> ## Documentation Index > Fetch the complete documentation index at: https://apuntes.simulab.es/llms.txt > Use this file to discover all available pages before exploring further. # Reacciones redox y pilas: números de oxidación, ajuste ion-electrón y potenciales > Reacciones de oxidación-reducción explicadas: números de oxidación, oxidante y reductor, ajuste por el método del ion-electrón en medio ácido y básico, pilas galvánicas (pila Daniell), potenciales estándar de reducción, fuerza electromotriz, ecuación de Nernst, electrólisis y leyes de Faraday, con ejemplos resueltos. Las baterías del móvil, la corrosión del hierro, la respiración celular o el blanqueo con lejía son reacciones de **oxidación-reducción** (redox): reacciones en las que unas sustancias **ceden electrones** y otras los **captan**. Si esos electrones se hacen pasar por un cable, se obtiene una corriente eléctrica: es una **pila**. Si se fuerza el paso de corriente para provocar una reacción que no ocurriría sola, es una **electrólisis**. ## Lo que vas a aprender * Cómo asignar números de oxidación. * Qué son la oxidación, la reducción, el oxidante y el reductor. * El ajuste de reacciones redox por el método del ion-electrón, en medio ácido y básico. * Cómo funciona una pila y cómo se calcula su fuerza electromotriz. * La ecuación de Nernst. * La electrólisis y las leyes de Faraday. ## Fundamentos teóricos ### Oxidación y reducción * **Oxidación:** pérdida de electrones. El número de oxidación **sube**. * **Reducción:** ganancia de electrones. El número de oxidación **baja**. * **Oxidante:** la sustancia que se **reduce** (capta electrones de otra). * **Reductor:** la sustancia que se **oxida** (cede electrones). Regla para recordarlo: "el oxidante oxida a otro y se reduce él". ### Números de oxidación | Regla | Ejemplo | | - | - | | Elementos libres: 0 | Fe, O₂, Cl₂ | | Iones monoatómicos: su carga | Na⁺: +1, Cl⁻: −1 | | Oxígeno: −2 (−1 en peróxidos) | H₂O, H₂O₂ | | Hidrógeno: +1 (−1 en hidruros metálicos) | HCl, NaH | | Alcalinos +1, alcalinotérreos +2, flúor −1 | | | La suma es 0 en una molécula, o la carga en un ion | | ### Ajuste por el método del ion-electrón **Medio ácido:** 1. Asigna números de oxidación y localiza qué se oxida y qué se reduce. 2. Escribe las dos **semirreacciones** con las especies que cambian (en forma iónica). 3. Ajusta los átomos que no son O ni H. 4. Ajusta el **oxígeno** con H₂O. 5. Ajusta el **hidrógeno** con H⁺. 6. Ajusta la **carga** con electrones. 7. Multiplica para que los electrones cedidos y ganados sean iguales, y suma. **Medio básico:** igual hasta el paso 5, y luego se añaden a los dos lados tantos OH⁻ como H⁺ haya, convirtiendo H⁺ + OH⁻ en H₂O. ### Pilas galvánicas Separando las dos semirreacciones en dos recipientes unidos por un cable y un **puente salino**, los electrones van por el cable: * **Ánodo:** se produce la **oxidación**. Polo negativo en una pila. * **Cátodo:** se produce la **reducción**. Polo positivo en una pila. * **Puente salino:** cierra el circuito permitiendo el paso de iones sin que se mezclen las disoluciones. Notación de la pila Daniell: $\text{Zn}(s)\,|\,\text{Zn}^{2+}(aq)\,||\,\text{Cu}^{2+}(aq)\,|\,\text{Cu}(s)$, con el ánodo a la izquierda. ### Potenciales