Tema 2.6 · Reacciones químicas · Química
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El método, en corto
Cada paso, explicado y con sus trampas, más abajo.
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.
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 fácil de equivocar 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.
Siete pasos, siempre los mismos y siempre en este orden. Saltarse uno hace que el ajuste no cuadre.
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, hay que revisar primero el paso anterior. Y si te salen electrones a los dos lados de una misma semirreacción, has mezclado la oxidación con la reducción o has puesto mal algún número de oxidación: vuelve al primer paso.
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 consiste en llevar esos coeficientes a la ecuación molecular original y completar los iones espectadores que se habían apartado al principio.
Enunciado de la PAU de Asturias 2026, convocatoria ordinaria, pregunta 4, opción A: «El yoduro de potasio, KI, reacciona con clorato de potasio, KClO3, y agua generando I2, KCl y KOH (reacción en medio básico). a) Identifique el elemento que se reduce y sus estados de oxidación inicial y final. b) Escriba la semirreacción de reducción, en forma iónica, ajustada. c) Identifique el elemento que se oxida y sus estados de oxidación inicial y final. d) Escriba la semirreacción de oxidación, en forma iónica, ajustada. e) Escriba la reacción de oxidación-reducción, en forma iónica, ajustada. f) Escriba la reacción de oxidación-reducción, en forma molecular, ajustada.»
El potasio es +1 en sus compuestos y el oxígeno −2. En el KI el yodo es −1. En el KClO3 el cloro cumple +1 + x + 3·(−2) = 0, así que x = +5. En el KCl el cloro es −1 y en el I2 el yodo es 0. a) Se reduce el cloro, de +5 a −1. c) Se oxida el yodo, de −1 a 0. El clorato es el oxidante y el yoduro el reductor.
El KI y el KClO3 son sales solubles y están disociadas: lo que reacciona son el I- y el ClO3-. El K+ es un ion espectador que se vuelve a poner al final. Semirreacciones sin ajustar: ClO3- → Cl- e I- → I2.
El cloro ya está ajustado. Oxígeno: faltan tres a la derecha, se ponen 3 H2O. Hidrógeno: faltan seis a la izquierda, se ponen 6 H+. Carga: a la izquierda −1 + 6 = +5 y a la derecha −1, así que se añaden 6 e- a la izquierda. Queda ClO3- + 6 H+ + 6 e- → Cl- + 3 H2O.
En medio básico no puede quedar ningún H+. Se suman 6 OH- a los dos lados; a la izquierda los 6 H+ y los 6 OH- forman 6 H2O: ClO3- + 6 H2O + 6 e- → Cl- + 3 H2O + 6 OH-. Se tachan 3 H2O de cada lado. b) ClO3- + 3 H2O + 6 e- → Cl- + 6 OH-. Comprobación: 6 oxígenos, 6 hidrógenos y carga −7 a cada lado. Dejar los protones aquí es el error de poner H+ en un ajuste en medio básico.
d) 2 I- → I2 + 2 e-. Hacen falta dos yoduros para formar una molécula de I2, y la carga −2 de la izquierda se iguala con dos electrones a la derecha. No hay oxígeno ni hidrógeno, así que es igual en medio ácido que en básico.
La reducción gana 6 electrones y la oxidación pierde 2, así que la oxidación se multiplica por 3: 6 I- → 3 I2 + 6 e-. Al sumar, los 6 electrones se cancelan. e) 6 I- + ClO3- + 3 H2O → 3 I2 + Cl- + 6 OH-. Carga: −7 a cada lado.
Los 6 I- vienen de 6 KI y el ClO3- de 1 KClO3: a la izquierda hay 7 K+. A la derecha, el Cl- sale como KCl y los 6 OH- como 6 KOH, que son otros 7 K+: el potasio cuadra. Resultado: f) 6 KI + KClO3 + 3 H2O → 3 I2 + KCl + 6 KOH, que coincide con la solución oficial.
Al igualar los electrones se multiplican los coeficientes de una semirreacción, pero su potencial se queda igual. El potencial mide energía por unidad de carga, y al duplicar la semirreacción se duplican a la vez la energía y los electrones, así que el cociente no cambia: es una propiedad intensiva. Lo que sí crece es la energía libre, porque en ΔG° = −n · F · E° la n son los electrones que circulan. Ejemplo: en una pila de cobre y plata, con E°(Ag+/Ag) = +0,80 V y E°(Cu2+/Cu) = +0,34 V, la semirreacción de la plata se multiplica por dos para igualar electrones, y aun así E°pila = 0,80 − 0,34 = 0,46 V. Quien multiplica el 0,80 por dos obtiene 1,26 V, un valor que no existe, y arrastra el fallo a la energía libre si el ejercicio la pide.
Tres bloques distintos: el potencial de la pila, la espontaneidad y la electrólisis.
| 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 |
| 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 96 485 culombios por mol de electrones (aproximadamente 96 500); si el enunciado da un valor, se usa ese. 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.
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.
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. Si se olvida ese divisor con el cobre, la masa sale el doble de la real; como el número parece razonable, el fallo no se ve al repasar.
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¿Sabes qué decide cada pregunta antes de ponerte a calcular? Quién se oxida y quién es el oxidante, cómo se resta la fem de una pila, qué signo tiene cada electrodo y cuándo una reacción redox ocurre sola. Se contesta marcando.
Hacer el test de Redox y electroquímica →La regla · 10 preguntas · 5 minutos
Para llegar a los coeficientes sí, pero si el enunciado pide las semirreacciones, hace falta el ion-electrón. Además, sin las semirreacciones no se puede sacar el número de electrones que necesitan las leyes de Faraday ni identificar qué ocurre en cada electrodo.
Se corroe el que tenga el potencial de reducción menor, porque es el que se oxida. En eso se basa la protección catódica: se une a la pieza que se quiere proteger un metal más activo, que se sacrifica oxidándose él.
No reaccionan: solo conducen. Se usan cuando la especie que se oxida o se reduce está disuelta y no hay un metal sólido que pueda hacer de electrodo. En las semirreacciones no se escriben, aunque sí se mencionan al describir la pila.
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