Electroquímica Fundamental: Reacciones Redox, Celdas Galvánicas y Electrólisis

Electroquímica Fundamental: Reacciones Redox y Aplicaciones

Pila Galvánica (Celda Galvánica)

Una característica fundamental de las reacciones de óxido-reducción (redox) es que pueden llevarse a cabo con los reactantes separados espacialmente y unidos únicamente por una conexión electrónica. Un ejemplo clásico es la reacción entre cinc y cobre:

Zn(s) + Cu²⁺(ac) → Cu(s) + Zn²⁺(ac)

En este tipo de celda, la separación de los reactantes se logra a menudo mediante una membrana porosa o un puente salino.

Cuando ocurre la transferencia de electrones, la solución de Zn²⁺ se concentra y la de Cu²⁺ se diluye. Los electrones fluyen desde la varilla de cinc (ánodo) hacia la de cobre (cátodo), y un voltímetro puede indicar el valor y sentido de la reacción. El puente salino o la membrana porosa mantienen la neutralidad de ambas soluciones, permitiendo el flujo continuo de carga. Si la reacción transfiere energía de forma espontánea, entonces producirá corriente eléctrica; a este dispositivo se le denomina Pila Galvánica o Celda Galvánica, y es crucial no confundirla con una celda electrolítica, que consume energía eléctrica.

Electrólisis

La electrólisis es el proceso de descomposición eléctrica de algún compuesto en solución o fundido. A diferencia de la pila galvánica, la reacción de electrólisis consume energía eléctrica, por lo que corresponde a una Celda Electrolítica.

Ejemplo: AgCl → Ag + Cl₂

Fuerzas de Reductores y Oxidantes (Potenciales de Electrodo)

En una celda galvánica, la fuerza conductora es la suma de dos fuerzas electromotrices o potenciales, uno de los cuales está asociado con la semirreacción que tiene lugar en el cátodo y el otro en el ánodo. El Electrodo Normal de Hidrógeno (ENH) es la referencia a partir de la cual son comparados los demás electrodos para medir su potencial relativo.

El potencial de una reacción química de electrodos es positivo cuando esta es espontánea, comparándola con el electrodo normal de hidrógeno. La reacción no será espontánea cuando su potencial tenga un valor negativo.

Electrorefinación del Cobre

El cobre se purifica por electrólisis, un proceso que consiste en lo siguiente:

• Grandes planchas de cobre impuro sirven como ánodos de la celda.
• Los cátodos son láminas delgadas de cobre puro.
• Ambos electrodos se encuentran en una solución acuosa de sulfato cúprico (CuSO₄).

Al aplicar una diferencia de potencial apropiada, se provoca la oxidación del cobre metálico (Cu) a iones Cu²⁺ en el ánodo y la reducción de los iones Cu²⁺ a cobre metálico (Cu) en el cátodo. Este proceso ocurre gracias a que es más fácil que ocurra la reducción del Cu²⁺ que la del agua, lo que permite obtener cobre de alta pureza.

Conceptos Fundamentales de Óxido-Reducción (Redox)

En todas las reacciones químicas de óxido-reducción (redox) ocurre una transferencia de electrones entre los reactantes. Por esto, el número de oxidación de los átomos involucrados se modifica. Una de las especies se oxida (dona electrones) y otra se reduce (gana electrones).

Estado de Oxidación (EDO)

El Estado de Oxidación (EDO) es la posible carga eléctrica que adquirirían los átomos en una molécula o ion poliatómico si todos los enlaces fueran iónicos.

• El EDO del oxígeno es -2, pero en peróxidos es -1.
• El EDO del hidrógeno es +1, pero en hidruros metálicos es -1.

Definiciones Clave en Reacciones Redox

• a) Oxidación: Proceso en el que una especie pierde electrones y su Estado de Oxidación aumenta.
• b) Reducción: Proceso en el que una especie gana electrones y su Estado de Oxidación disminuye.
• c) Agente Reductor: Es la especie que cede electrones, provocando la reducción de otra especie (y se oxida a sí misma).
• d) Agente Oxidante: Es la especie que gana electrones, provocando la oxidación de otra especie (y se reduce a sí misma).

Balanceo de Reacciones Redox

Para balancear reacciones redox, especialmente en medio acuoso, se siguen diferentes procedimientos según el medio sea ácido o básico:

Nota: La tabla original presentaba una simplificación. Se ha expandido para mayor claridad en el balanceo en medio básico.

Ejercicios de Aplicación (Tipo PSU)

1. Pregunta: ¿En cuál de las siguientes semirreacciones el cloro pierde 5 electrones?
2. Respuesta: Cl⁻ → ClO₂ (El cloro pasa de un EDO de -1 a +4 en ClO₂, lo que implica una pérdida de 5 electrones.)
3. Pregunta: Identifique la especie oxidante y reductora en la siguiente reacción: Mg + CuCl₂ → MgCl₂ + Cu
4. Respuesta: Agente reductor: Mg; Agente oxidante: Cu²⁺
5. Pregunta: En la siguiente reacción, ¿qué especie gana electrones? MnO₄⁻ + S²⁻ → S + Mn²⁺
6. Respuesta: Manganeso (en MnO₄⁻)
7. Pregunta: En la reacción I₂ + H⁺ → IO₃⁻ + HI, ¿es correcto afirmar que...?
8. Respuesta: I₂ dismuta (El yodo se oxida a IO₃⁻ y se reduce a HI).
9. Pregunta: Una solución acuosa de H₂S expuesta al aire se enturbia. ¿Qué especies están involucradas en la reacción redox?
10. Respuesta: O₂ (agente oxidante) y H₂S (agente reductor).
11. Pregunta: ¿Cuál de las siguientes reacciones redox no está balanceada?
12. Respuesta: b) KMnO₄/Fe
13. Pregunta: ¿En cuál de los siguientes compuestos el fósforo tiene un EDO de +5?
14. Respuesta: En todas: HPO₄²⁻, PO₃⁻, H₄P₂O₇ y P₂O₅.
15. Pregunta: En la reacción Ce⁴⁺ + X → Ce³⁺ + otras especies, la especie X es el...
16. Respuesta: Agente reductor (ya que Ce⁴⁺ se reduce a Ce³⁺, X debe oxidarse, actuando como agente reductor).
17. Pregunta: El EDO del cromo en el ion dicromato (Cr₂O₇²⁻) es...
18. Respuesta: +6.