Zn^{2+}(aq)+Cu(s)}$ .

El cinc pasa de $0$ a $+2$ : pierde dos electrones y se oxida. El cobre pasa de $+2$ a $0$ : gana esos electrones y se reduce.

\mathrm{Zn\rightarrow Zn^{2+}+2e^-}\qquad \mathrm{Cu^{2+}+2e^-\rightarrow Cu}

Fíjate en el lenguaje: el oxidante es quien se reduce, no quien se oxida.

ResultadoAgente reductor: $\mathrm{Zn}$ . Agente oxidante: $\mathrm{Cu^{2+}}$ .

Concepto que diferencia

Ejercicio 3. Una misma especie se oxida y se reduce

En medio básico, el cloro puede reaccionar según $\mathrm{Cl_2+2OH^-\rightarrow Cl^-+ClO^-+H_2O}$ . Explica qué ocurre.

El cloro comienza con número de oxidación $0$ . Una parte termina como cloruro, con $-1$ , y otra como hipoclorito, con $+1$ .

No busques dos reactivos distintos: aquí la misma sustancia se reduce y se oxida. Es una desproporción.

Resultado $\mathrm{Cl_2}$ actúa simultáneamente como oxidante y como reductor.

Tipo PAU · elaboración propia

Ejercicio 4. Ajuste ion-electrón en medio ácido

Ajusta $\mathrm{MnO_4^-+Fe^{2+}\rightarrow Mn^{2+}+Fe^{3+}}$ en medio ácido.

Primero se escriben las dos semirreacciones. Para el permanganato ajustamos oxígeno con agua, hidrógeno con $\mathrm{H^+}$ y, al final, carga con electrones:

\mathrm{MnO_4^-+8H^++5e^-\rightarrow Mn^{2+}+4H_2O}

\mathrm{Fe^{2+}\rightarrow Fe^{3+}+e^-}

Multiplicamos la segunda por cinco y sumamos. Átomos y carga quedan equilibrados.

Resultado $\mathrm{MnO_4^-+8H^++5Fe^{2+}\rightarrow Mn^{2+}+4H_2O+5Fe^{3+}}$ .

Tipo PAU · elaboración propia

Ejercicio 5. El peróxido como reductor frente al permanganato

Ajusta en medio ácido la reacción entre $\mathrm{MnO_4^-}$ y $\mathrm{H_2O_2}$ , que produce $\mathrm{Mn^{2+}}$ y $\mathrm{O_2}$ . Identifica los agentes.

La reducción del permanganato consume cinco electrones. El oxígeno del peróxido pasa de $-1$ a $0$ :

\mathrm{MnO_4^-+8H^++5e^-\rightarrow Mn^{2+}+4H_2O}

\mathrm{H_2O_2\rightarrow O_2+2H^++2e^-}

El mínimo común es diez electrones: multiplicamos por dos y por cinco, respectivamente, sumamos y simplificamos $\mathrm{H^+}$ .

Resultado $\mathrm{2MnO_4^-+5H_2O_2+6H^+\rightarrow2Mn^{2+}+5O_2+8H_2O}$ . Oxidante: $\mathrm{MnO_4^-}$ ; reductor: $\mathrm{H_2O_2}$ .

Tipo PAU · elaboración propia · patrón Castilla y León

Ejercicio 6. De la ecuación iónica a la molecular

Ajusta la reacción entre $\mathrm{K_2Cr_2O_7}$ , $\mathrm{FeSO_4}$ y $\mathrm{H_2SO_4}$ , que forma $\mathrm{Cr_2(SO_4)_3}$ , $\mathrm{Fe_2(SO_4)_3}$ , $\mathrm{K_2SO_4}$ y agua.

El corazón redox es este:

\mathrm{Cr_2O_7^{2-}+14H^++6e^-\rightarrow2Cr^{3+}+7H_2O}

\mathrm{Fe^{2+}\rightarrow Fe^{3+}+e^-}

Multiplicamos la oxidación por seis. Después reincorporamos $\mathrm{K^+}$ y $\mathrm{SO_4^{2-}}$ . Una comprobación útil es contar los trece sulfatos a cada lado.

