Reacciones de Transferencia de Electrones

En los procesos redox, una especie se oxida (pierde electrones, aumenta su Nº Oxidación) y otra se reduce (gana electrones, disminuye su Nº Oxidación).

Reductor ⇄ Oxidante + n e⁻ (Oxidación - Ánodo)
Oxidante + n e⁻ ⇄ Reductor (Reducción - Cátodo)

Método del Ión-Electrón (Protocolo EBAU)

Para ajustar reacciones complejas, es obligatorio seguir estos pasos rigurosamente:

1. Medio ÁCIDO (Presencia de H⁺)

  1. Escribir las semirreacciones iónicas (Ox y Red).
  2. Ajustar átomos distintos de O y H.
  3. Ajustar Oxígenos añadiendo H₂O donde falten.
  4. Ajustar Hidrógenos añadiendo H⁺ en el lado contrario.
  5. Ajustar Carga Eléctrica añadiendo e⁻.
  6. Igualar el número de electrones multiplicando las semirreacciones.
  7. Sumar y simplificar.

2. Medio BÁSICO (Presencia de OH⁻)

Se realiza igual que en medio ácido, pero al final, por cada H⁺ que aparezca, se suma un OH⁻ a ambos lados de la ecuación. Los (H⁺ + OH⁻) se convierten en agua.

Pilas Galvánicas y Potenciales

Una pila galvánica es un dispositivo que convierte la energía libre de Gibbs de una reacción redox espontánea ($\Delta G < 0$) en energía eléctrica.

ElectrodoProcesoSignoMovimiento e⁻
ÁNODOOxidaciónNegativo (-)Salen hacia el circuito
CÁTODOReducciónPositivo (+)Entran desde el circuito
Notación de la Pila:
Zn(s) | Zn²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) | Cu(s)

Potencial Estándar y Espontaneidad

El potencial de la pila ($E_{pila}$) se calcula a partir de los potenciales estándar de reducción tabulados ($E^0$).

E⁰(pila) = E⁰(cátodo) - E⁰(ánodo)
ΔG⁰ = -n · F · E⁰

Criterio de Espontaneidad: Si $E^0 > 0$, entonces $\Delta G < 0$ y la reacción es espontánea.

Ecuación de Nernst (Condiciones no estándar)

Fundamental cuando las concentraciones no son 1 M.

E = E⁰ - (0.0592 / n) · log(Q)

Celdas Electrolíticas

Proceso no espontáneo ($E < 0$) forzado mediante una corriente eléctrica externa. Es el principio de la recarga de baterías y la galvanoplastia.

Leyes de Faraday

Relacionan la cantidad de electricidad que pasa por la celda con la cantidad de sustancia transformada en los electrodos.

Q (Carga) = I (Amperios) · t (segundos)

m (masa) = (Mm · I · t) / (n · F)

Donde F (Constante de Faraday) = 96485 C/mol e⁻.

Problemas de Examen (30)

Ejercicios completos de EBAU/Selectividad. Requieren calculadora y tabla de potenciales.

