Saltar al contenido
edumaterial.netCambiar idioma

Volver a Física y Química

Ácido-base y redox: dos transferencias

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

  1. Clasifica el soluto como ácido o base y fuerte o débil.
  2. Escribe la reacción con agua y la estequiometría.
  3. Para fuertes sencillos, obtiene directamente [H3O+] o [OH−].
  4. Para débiles, plantea Ka o Kb, resuelve el equilibrio y comprueba cualquier aproximación.
  5. 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

  1. Separa oxidación y reducción.
  2. Ajusta todos los átomos salvo O y H.
  3. Ajusta O con H2O y H con H+.
  4. Ajusta carga con electrones.
  5. Multiplica para igualar electrones, suma y cancela especies idénticas.
  6. Comprueba átomos y carga total en ambos miembros.

Pila cobre-plata

E°(Ag+/Ag) = +0,80 V y E°(Cu²+/Cu) = +0,34 V.

  1. El potencial de reducción mayor corresponde a Ag+: cátodo.
  2. El cobre se oxida: ánodo.
  3. 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.
Un panel muestra un protón que pasa entre dos moléculas y forma un ion negativo y otro positivo; otro panel muestra una pila zinc-cobre con electrones de izquierda a derecha y puente salino.
Ácido-base redistribuye protones; redox redistribuye electrones y puede producir corriente.

Compruébalo ahora

  1. Usa esta imagen

    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.

  2. Usa esta imagen

    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.

  3. Usa esta imagen

    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

Cuando lo tengas claro

Practicar esto: Aplicar la teoría de Brønsted-Lowry y calcular el pHPracticar esto: Ajustar una redox por el ion-electrón y calcular la fuerza electromotriz de una pilaGases ideales, mezclas y concentración de disolucionesEquilibrio químico, cociente y solubilidad