69 semirreacciones de reducción equilibradas en masa y carga, a 25 °C, 1 M y 1 atm, medidas frente al electrodo estándar de hidrógeno. Con buscador, serie de actividad de los metales y un constructor de pilas que calcula E°, ΔG° y la constante de equilibrio.
Elige dos semirreacciones y la app decide cuál se oxida y cuál se reduce, calcula el potencial de la pila, escribe la reacción global ajustada y obtiene la energía libre y la constante de equilibrio.
Zn → Zn²⁺ + 2e⁻
E° = −0,76 V · pierde electronesCu²⁺ + 2e⁻ → Cu
E° = +0,34 V · gana electronesE°pila = E°cátodo − E°ánodo = +0,34 V − (−0,76 V) = +1,10 V
Cu²⁺ + Zn → Cu + Zn²⁺
Se han igualado los electrones multiplicando la semirreacción del cátodo por 1 y la del ánodo por 1: intercambio total de 2 electrones. El valor de E° NO se multiplica.
Zn(s) | Zn²⁺(1 M) ‖ Cu²⁺(1 M) | Cu(s)
A la izquierda el ánodo, a la derecha el cátodo. La barra sencilla marca un cambio de fase y la doble barra (‖) representa el puente salino.
ΔG° = −n·F·E° = −2 · 96 485 C/mol · +1,10 V = −212,3 kJ/mol
ΔG° negativo confirma el proceso espontáneo. A diferencia de E°, ΔG° sí depende de cuántos electrones se intercambian: es una magnitud extensiva.
log K = n·E° / 0,0592 = 2 · 1,10 / 0,0592 = 37,2 → K ≈ 1037,2
Un log K muy grande significa que en el equilibrio prácticamente solo quedan productos; si sale muy negativo, la reacción apenas avanza.
E° no se multiplica al ajustar los coeficientes de una semirreacción. Si multiplicas Ag⁺ + e⁻ → Ag por 2, el potencial sigue siendo +0,80 V, no +1,60 V. El potencial es una propiedad intensiva: no depende de la cantidad de sustancia, igual que la temperatura o la densidad. Lo que sí cambia es n, y por eso ΔG° = −n·F·E° sí se duplica.
Funciona con acentos o sin ellos y con sinónimos: celda galvanica encuentra los pares clásicos de pila, electrolisis los de la descomposición del agua y corrosion los del hierro y el zinc.
69 de 69 semirreacciones
Es la propia tabla ordenada al revés: de menor a mayor potencial. Cuanto más a la izquierda está un metal, con más facilidad cede electrones y más reactivo es. Un metal desplaza de sus sales a cualquier otro situado a su derecha, y todos los que aparecen antes del hidrógeno reaccionan con los ácidos liberando H₂.
El hidrógeno, resaltado, marca la frontera: los metales a su izquierda se disuelven en ácidos no oxidantes; los de su derecha (cobre, plata, mercurio, platino y oro) no. Cuidado con la pasivación: aluminio, titanio y cromo tienen potenciales muy negativos pero se comportan como inertes porque una capa de óxido los protege.
Qué mide E°, cómo se monta una pila y por qué fallan los atajos habituales
El potencial estándar E° mide la tendencia de una especie a captar electrones, es decir, a reducirse. Cuanto más alto es el valor, mejor oxidante resulta la forma oxidada del par; cuanto más bajo, mejor reductor resulta la forma reducida. El flúor, con +2,87 V, arranca electrones a casi todo; el litio, con −3,04 V, los cede con una facilidad extraordinaria.
Todos los valores se miden en las mismas condiciones (25 °C, especies en disolución a 1 mol/L, gases a 1 atm) y frente al mismo patrón: el electrodo estándar de hidrógeno, al que se le asigna 0,00 V por convenio. No es que el hidrógeno no tenga potencial: es que un potencial absoluto de un solo electrodo no se puede medir, solo diferencias entre dos.
