2.º de BachilleratoRuta de edumaterial
Qué vas a aprender
- Identificar pares conjugados y calcular pH de disoluciones sencillas.
- Ajustar reacciones redox en medio ácido mediante semirreacciones.
- Determinar ánodo, cátodo, flujo electrónico y potencial estándar de una pila.
Antes de empezar
- Formular iones y conservar masa y carga.
- Usar logaritmos decimales.
- Interpretar números de oxidación y cantidades de sustancia.
Ácido-base transfiere protones
Según Brønsted-Lowry, un ácido dona H+ y una base lo acepta. Cuando HA cede un protón se transforma en A−, su base conjugada; cuando B lo acepta se transforma en BH+, su ácido conjugado.
Los miembros de un par conjugado difieren exactamente en un protón. Una especie puede actuar como ácido o base según con qué reaccione.
pH y fuerza
- pH = −log[H3O+]
- Un ácido fuerte se aproxima como completamente disociado; uno débil se describe con Ka y un equilibrio. A 25 °C, Kw = 1,0·10⁻¹⁴ y pH + pOH = 14,00 en disoluciones acuosas diluidas.
Calcular pH sin aplicar una receta ciega
- Clasifica el soluto como ácido o base y fuerte o débil.
- Escribe la reacción con agua y la estequiometría.
- Para fuertes sencillos, obtiene directamente [H3O+] o [OH−].
- Para débiles, plantea Ka o Kb, resuelve el equilibrio y comprueba cualquier aproximación.
- Aplica el logaritmo al final y declara la temperatura si usas pH + pOH = 14.
Redox transfiere electrones
- Oxidación
Es pérdida de electrones y aumento del número de oxidación; el reductor es la especie que se oxida.
- Reducción
Es ganancia de electrones y disminución del número de oxidación; el oxidante es la especie que se reduce.
- Pila galvánica
El ánodo oxida y el cátodo reduce; los electrones circulan por el circuito externo desde ánodo a cátodo y el puente salino mantiene la electroneutralidad.
Método del ion-electrón en medio ácido
- Separa oxidación y reducción.
- Ajusta todos los átomos salvo O y H.
- Ajusta O con H2O y H con H+.
- Ajusta carga con electrones.
- Multiplica para igualar electrones, suma y cancela especies idénticas.
- Comprueba átomos y carga total en ambos miembros.
Pila cobre-plata
E°(Ag+/Ag) = +0,80 V y E°(Cu²+/Cu) = +0,34 V.
- El potencial de reducción mayor corresponde a Ag+: cátodo.
- El cobre se oxida: ánodo.
- E°pila = E°cátodo − E°ánodo = 0,80 − 0,34.
E°pila = +0,46 V y los electrones fluyen de Cu a Ag en condiciones estándar.
Multiplicar potenciales por coeficientes
Duplicar E° al multiplicar una semirreacción por dos.
Multiplica los electrones y especies, pero conserva E°.
El potencial es una magnitud intensiva. La energía de Gibbs sí escala con la cantidad mediante ΔG° = −nFE°, pero E° no se multiplica.
Dos balances
- Brønsted-Lowry sigue H+ y pares conjugados.
- El pH depende de concentración y fuerza del electrolito.
- Ion-electrón conserva masa y carga.
- En una pila, ánodo oxida, cátodo reduce y E° = cátodo − ánodo.
Pares ácido-base conjugadosPrueba otro caso
¿Cuál es la base conjugada del ácido clorhídrico?
¿Cuál es la base conjugada del ácido fluorhídrico, HF?
Solución accesible sin interacción
Respuesta: El ion cloruro — HCl pierde H⁺ y deja Cl⁻: esa es su base conjugada.
Se le quita el protón y se le baja una unidad la carga: de HCl neutro se pasa a cloruro con carga menos uno. La conjugada de un ácido MUY fuerte es una base malísima, y por eso el cloruro no hace nada en el agua.
Respuesta: El ion fluoruro — Al quitar H⁺ a HF queda F⁻, el ion fluoruro.
Se le quita el protón al HF, que es neutro, y queda el ion fluoruro con carga menos uno. La carga baja una unidad, que es la mitad de la regla que se olvida.
