Electroquímica: pilas y electrólisis

Este cuestionario de Química de 2º de Bachillerato desarrolla la electroquímica, bloque que cierra el estudio de las reacciones redox conectando la química con la generación de energía eléctrica, contenido de peso considerable en la PAU (Selectividad).

Se distingue con precisión el cátodo (siempre el electrodo donde ocurre la reducción, tanto en pilas galvánicas como en celdas electrolíticas) del ánodo (siempre oxidación), aplicando esta regla a la pila Daniell clásica: con semirreacciones Zn²⁺/Zn (E°=-0,76V) y Cu²⁺/Cu (E°=+0,34V), se calcula el potencial estándar de la pila, E°celda=E°cátodo-E°ánodo=0,34-(-0,76)=1,10V, identificando el Zn como ánodo (se oxida) y el Cu como cátodo (se reduce).

Se trabaja el ajuste de una reacción redox clásica en medio ácido, MnO₄⁻+Fe²⁺→Mn²⁺+Fe³⁺, mediante el balance de electrones: el manganeso pasa de +7 a +2 (gana 5 electrones) mientras el hierro pasa de +2 a +3 (pierde 1 electrón), por lo que se necesitan 5 Fe²⁺ por cada MnO₄⁻. Se relaciona el signo del potencial de reducción estándar con la fuerza como agente oxidante o reductor: un potencial muy negativo indica una especie con gran tendencia a oxidarse (reductor fuerte), mientras que un potencial muy positivo indica tendencia a reducirse (oxidante fuerte).

La ecuación de Nernst, E=E°-(0,0592/n)log(Q), se aplica cualitativamente: al aumentar la concentración de los reactivos, el cociente de reacción Q disminuye, por lo que el potencial de la pila aumenta. Se distingue entre procesos espontáneos (pilas galvánicas y de combustible, que generan energía) y no espontáneos (electrólisis y recarga de baterías, que requieren energía externa), y se explica la migración iónica en una celda electrolítica: los cationes se dirigen al cátodo y los aniones al ánodo.

Las leyes de Faraday se presentan a través de la constante F≈96500 C/mol (carga de un mol de electrones) y la relación entre masa depositada, intensidad de corriente y tiempo (Q=I·t). Se cierra el bloque con una aplicación práctica: la protección catódica, donde un metal más activo como el magnesio se conecta a una estructura de hierro para que se oxide preferentemente (ánodo de sacrificio), evitando así la corrosión del hierro.

Las 12 preguntas combinan problemas numéricos (potencial de la pila Daniell, ajuste de la ecuación redox) con preguntas conceptuales sobre electrodos, leyes de Faraday y aplicaciones prácticas como la protección catódica. Las 12 flashcards recogen todas las fórmulas y definiciones del bloque para el repaso final.

• Calcular el potencial estándar de una pila galvánica a partir de los potenciales de reducción de sus semirreacciones
• Ajustar reacciones redox en medio ácido mediante el método del balance de electrones
• Distinguir procesos electroquímicos espontáneos (pilas) de los no espontáneos (electrólisis) y explicar la migración iónica en cada caso
• Aplicar las leyes de Faraday para relacionar la masa depositada en una electrólisis con la intensidad de corriente y el tiempo
• Explicar el fundamento de la protección catódica mediante un ánodo de sacrificio

"Dadas las semirreacciones Zn²⁺+2e⁻→Zn (E°=-0,76V) y Cu²⁺+2e⁻→Cu (E°=+0,34V), el potencial estándar de la pila Daniell es E°celda=E°cátodo-E°ánodo=0,34-(-0,76)=1,10V. El Mn pasa de +7 a +2 (gana 5e⁻) y el Fe pasa de +2 a +3 (pierde 1e⁻); se necesitan 5 Fe²⁺ por cada MnO4⁻."