Fuera de las condiciones estándar el potencial real se obtiene con la ecuación de Nernst, E = E° − (0,0592/n)·log Q a 25 °C. Es lo que explica que una pila vaya perdiendo tensión a medida que se consumen los reactivos.
| Zona | Rango de E° | Papel habitual | Ejemplos típicos | Dónde se encuentra |
|---|---|---|---|---|
| Oxidantes fuertes | ≥ +1,20 V | Arrancan electrones con facilidad; se reducen | F₂, O₃, H₂O₂, MnO₄⁻, Cl₂, Cr₂O₇²⁻ | Desinfección, valoraciones, blanqueo |
| Oxidantes moderados | +0,30 a +1,20 V | Oxidan a reductores comunes, no al agua | Br₂, Ag⁺, Fe³⁺, I₂, Cu²⁺ | Análisis químico, bioquímica, cátodos |
| Pares intermedios | −0,30 a +0,30 V | Pueden actuar en los dos sentidos según la pareja | Sn⁴⁺/Sn²⁺, H⁺/H₂, Pb²⁺/Pb, Ni²⁺/Ni | Electrodos de referencia, recubrimientos |
| Reductores moderados | −1,20 a −0,30 V | Ceden electrones; se oxidan | Fe²⁺/Fe, Zn²⁺/Zn, Cr³⁺/Cr, Cd²⁺/Cd | Corrosión, ánodos de pilas, galvanizado |
| Reductores fuertes | ≤ −1,20 V | Reducen incluso al agua si no hay pasivación | Al³⁺/Al, Mg²⁺/Mg, Na⁺/Na, Li⁺/Li | Ánodos de sacrificio, baterías, metalurgia |
Zn²⁺/Zn (−0,76 V) y Cu²⁺/Cu (+0,34 V) dan E°pila = +1,10 V. El zinc se oxida en el ánodo, el cobre se deposita en el cátodo y el puente salino cierra el circuito iónico. Es el ejemplo de laboratorio que aparece en todos los cursos de química general.
Una pieza de acero húmeda forma una pila en miniatura: el hierro se oxida a Fe²⁺ (−0,44 V) mientras el oxígeno disuelto se reduce (+1,23 V en medio ácido, +0,40 V en medio neutro). La diferencia positiva explica por qué el metal se degrada solo.
Se conecta el acero a un metal de potencial más negativo (zinc, −0,76 V, o magnesio, −2,37 V). Ese metal se convierte en ánodo de sacrificio y se corroe en lugar de la estructura. Es lo que protege cascos de barcos, oleoductos y calentadores de agua.
El potencial extremo del litio (−3,04 V) combinado con su baja masa atómica da la mayor energía por kilogramo de las baterías comerciales. Como reacciona con el agua, estas celdas usan electrolitos orgánicos, no acuosos.
Descomponer el agua en H₂ y O₂ exige E°pila negativo: −1,23 V en condiciones estándar. Al no ser espontánea, hay que aportar energía eléctrica, y en la práctica bastante más que ese mínimo teórico por el sobrepotencial de los electrodos.
El permanganato (+1,51 V) y el dicromato (+1,33 V) son los oxidantes de referencia en el laboratorio. El primero actúa como su propio indicador: la disolución vira de violeta a incoloro en cuanto se agota el reductor.
Siempre la de menor potencial estándar de reducción. Esa especie es la que menos «gana» reduciéndose, así que invierte su sentido y se oxida, cediendo electrones al circuito exterior. La otra, de E° más alto, se reduce en el cátodo. Con esta regla E°pila sale siempre positiva.
Regla mnemotécnica: ánodo = oxidación (las dos palabras empiezan por vocal), cátodo = reducción (las dos por consonante).
Porque el criterio no es el mismo. En una pila galvánica el ánodo es el polo negativo (acumula electrones que salen hacia el circuito) y en una celda electrolítica es el positivo (la fuente externa le retira electrones). Lo que nunca cambia es la química: en el ánodo siempre hay oxidación y en el cátodo siempre reducción.
Fíjate en el proceso, no en el signo: es la forma de no equivocarse en ninguno de los dos tipos de celda.