Resultado $\mathrm{K_2Cr_2O_7+6FeSO_4+7H_2SO_4\rightarrow Cr_2(SO_4)_3+3Fe_2(SO_4)_3+K_2SO_4+7H_2O}$ .

Tipo PAU · elaboración propia

Ejercicio 7. Ajuste directo en medio básico

Ajusta $\mathrm{MnO_4^-+SO_3^{2-}\rightarrow MnO_2+SO_4^{2-}}$ en medio básico.

Puede ajustarse primero como si el medio fuera ácido y neutralizar después cada $\mathrm{H^+}$ con $\mathrm{OH^-}$ . Al añadir lo mismo a ambos miembros aparecen aguas que se simplifican.

Aquí suele aparecer el error: no basta con ajustar átomos; la carga total debe coincidir.

Resultado $\mathrm{2MnO_4^-+3SO_3^{2-}+H_2O\rightarrow2MnO_2+3SO_4^{2-}+2OH^-}$ . Carga total: $-8$ en ambos miembros.

Medio básico · elaboración propia

Ejercicio 8. Desproporción del cloro en medio básico

Obtén por ion-electrón la ecuación $\mathrm{Cl_2\rightarrow Cl^-+ClO^-}$ en medio básico.

Separamos el cambio a $-1$ del cambio a $+1$ . Cada átomo intercambia un electrón, de modo que las dos ramas se suman en proporción 1:1. Tras ajustar agua y $\mathrm{OH^-}$ :

Resultado $\mathrm{Cl_2+2OH^-\rightarrow Cl^-+ClO^-+H_2O}$ . La suma de cargas es $-2$ a cada lado.

El ajuste empieza el problema

4. Estequiometría redox y valoración

En estos ejercicios el ajuste no es el final. Sus coeficientes abren la relación de moles; después entran rendimiento, dilución o medida experimental.

Tipo PAU · elaboración propia · patrón Castilla y León

Ejercicio 9. Ajuste, estequiometría y rendimiento

Se hacen reaccionar $18{,}0\ \mathrm{g}$ de $\mathrm{FeSO_4}$ anhidro con dicromato en medio ácido y exceso de los demás reactivos. Calcula la masa de $\mathrm{Fe_2(SO_4)_3}$ si el rendimiento es del $82{,}0\,\%$ . Usa $M(\mathrm{FeSO_4})=152{,}0\ \mathrm{g\,mol^{-1}}$ y $M(\mathrm{Fe_2(SO_4)_3})=400{,}0\ \mathrm{g\,mol^{-1}}$ .

De la ecuación del ejercicio 6: seis moles de $\mathrm{FeSO_4}$ producen tres de $\mathrm{Fe_2(SO_4)_3}$ . Primero, moles de reactivo:

n(\mathrm{FeSO_4})=\frac{18{,}0}{152{,}0}=0{,}1184\ \mathrm{mol}

n_{\mathrm{teo}}(\mathrm{Fe_2(SO_4)_3})=0{,}1184\cdot\frac{3}{6}=0{,}05921\ \mathrm{mol}

m_{\mathrm{teo}}=0{,}05921\cdot400{,}0=23{,}68\ \mathrm{g}\qquad m_{\mathrm{real}}=23{,}68\cdot0{,}820

El rendimiento va al final. Aplicarlo sobre la masa inicial cambiaría una cantidad que sí conocemos.

Resultado $m_{\mathrm{real}}=19{,}4\ \mathrm{g}$ de $\mathrm{Fe_2(SO_4)_3}$ .

Tipo PAU experimental · elaboración propia

Ejercicio 10. Permanganometría de agua oxigenada

Se diluyen $20{,}00\ \mathrm{mL}$ de una disolución de $\mathrm{H_2O_2}$ hasta $250{,}0\ \mathrm{mL}$ . Una alícuota de $25{,}00\ \mathrm{mL}$ consume $18{,}60\ \mathrm{mL}$ de $\mathrm{KMnO_4}$ $0{,}0200\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$ en medio ácido. Halla la concentración original en $\mathrm{g\,L^{-1}}$ . Usa $M(\mathrm{H_2O_2})=34{,}0\ \mathrm{g\,mol^{-1}}$ .