EBAU El dicromato de potasio (K₂Cr₂O₇) oxida al yoduro de potasio (KI) en medio ácido sulfúrico a yodo (I₂), reduciéndose a sal de cromo(III). a) Ajuste la ecuación iónica y molecular. b) Calcule los gramos de I₂ obtenidos a partir de 100 mL de dicromato 0.02 M.
1. Semi-red: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O
2. Semi-ox: 2I⁻ → I₂ + 2e⁻ (Multiplicar por 3)
3. Iónica: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6I⁻ → 2Cr³⁺ + 3I₂ + 7H₂O
4. Molecular: K₂Cr₂O₇ + 6KI + 7H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 3I₂ + 4K₂SO₄ + 7H₂O
5. n(Dicromato) = 0.1 L · 0.02 M = 0.002 mol.
6. Estequiometría 1:3. n(I₂) = 3 · 0.002 = 0.006 mol.
7. Masa I₂ = 0.006 mol · 254 g/mol.
1.524 g de I₂
HARD Dismutación del Fósforo: El P₄ reacciona con NaOH para dar fosfina (PH₃) y el ión hipofosfito (H₂PO₂⁻). Ajuste la reacción en medio básico.
1. Red: P₄ → PH₃. P pasa de 0 a -3.
P₄ + 12H₂O + 12e⁻ → 4PH₃ + 12OH⁻
2. Ox: P₄ → H₂PO₂⁻. P pasa de 0 a +1.
P₄ + 8OH⁻ → 4H₂PO₂⁻ + 4e⁻ (Multiplicar por 3)
3. Suma: 4P₄ + 12H₂O + 24OH⁻ → 4PH₃ + 12H₂PO₂⁻ + 12OH⁻
4. Simplificar: 4P₄ + 12H₂O + 12OH⁻ → 4PH₃ + 12H₂PO₂⁻
5. Dividir por 4: P₄ + 3H₂O + 3OH⁻ → PH₃ + 3H₂PO₂⁻
P₄ + 3H₂O + 3NaOH → PH₃ + 3NaH₂PO₂
EBAU Valoración: Una muestra de 2 g de un mineral de hierro se disuelve en ácido y todo el hierro se pasa a Fe²⁺. Se valora con KMnO₄ 0.1 M gastándose 30 mL. Calcule el % de Hierro en el mineral.
1. Reacción base: MnO₄⁻ + 5Fe²⁺ + 8H⁺ → Mn²⁺ + 5Fe³⁺ + 4H₂O
2. Moles KMnO₄ = 0.03 L · 0.1 M = 0.003 mol.
3. Moles Fe = 5 · 0.003 = 0.015 mol Fe.
4. Masa Fe = 0.015 · 55.85 g/mol = 0.83775 g.
5. % = (0.83775 / 2) · 100.
41.89 % Fe
EBAU Prediga si el Cadmio (Cd) desplazará al Cobre (Cu) de una disolución de CuSO₄ 1 M. Datos: E⁰(Cd²⁺/Cd)=-0.40V, E⁰(Cu²⁺/Cu)=+0.34V.
1. Reacción supuesta: Cd + Cu²⁺ → Cd²⁺ + Cu.
2. Oxidación (Ánodo): Cd → Cd²⁺ + 2e⁻ (Eºox = +0.40V).
3. Reducción (Cátodo): Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu (Eºred = +0.34V).
4. Eºtotal = 0.40 + 0.34 = 0.74 V.
5. Como Eº > 0, es espontánea.
SÍ, el Cd desplaza al Cu
HARD Ecuación de Nernst: Calcule el potencial de la pila Zn|Zn²⁺(0.01M)||Ag⁺(0.5M)|Ag a 25ºC. Eº(Zn)=-0.76V, Eº(Ag)=+0.80V.
1. Reacción global: Zn + 2Ag⁺ → Zn²⁺ + 2Ag. n=2 e⁻.
2. Eºpila = 0.80 - (-0.76) = 1.56 V.
3. Q = [Zn²⁺] / [Ag⁺]² = 0.01 / (0.5)² = 0.01 / 0.25 = 0.04.
4. Nernst: E = 1.56 - (0.0592/2) · log(0.04).
5. E = 1.56 - 0.0296 · (-1.398) = 1.56 + 0.041.
E = 1.601 V
EBAU Se electroliza una disolución de CuSO₄ durante 30 minutos con una corriente de 5 A. Calcule la masa de cobre depositada en el cátodo. (Cu=63.5)
1. Semirreacción: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu. (n=2).
2. Carga Q = I · t = 5 A · (30·60 s) = 9000 C.
3. m = (Mm · Q) / (n · F).
