Tema 2.6 · Reacciones químicas · Química
Casi todo el bloque de redox depende de una sola destreza: ajustar la reacción por el método del ion-electrón. Si el ajuste sale, el resto del ejercicio —los moles, el reactivo limitante, la masa depositada en un electrodo— es aritmética normal. Si el ajuste falla, no hay manera de salvar los apartados siguientes, porque todos arrastran los coeficientes. Por eso conviene aprenderse el método como una secuencia fija de pasos y hacerlos siempre en el mismo orden, incluso cuando la reacción parece fácil.
Siete pasos, siempre los mismos y siempre en este orden. Saltarse uno es lo que produce la mayoría de los ajustes que no cuadran.
Se ponen los números de oxidación a todos los elementos de la reacción y se busca cuáles cambian. El que sube se oxida y actúa de reductor; el que baja se reduce y actúa de oxidante. Solo esos dos entran en las semirreacciones: el resto de la ecuación son iones espectadores que se colocan al final. Merece la pena escribir el número encima de cada símbolo aunque parezca obvio, porque el error de este paso no se detecta después.
Se separa la oxidación de la reducción, y cada una se escribe con la especie tal y como está en disolución. Un ácido fuerte o una sal soluble están disociados, así que en la semirreacción va el ion, no la fórmula entera: del permanganato de potasio lo que interviene es el ion permanganato, y del ácido sulfúrico solo el protón. Los óxidos, los sólidos, los gases y el agua se escriben sin disociar.
Se igualan primero los átomos del elemento que se oxida o se reduce, y de paso cualquier otro que aparezca a los dos lados. Es un ajuste de tanteo normal, sin nada especial. Se deja el oxígeno y el hidrógeno para los pasos siguientes, porque esos dos tienen su propia regla y tocarlos antes de tiempo obliga a rehacer el ajuste.
Se cuentan los oxígenos de cada lado y se añade agua en el lado que le falten, tantas moléculas como oxígenos falten. Este paso es el mismo en medio ácido y en medio básico, y es donde aparece el agua que luego se ve en la ecuación final. No se toca el hidrógeno todavía, aunque el agua que acabas de meter lo desajuste: eso se arregla en el paso siguiente.
En medio ácido se añaden protones en el lado que falte hidrógeno. En medio básico no puede haber protones libres, así que se ajusta el hidrógeno con agua y se compensa añadiendo iones hidróxido en el otro lado. La forma más segura de no equivocarse en medio básico es ajustar primero como si fuera ácido y después sumar a los dos lados tantos hidróxidos como protones hayas puesto, dejando que se combinen en agua.
Se suman las cargas de cada lado contando el signo de todos los iones. En la semirreacción de reducción los electrones van en el lado de los reactivos, y en la de oxidación en el de los productos. El número de electrones tiene que dejar exactamente la misma carga total a los dos lados. Si sale un número raro o negativo, el fallo está casi siempre en el paso anterior, no en este.
Se multiplica cada semirreacción por lo que haga falta para que los electrones se cancelen al sumarlas, y se suman. Lo que queda es la ecuación iónica ajustada. El último paso, que es el que más se olvida, consiste en llevar esos coeficientes a la ecuación molecular original y completar los iones espectadores que se habían apartado al principio.
Tres bloques distintos: el potencial de la pila, la espontaneidad y la electrólisis. Casi nunca caen los tres en el mismo ejercicio.
| Qué se calcula | Fórmula | Cuándo se usa |
|---|---|---|
| Potencial de la pila | E°pila = E°cátodo − E°ánodo | Con los dos potenciales de reducción de la tabla, sin multiplicar por nada |
| Espontaneidad | E°pila > 0 => espontánea | Para decidir si la reacción funciona sola o hay que forzarla |
| Energía libre | ΔG° = −n · F · E°pila | Cuando piden relacionar la pila con la termodinámica |
| Ecuación de Nernst | E = E° − (0,0592 / n) · log Q | A 25 °C, cuando las concentraciones no son 1 M |
| Carga que circula | Q = I · t | Intensidad en amperios y tiempo en segundos |
| Masa depositada | m = (I · t · M) / (n · F) | Ley de Faraday; n son los electrones de la semirreacción de ese electrodo |
| Moles de electrones | n(e−) = I · t / F | Cuando el ejercicio encadena varios electrodos en serie |
| Volumen de gas desprendido | V = n · R · T / P | Cuando lo que se libera en el electrodo es hidrógeno, oxígeno o cloro |
La constante de Faraday vale 96 500 culombios por mol de electrones. La n de las fórmulas no es la de la ecuación global: son los electrones que aparecen en la semirreacción del electrodo por el que te preguntan.
En medio básico no hay protones libres en disolución. Si el enunciado dice que la reacción transcurre en medio básico o aparece un hidróxido entre los reactivos, el ajuste tiene que terminar con iones hidróxido y agua. Un ajuste correcto en medio ácido presentado como respuesta de un problema en medio básico se corrige como incorrecto aunque los coeficientes cuadren.
El potencial de la pila es el del cátodo menos el del ánodo, tomando los dos como potenciales de reducción tal y como vienen en la tabla. El signo que sale es lo que dice si la reacción es espontánea, así que invertir la resta cambia la respuesta del apartado teórico entero. La comprobación rápida: el que tenga el potencial de reducción mayor es el que se reduce, o sea el cátodo.
Al igualar los electrones de las dos semirreacciones se multiplican los coeficientes, pero el potencial no se multiplica nunca. Es una propiedad intensiva: no depende de la cantidad de sustancia. Quien multiplica el potencial por dos obtiene un valor que no existe y arrastra el fallo a la energía libre si el ejercicio la pide.
En las dos, la oxidación ocurre en el ánodo y la reducción en el cátodo. Lo que cambia es el signo: en la pila el ánodo es el polo negativo y el cátodo el positivo, y en la electrólisis es justo al revés porque la corriente viene de fuera. Es una pregunta teórica muy repetida y se responde mal con mucha frecuencia.
En la ley de Faraday hay que dividir la masa molar entre el número de electrones que intervienen en la semirreacción de ese electrodo. Depositar un mol de cobre a partir del ion cobre(II) consume dos moles de electrones, y un mol de plata a partir del ion plata solo uno. Olvidar ese divisor da un resultado que es un múltiplo exacto del correcto, que es justo lo que hace que no se note al revisar.
Oxidarse es perder electrones y reducirse es ganarlos, y las dos ocurren a la vez porque los electrones que suelta uno los recoge el otro. De ahí que el que se oxida se llame reductor —hace que el otro se reduzca— y el que se reduce, oxidante. Ese cruce de nombres es lo que más se equivoca al responder de palabra, aunque el ajuste esté bien hecho.
Si se juntan el oxidante y el reductor en el mismo vaso, los electrones pasan directamente y solo se libera calor. Una pila los pone en recipientes distintos unidos por un hilo conductor y un puente salino, de modo que los electrones tienen que dar la vuelta por el circuito. El puente salino no aporta electrones: cierra el circuito manteniendo neutras las dos disoluciones.
Cuando el potencial de la reacción sale negativo, la reacción no ocurre sola. Aplicando corriente desde fuera se puede forzar, y eso es la electrólisis: se usa para obtener metales, para recubrir piezas y para descomponer el agua o las sales fundidas. Los problemas de este apartado no piden potenciales sino cantidades: cuánta masa se deposita, cuánto tiempo hace falta o qué intensidad se necesita.
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