La relación de la ecuación ajustada es $2$ mol de permanganato por $5$ mol de peróxido:

n(\mathrm{MnO_4^-})=0{,}01860\cdot0{,}0200=3{,}72\cdot10^{-4}\ \mathrm{mol}

n(\mathrm{H_2O_2})=3{,}72\cdot10^{-4}\cdot\frac{5}{2}=9{,}30\cdot10^{-4}\ \mathrm{mol}

La alícuota representa una décima parte del matraz diluido y, por tanto, $2{,}00\ \mathrm{mL}$ de muestra original. Contiene $0{,}03162\ \mathrm{g}$ de peróxido.

Resultado $c=0{,}03162/0{,}00200=15{,}8\ \mathrm{g\,L^{-1}}$ .

Una reacción que produce corriente

5. Pilas, potenciales y espontaneidad

Yo empezaría siempre por los potenciales de reducción. El mayor se queda como reducción; el otro par se invierte. A partir de ahí salen ánodo, cátodo, signos y reacción global.

En una pila galvánica los electrones salen del ánodo. El puente salino transporta iones; no transporta electrones.

Tipo PAU · interpretación completa

Ejercicio 11. Pila Daniell completa, sin aprender signos de memoria

Dados $E^\circ(\mathrm{Cu^{2+}/Cu})=+0{,}34\ \mathrm{V}$ y $E^\circ(\mathrm{Zn^{2+}/Zn})=-0{,}76\ \mathrm{V}$ , construye la pila espontánea e indica ánodo, cátodo, sentido de los electrones, notación y fuerza electromotriz.

La semirreacción con mayor potencial queda como reducción: el cobre es el cátodo. El cinc invierte su semirreacción y se oxida en el ánodo.

E^\circ_{\mathrm{pila}}=E^\circ_{\mathrm{cátodo}}-E^\circ_{\mathrm{ánodo}}=0{,}34-(-0{,}76)=1{,}10\ \mathrm{V}

Los electrones circulan por el circuito exterior desde el cinc hacia el cobre.

ResultadoÁnodo $\mathrm{Zn}$ (−), cátodo $\mathrm{Cu}$ (+); $\mathrm{Zn|Zn^{2+}||Cu^{2+}|Cu}$ ; $E^\circ=1{,}10\ \mathrm{V}$ .

Tipo PAU · elaboración propia

Ejercicio 12. Pila con electrodos inertes

Con $E^\circ(\mathrm{Fe^{3+}/Fe^{2+}})=+0{,}77\ \mathrm{V}$ y $E^\circ(\mathrm{I_2/I^-})=+0{,}54\ \mathrm{V}$ , escribe la pila espontánea. No hay ningún metal de esos pares que pueda servir de electrodo.

Se reduce $\mathrm{Fe^{3+}}$ , porque su potencial de reducción es mayor. El yoduro se oxida:

\mathrm{2Fe^{3+}+2e^-\rightarrow2Fe^{2+}}\qquad \mathrm{2I^-\rightarrow I_2+2e^-}

E^\circ=0{,}77-0{,}54=0{,}23\ \mathrm{V}

Hace falta platino u otro conductor inerte para transferir electrones sin participar químicamente.

Resultado $\mathrm{Pt|I^-,I_2||Fe^{3+},Fe^{2+}|Pt}$ , con $E^\circ=0{,}23\ \mathrm{V}$ .

Tipo PAU · justificación de espontaneidad

Ejercicio 13. ¿Puede el cobre desplazar a la plata?

Decide si $\mathrm{Cu(s)+2Ag^+(aq)\rightarrow Cu^{2+}(aq)+2Ag(s)}$ es espontánea en condiciones estándar. Datos: $E^\circ(\mathrm{Ag^+/Ag})=+0{,}80\ \mathrm{V}$ , $E^\circ(\mathrm{Cu^{2+}/Cu})=+0{,}34\ \mathrm{V}$ .