estándar de reducción Se miden respecto del electrodo de hidrógeno (0 V), a 25 °C, 1 M y 1 atm: | Semirreacción de reducción | $E^\circ$ (V) | | - | - | | $\text{F}_2 + 2e^- \rightarrow 2\text{F}^-$ | +2,87 | | $\text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5e^- \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O}$ | +1,51 | | $\text{Cl}_2 + 2e^- \rightarrow 2\text{Cl}^-$ | +1,36 | | $\text{O}_2 + 4\text{H}^+ + 4e^- \rightarrow 2\text{H}_2\text{O}$ | +1,23 | | $\text{Ag}^+ + e^- \rightarrow \text{Ag}$ | +0,80 | | $\text{Fe}^{3+} + e^- \rightarrow \text{Fe}^{2+}$ | +0,77 | | $\text{Cu}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Cu}$ | +0,34 | | $2\text{H}^+ + 2e^- \rightarrow \text{H}_2$ | 0,00 | | $\text{Pb}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Pb}$ | −0,13 | | $\text{Fe}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Fe}$ | −0,44 | | $\text{Zn}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Zn}$ | −0,76 | | $\text{Al}^{3+} + 3e^- \rightarrow \text{Al}$ | −1,66 | | $\text{Na}^+ + e^- \rightarrow \text{Na}$ | −2,71 | | $\text{Li}^+ + e^- \rightarrow \text{Li}$ | −3,04 | Cuanto **mayor** es $E^\circ$, más fácil se reduce: mejor **oxidante**. Cuanto **menor**, mejor **reductor**. ### Fuerza electromotriz $$ E^\circ_{\text{pila}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ánodo}} $$ La reacción es espontánea si $E^\circ > 0$. Se relaciona con la energía libre: $$ \Delta G^\circ = -n\,F\,E^\circ \qquad F = 96\,485\text{ C/mol} $$ $n$ es el número de electrones intercambiados y $F$ la **constante de Faraday** (la carga de un mol de electrones). Los potenciales **no** se multiplican por los coeficientes de la reacción. ### Ecuación de Nernst Fuera de las condiciones estándar, a 25 °C: $$ E = E^\circ - \frac{0{,}0592}{n}\,\log Q $$ Cuando la pila se agota, $Q$ crece hasta $K$ y $E$ cae a 0. ### Electrólisis Con una fuente externa se fuerza una reacción no espontánea. Aquí el **ánodo** (oxidación) es el polo **positivo** y el cátodo, el negativo. Se usa para obtener aluminio, cloro y sosa, refinar cobre, galvanizar y cargar baterías. **Leyes de Faraday:** la masa depositada es proporcional a la carga que pasa: $$ m = \frac{M\,I\,t}{n\,F} $$ ## Ejemplos resueltos > [accordion] Ejemplo 1 · Números de oxidación > > En el KMnO₄: K = +1, O = −2. $+1 + x + 4(-2) = 0 \Rightarrow x = +7$ para el Mn. > > En el Cr₂O₇²⁻: $2x + 7(-2) = -2 \Rightarrow x = +6$ para el Cr. > [accordion] Ejemplo 2 · Ajuste en medio ácido > > $\text{MnO}_4^- + \text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Mn}^{2+} + \text{Fe}^{3+}$ (en ácido). > > Reducción: $\text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5e^- \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O}$. > > Oxidación: $\text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Fe}^{3+} + e^-$, por 5. > > Total: $\text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5\text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 5\text{Fe}^{3+} + 4\text{H}_2\text{O}$. > > Comprobación de cargas: $-1 + 8 + 10 = 17$ a la izquierda y $2 + 15 = 17$ a la derecha. > [accordion] Ejemplo 3 · Ajuste en medio básico > > $\text{MnO}_4^- + \text{SO}_3^{2-} \rightarrow \text{MnO}_2 + \text{SO}_4^{2-}$ (en