Solo como orientación. Los E° de la tabla suponen 25 °C, disoluciones 1 M y gases a 1 atm. Si las concentraciones son distintas hay que corregir con la ecuación de Nernst, E = E° − (0,0592/n)·log Q. Además el pH influye muchísimo en los pares que incluyen H⁺: el permanganato pasa de +1,51 V en medio ácido a +0,60 V en medio básico.
Si en un ejercicio aparecen H⁺ u OH⁻ en la semirreacción, el resultado depende del pH: compruébalo siempre.
Porque el potencial informa de la termodinámica, no de la velocidad. Una reacción con E° positivo puede ser tan lenta que resulte inobservable, y a veces una capa de óxido la bloquea por completo: el aluminio tiene E° = −1,66 V y debería reaccionar con el agua, pero la película de Al₂O₃ lo impide. Ese fenómeno se llama pasivación.
Termodinámica dice «puede ocurrir»; cinética dice «a qué velocidad». Son preguntas distintas.
Sí, y contienen exactamente los mismos datos con el signo cambiado. Desde 1953 la IUPAC recomienda tabular siempre potenciales de reducción, que es el criterio de esta tabla y el de los libros actuales. Si consultas una fuente antigua y ves el zinc con +0,76 V en vez de −0,76 V, está usando el convenio de oxidación.
Comprueba siempre el signo del par Zn²⁺/Zn: es la forma más rápida de saber qué convenio sigue una tabla.
Búscalas siempre escritas como reducción, que es el convenio estándar. Anota su E° y el número de electrones n que intercambia cada una.
El E° más alto va al cátodo (se reduce) y el más bajo al ánodo (se oxida, así que inviertes su semirreacción). Este único paso decide todo lo demás.
Resta con su signo. Si el ánodo es negativo, restar un negativo suma: 0,34 − (−0,76) = +1,10 V. Un resultado positivo confirma que la pila funciona sola.
Multiplica cada semirreacción por el factor necesario para que se cancelen los electrones (usa el mínimo común múltiplo de las dos n). Los coeficientes cambian; el valor de E° no.
Ánodo | disolución ‖ disolución | cátodo. Antes de dar el problema por cerrado, verifica que la ecuación global está equilibrada en masa y en carga: la suma de cargas debe coincidir en los dos miembros.
Escribe las dos semirreacciones como reducción, decide cuál inviertes y solo entonces cambia el signo. Mezclar convenios a mitad del ejercicio es la vía más rápida al error.
Un ajuste correcto lo es en los dos sentidos. Suma las cargas de cada miembro: si no coinciden, faltan electrones, H⁺ o OH⁻.
En medio ácido se completa con H⁺ y H₂O; en medio básico, con OH⁻ y H₂O. La misma especie tiene semirreacciones distintas según el pH.
El número de electrones aparece en ΔG° y en log K. Apuntarlo al inicio evita tener que reconstruir el ajuste al final del problema.
Aluminio, titanio y cromo tienen potenciales muy negativos y aun así resisten. La tabla predice la tendencia, no la protección que da una capa de óxido.
Las pilas comerciales dan entre 1,2 y 3,7 V por celda. Si tu resultado sale de 12 V, probablemente has multiplicado E° por los coeficientes.
El contenido cubre desde la química de secundaria y preparatoria (educación media) hasta los primeros cursos universitarios de química general, ingeniería química, farmacia, biología y ciencias ambientales. Los pares clásicos —permanganato, dicromato, halógenos, metales comunes y el electrodo de hidrógeno— son los que aparecen en cualquier examen de admisión universitaria; los pares en medio básico y los de referencia analítica se trabajan ya en el laboratorio de grado.
Los valores están redondeados a la centésima de voltio y son consistentes con las tablas de referencia habituales. Entre fuentes puede haber diferencias de unas centésimas, porque algunos potenciales dependen del medio y de la técnica de medida: si tu profesor usa una tabla concreta, mantente en ella para todo el ejercicio.