La plata se reduce y el cobre se oxida. No se multiplican los potenciales aunque la semirreacción de la plata lleve coeficiente dos: son magnitudes intensivas.

E^\circ_{\mathrm{pila}}=0{,}80-0{,}34=+0{,}46\ \mathrm{V}

ResultadoSí es espontánea en condiciones estándar porque $E^\circ_{\mathrm{pila}}\gt0$ .

Razonamiento PAU

Ejercicio 14. Ordenar fuerza oxidante y reductora

Considera $E^\circ(\mathrm{Mg^{2+}/Mg})=-2{,}37\ \mathrm{V}$ , $E^\circ(\mathrm{Zn^{2+}/Zn})=-0{,}76\ \mathrm{V}$ y $E^\circ(\mathrm{Cu^{2+}/Cu})=+0{,}34\ \mathrm{V}$ . Ordena los cationes como oxidantes y los metales como reductores.

Cuanto mayor es el potencial de reducción, mayor tendencia tiene la forma oxidada a ganar electrones. Por eso:

\mathrm{Cu^{2+}\gt Zn^{2+}\gt Mg^{2+}}\quad\text{como oxidantes}

Para los metales se invierte el orden: el magnesio se oxida con más facilidad.

ResultadoOxidantes: $\mathrm{Cu^{2+}\gt Zn^{2+}\gt Mg^{2+}}$ . Reductores: $\mathrm{Mg\gt Zn\gt Cu}$ .

Interpretación experimental

Ejercicio 15. Qué cambia mientras funciona una pila

Describe la evolución de las masas, las concentraciones y el puente salino en la pila Daniell.

En el ánodo, $\mathrm{Zn(s)\rightarrow Zn^{2+}+2e^-}$ : la lámina pierde masa y aumenta $[\mathrm{Zn^{2+}}]$ . En el cátodo, $\mathrm{Cu^{2+}+2e^-\rightarrow Cu(s)}$ : la lámina gana masa y disminuye $[\mathrm{Cu^{2+}}]$ .

Los aniones del puente migran hacia el ánodo, donde se acumula carga positiva. Los cationes se dirigen al cátodo. Si esto te sale al revés, vuelve a mirar qué ion se está formando en cada vaso.

ResultadoMasa: $\mathrm{Zn}$ baja y $\mathrm{Cu}$ sube; aniones al ánodo y cationes al cátodo.

Corriente que fuerza una reacción

6. Electrólisis y leyes de Faraday

Este bloque faltaba en la versión anterior y sí forma parte de la base nacional. No hace falta otra colección de fórmulas: basta con seguir la carga hasta los electrones y respetar la semirreacción.

Los nombres no cambian: oxidación en el ánodo y reducción en el cátodo. Lo que cambia respecto de una pila es el signo de los electrodos.

Tipo PAU · Faraday

Ejercicio 16. Masa de cobre depositada

Una corriente de $2{,}50\ \mathrm{A}$ atraviesa durante $32{,}0\ \mathrm{min}$ una disolución de $\mathrm{Cu^{2+}}$ . Calcula la masa de cobre. Usa $F=96485\ \mathrm{C\,mol^{-1}}$ y $M(\mathrm{Cu})=63{,}5\ \mathrm{g\,mol^{-1}}$ .

Antes de usar Faraday, pasa el tiempo a segundos:

Q=It=2{,}50\cdot(32{,}0\cdot60)=4800\ \mathrm{C}

n(e^-)=\frac{4800}{96485}=4{,}975\cdot10^{-2}\ \mathrm{mol}

La reducción $\mathrm{Cu^{2+}+2e^-\rightarrow Cu}$ exige dos moles de electrones por mol de metal.

m(\mathrm{Cu})=\frac{4{,}975\cdot10^{-2}}{2}\cdot63{,}5

ResultadoSe depositan $1{,}58\ \mathrm{g}$ de cobre.