básico). > > Reducción (como si fuera ácido): $\text{MnO}_4^- + 4\text{H}^+ + 3e^- \rightarrow \text{MnO}_2 + 2\text{H}_2\text{O}$. > > Oxidación: $\text{SO}_3^{2-} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{SO}_4^{2-} + 2\text{H}^+ + 2e^-$. > > Por 2 y por 3 y sumando: $2\text{MnO}_4^- + 3\text{SO}_3^{2-} + 2\text{H}^+ \rightarrow 2\text{MnO}_2 + 3\text{SO}_4^{2-} + \text{H}_2\text{O}$. > > Añadiendo 2 OH⁻ a cada lado: $2\text{MnO}_4^- + 3\text{SO}_3^{2-} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow 2\text{MnO}_2 + 3\text{SO}_4^{2-} + 2\text{OH}^-$. > [accordion] Ejemplo 4 · Pila Daniell > > Cátodo Cu ($+0{,}34$ V), ánodo Zn ($-0{,}76$ V): $E^\circ = 0{,}34 - (-0{,}76) = 1{,}10$ V. > > $\Delta G^\circ = -2\cdot96\,485\cdot1{,}10 = -212$ kJ: espontánea. > [accordion] Ejemplo 5 · Nernst > > La pila Daniell con $[\text{Zn}^{2+}] = 1$ M y $[\text{Cu}^{2+}] = 0{,}01$ M: $Q = \frac{[\text{Zn}^{2+}]}{[\text{Cu}^{2+}]} = 100$. > > $E = 1{,}10 - \frac{0{,}0592}{2}\log100 = 1{,}10 - 0{,}059 = 1{,}04$ V. > [accordion] Ejemplo 6 · Electrólisis: cobreado > > ¿Cuánto cobre se deposita con 2 A durante 1 hora? $m = \frac{63{,}5\cdot2\cdot3600}{2\cdot96\,485} = 2{,}37$ g. > [accordion] Ejemplo 7 · ¿Reacciona? > > ¿El cobre se disuelve en ácido clorhídrico? Para oxidar Cu con H⁺: $E^\circ = 0{,}00 - 0{,}34 = -0{,}34$ V $< 0$. **No**. El zinc sí: $E^\circ = 0 - (-0{,}76) = +0{,}76$ V, y desprende hidrógeno. ## Errores frecuentes * **Confundir oxidante con "el que se oxida".** El oxidante se reduce. * **Multiplicar los potenciales por los coeficientes.** $E^\circ$ es una propiedad intensiva. * **Cambiar el signo del potencial del ánodo dos veces.** Usa $E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ánodo}}$ con los dos potenciales de **reducción** de la tabla. * **Olvidar comprobar las cargas** al ajustar. * **Confundir los signos de los electrodos** en pila y en electrólisis: el ánodo siempre es donde hay oxidación, pero su signo cambia. ## Preguntas frecuentes > [accordion] ¿Cómo funciona una batería de litio? > > En la descarga, el litio del ánodo (grafito con litio intercalado) se oxida a Li⁺, que viaja por el electrolito hasta el cátodo (un óxido metálico, como el de cobalto), mientras los electrones van por el circuito externo. Al cargarla, una fuente externa invierte el proceso. El litio es el reductor más fuerte de la tabla, y eso da pilas de más de 3,6 V. > [accordion] ¿Por qué se oxida el hierro y cómo se protege? > > El hierro ($-0{,}44$ V) se oxida con el oxígeno y el agua formando herrumbre. Se protege con pintura, con galvanizado (una capa de zinc, que se oxida antes porque es mejor reductor) o con **ánodos de sacrificio** de zinc o magnesio en barcos y tuberías. ## Temas relacionados > [card] [Ajustar reacciones](https://apuntes.simulab.es/quimica/estequiometria/ajustar-reacciones.md) > > Ajuste por tanteo y algebraico. > [card] [Moles y masa molar](https://apuntes.simulab.es/quimica/estequiometria/moles.md) > > Cálculos estequiométricos. > [card] [Equilibrio químico](https://apuntes.simulab.es/quimica/fisicoquimica/equilibrio-quimico.md) > > Q, K y la ecuación de Nernst. This documentation is built and hosted on [Mintlify](https://mintlify.com), a developer documentation platform.