Balance electrónico redoxPrueba otro caso
Si al terminar de ajustar una redox por el ion-electrón quedan electrones en la ecuación final, ¿qué ha pasado?
En una reacción redox, ¿puede haber oxidación sin reducción?
Solución accesible sin interacción
Respuesta: Falta igualar los electrones antes de sumar — En la suma ajustada, los electrones cedidos y aceptados deben cancelarse.
Los electrones tienen que cancelarse del todo, porque no aparecen como especie en una ecuación global. Es la comprobación más rápida de que un ajuste está terminado: si quedan, falta multiplicar.
Respuesta: No: los electrones perdidos se transfieren a otra especie — La cesión y la aceptación de electrones forman las dos partes de la reacción redox.
Los electrones no se quedan sueltos en la disolución, así que las dos mitades van siempre juntas. Y de eso sale el ajuste: igualar los electrones de las dos semirreacciones no es un truco, es la conservación de la carga.
Ánodo, cátodo y pilaPrueba otro caso
En la pila de cinc y cobre, ¿qué electrodo se va gastando?
¿Dónde ocurre la reducción en una pila?
Solución accesible sin interacción
Respuesta: El cinc, que pasa a la disolución al oxidarse — Zn se convierte en Zn²⁺; en el cobre se depositan átomos al reducirse los iones.
El ánodo se consume y el cátodo engorda: en el cobre se depositan los iones que se reducen. Es lo que se ve en una pila de laboratorio al día siguiente, y es también por lo que una pila se agota.
Respuesta: En el cátodo — El cátodo es el electrodo donde las especies reciben electrones.
Cátodo y reducción van juntos. El cable solo transporta los electrones y el puente salino cierra el circuito con iones, pero ahí no reacciona nada.
Dos transferencias
Calcula el pH de HCl 0,010 M a 25 °C y analiza una pila Zn/Cu con E°(Zn²+/Zn) = −0,76 V y E°(Cu²+/Cu) = +0,34 V.
Solución accesible sin interacción
- Demuestra que puedes identificar pares conjugados y calcular pH de disoluciones sencillas.
- Demuestra que puedes ajustar reacciones redox en medio ácido mediante semirreacciones.
- Demuestra que puedes determinar ánodo, cátodo, flujo electrónico y potencial estándar de una pila.
Respuesta: pH = 2,00; ánodo Zn, cátodo Cu, electrones de Zn a Cu y E° = +1,10 V.
El ácido fuerte aporta 10⁻² M de H₃O+. En la pila se reduce el par de mayor potencial y E° = E°cátodo − E°ánodo.
Compruébalo ahora
A 25 °C calcula el pH de HCl 0,010 M y el de NaOH 0,010 M, suponiendo disociación completa.
Ver solución explicada
Respuesta: pH(HCl) = 2,00 y pH(NaOH) = 12,00.
Para HCl, [H3O+] = 10⁻² M. Para NaOH, pOH = 2,00 y pH = 14,00 − 2,00 = 12,00 a 25 °C.
Ajusta en medio ácido: MnO4− + Fe²+ → Mn²+ + Fe³+.
Ver solución explicada
Respuesta: MnO4− + 5Fe²+ + 8H+ → Mn²+ + 5Fe³+ + 4H2O.
MnO4− + 8H+ + 5e− → Mn²+ + 4H2O; Fe²+ → Fe³+ + e−. Multiplicar la segunda por cinco cancela los electrones. La carga total es +17 en ambos lados.
Con E°(Cu²+/Cu) = +0,34 V y E°(Zn²+/Zn) = −0,76 V, identifica electrodos, sentido de electrones y E° de la pila espontánea.
Ver solución explicada
Respuesta: Ánodo: Zn; cátodo: Cu; electrones de Zn a Cu; E° = +1,10 V.
Cu²+ tiene mayor tendencia estándar a reducirse. El zinc invierte su semirreacción y se oxida. El potencial es 0,34 − (−0,76).
Alineación curricular y fuentes
- Química · 2.º de Bachillerato · bloque B oficial «Reacciones químicas», apartados 4 «Reacciones ácido-base» y 5 «Reacciones redox». · Real Decreto 243/2022, currículo básico de Bachillerato
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