4. m = (63.5 · 9000) / (2 · 96485).
2.96 g de Cu
HARD Electrólisis en serie: A través de tres celdas conteniendo AgNO₃, CuSO₄ y AlCl₃ pasa la misma corriente. Si se depositan 1.5 g de Ag, calcule los gramos de Cu y Al depositados.
1. Ley de Faraday: Los equivalentes gramo depositados son iguales.
2. Eq(Ag) = 1.5 / (108/1) = 0.0139 equivalentes.
3. Masa Cu = Eq · Peq(Cu) = 0.0139 · (63.5/2) = 0.44 g.
4. Masa Al = Eq · Peq(Al) = 0.0139 · (27/3) = 0.125 g.
0.44 g Cu ; 0.125 g Al
EBAU¿HNO₃ oxida al Oro (Au)? Eº(Au)=1.50V, Eº(NO₃⁻)=0.96V.
Eºtotal = 0.96 - 1.50 = -0.54V. No espontánea. Se necesita "Agua Regia".
EBAUNº Oxidación del Mn en KMnO₄.
1 + x + 4(-2) = 0 → +7
EBAU¿Qué se desprende en el ánodo al electrolizar NaCl acuoso?
Cl₂ (gas cloro). Aunque el O₂ es termodinámicamente favorable, cinéticamente el Cl₂ es más rápido.
HARDLitros de H₂ (C.N.) al electrolizar agua acidulada con 10A, 1h.
Q=36000C. ne=0.373. nH₂=0.1865. V=4.18 L
EBAUAjuste MnO₂ + HCl → MnCl₂ + Cl₂ + H₂O.
MnO₂ + 4HCl → MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O
EBAUProtección Catódica de tubería de Hierro.
Conectar magnesio (Mg) o zinc (Zn). Tienen menor Eº, se oxidan antes (ánodo de sacrificio).
HARDΔGº para pila Daniell (1.10 V).
ΔGº = -2 · 96485 · 1.10 = -212.3 kJ/mol
EBAU¿Quién es el oxidante más fuerte: F₂, Cl₂, Br₂?
F₂ (Eº = +2.87 V). Tiene la mayor tendencia a reducirse.
EBAUPuente Salino: función.
Cerrar el circuito y mantener la neutralidad eléctrica moviendo iones.
HARDConstante Equilibrio K si Eº=0.592V (n=1).
log K = Eº/0.0592 = 10. K = 10¹⁰
EBAU¿Pb + H₂SO₄ libera hidrógeno? Eº(Pb)=-0.13V.
Sí, Eº > 0. Pero PbSO₄ precipita y pasiva el metal parando la reacción.
EBAUVolumen de Cl₂ al reaccionar 50g KMnO₄ con HCl exceso.
Estequiometría 2:5. 17.7 L (C.N.)
EBAUFaraday necesario para 1 mol Au desde Au³⁺.
3 moles de electrones = 3 F
EBAU¿Qué es un electrodo inerte? Ejemplo.
No reacciona, solo conduce e⁻. Ej: Platino (Pt) o Grafito.
HARDpH de disolución si electrodo H₂ marca -0.118V.
E = -0.0592 pH. pH = 0.118/0.0592 = 2.0
EBAUAgente reductor más fuerte entre Li, Na, K.
Li (Eº = -3.04 V).
EBAUAjuste IO₃⁻ + I⁻ + H⁺ → I₂ + H₂O.
IO₃⁻ + 5I⁻ + 6H⁺ → 3I₂ + 3H₂O
EBAUBatería de Plomo (Coche). ¿Qué se forma?
PbSO₄ (sólido) en ambos electrodos al descargarse.
EBAU¿Se puede guardar HNO₃ en cobre?
No. Cu + HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + NO. Reacción espontánea.
EBAUMasa equivalente del K₂Cr₂O₇ (Cr⁶⁺→Cr³⁺).
Mm/6 (intercambia 6 electrones).
EBAU¿El agua pura conduce electricidad?
Muy poco. Se necesita un electrolito disuelto para electrólisis.
HARDIntensidad para depositar 5g Ag en 10 min.
Q = (5/108)*96485 = 4467 C. I = 4467/600 = 7.44 A
EBAUNotación pila H2/Cu.
Pt(s) | H₂(g) | H⁺(aq) || Cu²⁺(aq) | Cu(s)