Tipo PAU · Faraday

Ejercicio 17. Cuánto tiempo necesita un depósito de plata

¿Durante cuánto tiempo debe circular una corriente de $1{,}80\ \mathrm{A}$ para depositar $5{,}40\ \mathrm{g}$ de plata? $M(\mathrm{Ag})=107{,}9\ \mathrm{g\,mol^{-1}}$ .

Para $\mathrm{Ag^++e^-\rightarrow Ag}$ , un mol de plata necesita un mol de electrones:

n(\mathrm{Ag})=\frac{5{,}40}{107{,}9}=5{,}005\cdot10^{-2}\ \mathrm{mol}

Q=n(e^-)F=4{,}83\cdot10^3\ \mathrm{C}\qquad t=\frac{Q}{I}=2{,}68\cdot10^3\ \mathrm{s}

Resultado $t=44{,}7\ \mathrm{min}$ , aproximadamente.

Tipo PAU · dato inverso

Ejercicio 18. Identificar un metal por electrólisis

Una corriente de $3{,}00\ \mathrm{A}$ circula $40{,}0\ \mathrm{min}$ y deposita $2{,}37\ \mathrm{g}$ de un metal a partir de $\mathrm{M^{2+}}$ . Halla su masa molar e identifica el metal.

La carga es $7200\ \mathrm{C}$ , equivalentes a $7{,}462\cdot10^{-2}\ \mathrm{mol}$ de electrones. Como $\mathrm{M^{2+}+2e^-\rightarrow M}$ :

n(M)=\frac{7{,}462\cdot10^{-2}}{2}=3{,}731\cdot10^{-2}\ \mathrm{mol}

M(M)=\frac{2{,}37}{3{,}731\cdot10^{-2}}=63{,}5\ \mathrm{g\,mol^{-1}}

ResultadoEl metal es cobre, $M\approx63{,}5\ \mathrm{g\,mol^{-1}}$ .

Tipo PAU · Faraday y gases

Ejercicio 19. Volumen de hidrógeno en una electrólisis

En una disolución ácida circulan $4{,}00\ \mathrm{A}$ durante $30{,}0\ \mathrm{min}$ . Calcula el volumen de $\mathrm{H_2}$ obtenido a $25\ ^\circ\mathrm{C}$ y $1{,}00\ \mathrm{atm}$ . Usa $R=0{,}08206\ \mathrm{L\,atm\,mol^{-1}\,K^{-1}}$ .

En el cátodo: $\mathrm{2H^++2e^-\rightarrow H_2}$ . La carga es $7200\ \mathrm{C}$ :

n(e^-)=0{,}07462\ \mathrm{mol}\qquad n(\mathrm{H_2})=0{,}03731\ \mathrm{mol}

V=\frac{nRT}{P}=\frac{0{,}03731\cdot0{,}08206\cdot298}{1{,}00}

Resultado $V(\mathrm{H_2})=0{,}913\ \mathrm{L}$ .

Tipo PAU · comparación de cubas

Ejercicio 20. La misma carga en dos cubas

La misma carga atraviesa dos cubas con $\mathrm{Ag^+}$ y $\mathrm{Cu^{2+}}$ . Si en la segunda se depositan $1{,}27\ \mathrm{g}$ de cobre, ¿qué masa de plata aparece en la primera?

La carga y, por tanto, los moles de electrones son iguales. Conviene comparar directamente la masa depositada por mol de electrones:

\frac{m(\mathrm{Ag})}{m(\mathrm{Cu})}=\frac{107{,}9/1}{63{,}5/2}=3{,}40

m(\mathrm{Ag})=1{,}27\cdot3{,}40

ResultadoSe depositan $4{,}32\ \mathrm{g}$ de plata.

Autonomía con feedback

7. Doce prácticas guiadas

Intenta cada una sin abrir la solución. Si te bloqueas, escribe al menos el cambio de oxidación o la semirreacción del electrodo; suele bastar para volver a arrancar.