Si separamos físicamente la oxidación y la reducción de una reacción redox espontánea, los electrones pasan por un hilo conductor: tenemos una pila que produce corriente eléctrica. Y al revés: con una corriente podemos forzar una reacción no espontánea, la electrólisis, con la que se obtienen el aluminio, el cloro o el sodio, y se recubren metales.
Objetivos
- Describir una pila galvánica: ánodo, cátodo, puente salino y notación
- Calcular la fem estándar de una pila con los potenciales de reducción
- Predecir la espontaneidad de una reacción redox (ΔG° = −n · F · E°)
- Describir una electrólisis y aplicar las leyes de Faraday
1. Pilas galvánicas
En la pila Daniell, una lámina de cinc sumergida en ZnSO₄ y otra de cobre en CuSO₄ se conectan con un hilo y con un puente salino (que cierra el circuito y mantiene la neutralidad eléctrica de las disoluciones).
| Electrodo | Proceso | Polo | Pila Daniell |
|---|---|---|---|
| Ánodo | Oxidación | Negativo (−) | Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ |
| Cátodo | Reducción | Positivo (+) | Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu |
Zn(s) | Zn²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) | Cu(s)
2. Potenciales estándar y fem
Cada par redox tiene un potencial estándar de reducción E° medido frente al electrodo estándar de hidrógeno (E° = 0 V por convenio), a 25 °C, 1 M y 1 atm. Cuanto mayor es E°, más tendencia tiene la forma oxidada a reducirse: mejor oxidante.
| Par | E° (V) |
|---|---|
| Mg²⁺/Mg | −2,37 |
| Al³⁺/Al | −1,66 |
| Zn²⁺/Zn | −0,76 |
| Fe²⁺/Fe | −0,44 |
| H⁺/H₂ | 0,00 |
| Cu²⁺/Cu | +0,34 |
| Ag⁺/Ag | +0,80 |
| Cl₂/Cl⁻ | +1,36 |
| MnO₄⁻/Mn²⁺ | +1,51 |
E°pila = E°cátodo − E°ánodo ; ΔG° = −n · F · E°
Pila Daniell
- E° = 0,34 − (−0,76) = 1,10 V
- ΔG° = −2 · 96 500 · 1,10 ≈ −2,12 · 105 J = −212 kJ: espontánea
¿Se disuelve el cobre en HCl 1 M?
- Cu → Cu²⁺ (ánodo) y 2 H⁺ → H₂ (cátodo)
- E° = 0 − 0,34 = −0,34 V < 0
No: el cobre no es atacado por los ácidos no oxidantes. El cinc sí (E° = 0 − (−0,76) = +0,76 V).
3. Electrólisis
En una cuba electrolítica un generador externo fuerza una reacción no espontánea. El cátodo está conectado al polo negativo (allí se reduce un catión) y el ánodo al positivo (allí se oxida un anión).
Electrólisis del NaCl fundido
- Cátodo (−): Na⁺ + e⁻ → Na
- Ánodo (+): 2 Cl⁻ → Cl₂ + 2 e⁻
- Global: 2 NaCl → 2 Na + Cl₂
m =
Se electroliza CuSO₄ con 2 A durante 1 h
- Q = 2 · 3600 = 7200 C ⟹ n(e⁻) = ≈ 0,0746 mol
- Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu ⟹ n(Cu) ≈ 0,0373 mol
- m = 0,0373 · 63,5 ≈ 2,37 g de cobre
4. Aplicaciones y corrosión
- Obtención de metales muy reductores (Na, Al, Mg) por electrólisis de sus sales fundidas.
- Refinado electrolítico del cobre y galvanoplastia (recubrir objetos de plata, cromo, níquel).
- Pilas y baterías (alcalinas, de ion litio) y pilas de combustible.
Corrosión: Oxidación de un metal por el medio (O₂ y agua). El hierro se oxida porque E°(Fe²⁺/Fe) es menor que el del oxígeno. Se protege con pinturas, con un metal más reductor que se oxida en su lugar (ánodo de sacrificio, como el cinc del hierro galvanizado) o con recubrimientos.
Recuerda
- Ánodo: oxidación ; cátodo: reducción (en pilas y en electrólisis).
- Pila: ánodo (−) | disolución || disolución | cátodo (+).
- E°pila = E°cátodo − E°ánodo ; espontánea si E° > 0 (ΔG° = −nFE° < 0).
- Mayor E° de reducción ⟹ mejor oxidante.
- Faraday: m = I · t · M/(n · F), con F = 96 500 C/mol.
¡Ahora te toca a ti!
Comprueba que lo has entendido con los ejercicios y repasa con el resumen.