Fundamentos de Reacciones Redox y Pilas Galvánicas: Ejercicios Resueltos

Conceptos Fundamentales de Redox

Oxidante: Sustancia que oxida a otra y, por lo tanto, se reduce; contiene al menos un elemento cuyo número de oxidación disminuye.

Reductor: Sustancia que reduce a otra y, en consecuencia, se oxida. Cuanto mayor es la tendencia a ceder electrones, mayor es su poder reductor.

Cuestiones de Reactividad y Espontaneidad Redox

Reacción entre Estaño y Cobre (Disminución del Color Azul)

Enunciado: En una disolución de Cu²⁺ a la que se añade Sn, ¿disminuye el color azul?

Cierto. Si disminuye la intensidad del color azul, significa que la concentración de iones Cu²⁺ desciende, por lo que han reaccionado con los iones Sn²⁺ añadidos (o la lámina de Sn), dando lugar a Cu y Sn⁴⁺. Los iones Cu²⁺ se han reducido en lugar de los iones de estaño. Para que este proceso ocurra espontáneamente, el potencial de reducción del Cu²⁺ debe ser mayor que el del Sn⁴⁺: E°(Cu²⁺/Cu) > E°(Sn⁴⁺/Sn²⁺). Al ser verdadero, la reacción transcurre y disminuye la intensidad del color azul.

¿La concentración [Sn²⁺] se mantiene constante en la disolución?
Falsa. Puesto que se produce la reacción redox, la concentración [Sn²⁺] va disminuyendo progresivamente.

Reacción de Cinc con Ácido Clorhídrico

¿El potencial estándar E°(Zn²⁺/Zn) es positivo o negativo?

Al reaccionar Zn con HCl, las burbujas de gas H₂ se desprenden a partir de los protones H⁺ del ácido, los cuales se reducen a H₂. Por tanto, el Zn metálico debe oxidarse a Zn²⁺. Esto implica que E°(H⁺/H₂) > E°(Zn²⁺/Zn), ya que se reducen los H⁺ antes que los iones Zn²⁺. Como el E°(H⁺/H₂) = 0 V (tomado convencionalmente como referencia), el potencial estándar del par Zn²⁺/Zn necesariamente debe ser negativo.

Comparación de Potenciales entre Especies Genéricas

Al ser el potencial de reducción de Z mayor que el de X (E°_Z > E°_X), las especies Z²⁺ se reducen a Z⁺ (o Z) y las especies X se oxidan a Xⁿ⁺.

Estudio y Montaje de Pilas Galvánicas

Pila Níquel - Aluminio con Puente Salino de KCl

Considerando los pares Ni²⁺/Ni (E° = -0,25 V) y Al³⁺/Al (E° = -1,68 V):

Como E°(Ni²⁺/Ni) > E°(Al³⁺/Al), el ion Ni²⁺ se reduce a Ni metálico y el Al sólido se oxida a Al³⁺.

• Semirreacción anódica (oxidación): Al(s) → Al³⁺(aq) + 3 e^-
• Semirreacción catódica (reducción): Ni²⁺(aq) + 2 e^- → Ni(s)
• Reacción global: 2 Al(s) + 3 Ni²⁺(aq) → 2 Al³⁺(aq) + 3 Ni(s)
• Notación de la pila: Al(s) | Al³⁺(aq) || Ni²⁺(aq) | Ni(s)
• Voltaje (fem de la pila): E°_pila = E°_cátodo - E°_ánodo = -0,25 V - (-1,68 V) = +1,43 V

Montaje Experimental y Función del Puente Salino

Para construir la pila:

1. En el vaso de precipitados de la izquierda se coloca una disolución de Al³⁺ y se sumerge una barra de aluminio (Al).
2. En el vaso de la derecha se introduce una disolución de Ni²⁺ junto con una barra de níquel (Ni).
3. El tubo en U se llena con una disolución de KCl y se sitúa invertido uniendo ambos recipientes (puente salino).

Función del puente salino: Mantener la electroneutralidad en ambas disoluciones. Dado que en el vaso izquierdo se generan cationes Al³⁺, migran iones Cl^- desde el puente salino hacia este vaso; paralelamente, en el vaso derecho desaparecen iones Ni²⁺, por lo que migran cationes K⁺ para compensar la carga. Los electrones liberados en el electrodo de Al circulan hacia el electrodo de Ni a través del circuito externo, originando la corriente eléctrica.

Verdadero o Falso: Detección de Iones en el Sistema Plomo y Magnesio

Enunciado: Barra de Pb sumergida en presencia de iones Mg; aparición o detección de iones Mg²⁺ con el tiempo.

Cierto. Puesto que los iones Pb²⁺ presentan mayor tendencia a reducirse que los iones Mg²⁺, en un sistema reactivo el plomo se reduce mientras que el magnesio se oxida, detectándose la aparición de estos iones tras un tiempo determinado.

Coexistencia de Iones Plata e Iones Estaño (II)

Enunciado: Si hay iones Ag⁺, no es necesario investigar la presencia de Sn²⁺.

Cierto. Si existiesen iones Sn²⁺, al ser E°(Sn⁴⁺/Sn²⁺) < E°(Ag⁺/Ag), los iones Ag⁺ se reducirían espontáneamente a Ag(s) y el Sn²⁺ se oxidaría de inmediato a Sn⁴⁺. Por consiguiente, ante la presencia confirmada de Ag⁺, no pueden coexistir iones Sn²⁺ en el medio.

Pila y Reactividad: Plata y Aluminio

En un sistema con barras de Ag y Al en disoluciones 1 M de Ag⁺ y Al³⁺:

• Contacto entre Al y Ag⁺: Dado que E°(Ag⁺/Ag) > E°(Al³⁺/Al), la plata se reduce y el aluminio se oxida. La concentración [Ag⁺] disminuye a medida que la reacción avanza.
• Reacción global de la pila: 3 Ag⁺(aq) + Al(s) → 3 Ag(s) + Al³⁺(aq)
• Notación de la celda: Al(s) | Al³⁺(aq) || Ag⁺(aq) | Ag(s)
• Voltaje estándar de la pila: E°_pila = 0,80 V - (-1,68 V) = +2,48 V