ES · Selectividad

Reacciones de oxidación-reducción

Las reacciones redox describen la transferencia de electrones entre especies químicas: ajuste por el método del ion-electrón, potenciales estándar, pilas galvánicas, electrólisis y corrosión. Es uno de los temas centrales del Bloque B del currículo de Química de 2.º de Bachillerato (LOMLOE) y un contenido recurrente y plenamente evaluable en la fase de acceso de la Selectividad/PAU, donde suele combinarse el ajuste de ecuaciones con un cálculo estequiométrico o electroquímico.

5 secciones~27 min de lectura4 competenciasRevisado · 07/2026

T·0888 / 11

Perfil de examen

CE.1 · Comprender, describir y aplicar los fundamentos de los procesos redox atendiendo a su base experimental (oxidación-reducción, pares redox, pilas y electrólisis).CE.5 · Aplicar el razonamiento lógico-matemático en la resolución de problemas: ajuste por ion-electrón, estequiometría redox, volumetrías, cálculo de la fem y leyes de Faraday.CE.3 · Utilizar con corrección los códigos del lenguaje químico: estados de oxidación, semirreacciones, ecuaciones iónicas y notación de pilas.CE.4 · Reconocer la importancia del uso responsable de los procesos redox: baterías, pilas de combustible, protección frente a la corrosión y sus implicaciones energéticas y ambientales.

Operadores:analizaexplicacalculajustificaajustainterpretarazonarelacionademuestra

nivel básico

Como materia de modalidad, todo el contenido es exigible: domina el ajuste por ion-electrón en ambos medios, la estequiometría redox y el cálculo de la fem y de la masa depositada en electrólisis.

nivel avanzado

Profundiza relacionando la espontaneidad termodinámica (ΔG° = −nFE°) con la fem de la pila y razonando las leyes de Faraday y la corrosión a partir de los potenciales estándar.

Profundidad

Texto

Contenido · 5 secciones

Reacciones de oxidación-reducción

5 secciones20 puntos clave11 fórmulas20 errores típicos

Oxidación-reducción: estado de oxidación, pares redox, oxidantes y reductores#

~5 min de lecturaBásicoBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química (2.º de Bachillerato) · Saberes básicos, bloque B (Reacciones químicas): «Estado de oxidación. Especies que se reducen u oxidan en una reacción a partir de la variación de su número de oxidación.»

Transferencia de electrones: roles cruzados de oxidante y reductor

Una reacción de oxidación-reducción (redox) es aquella en la que tiene lugar una transferencia de electrones entre las especies que intervienen. Históricamente la oxidación se asociaba a la ganancia de oxígeno y la reducción a su pérdida, pero la definición moderna es electrónica: se oxida la especie que pierde electrones y se reduce la que los gana. Como los electrones no pueden quedar libres en el medio, oxidación y reducción son procesos simultáneos y acoplados: nunca ocurre una sin la otra, y el número total de electrones cedidos es igual al número total de electrones captados.

Para contabilizar esa transferencia se emplea el «estado de oxidación» (o número de oxidación), una carga formal que se asigna a cada átomo suponiendo que todos los enlaces fueran iónicos. Las reglas básicas (repaso de 1.º) son: el estado de oxidación de un elemento libre es 0; el del hidrógeno es +1 (salvo en hidruros metálicos, −1) y el del oxígeno es −2 (salvo en peróxidos, −1, y frente al flúor, positivo); la suma de los estados de oxidación es 0 en una especie neutra e igual a la carga en un ion. Con estas reglas se identifica de un vistazo qué átomo cambia su estado de oxidación: si aumenta, ese átomo se ha oxidado; si disminuye, se ha reducido.

El «oxidante» es la especie que provoca la oxidación de otra y, al hacerlo, ella misma se reduce (capta electrones); el «reductor» es la especie que provoca la reducción de otra y, al hacerlo, ella misma se oxida (cede electrones). Conviene fijar esta aparente paradoja: el oxidante se reduce y el reductor se oxida. Cada especie y su forma transformada constituyen un «par redox» o par conjugado, que se escribe en la forma oxidante/reductor (por ejemplo Cu²⁺/Cu o MnO₄⁻/Mn²⁺), análogo a los pares ácido-base conjugados.

El mapa conceptual del apartado (figura principal) resume estos roles cruzados. Como guía mnemotécnica clásica se usa «OIL RIG» (Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain) o, en español, «la oxidación es pérdida y la reducción es ganancia de electrones». En la práctica, el primer paso de cualquier problema redox es asignar estados de oxidación a todos los átomos de reactivos y productos para localizar el par que se oxida y el que se reduce; sin esa identificación correcta el ajuste posterior es inviable.

Vocabulario

→ Tarjetas

Estado de oxidaciónCarga que tendría un átomo si todos sus enlaces fuesen iónicos; es un convenio de recuento electrónico.
OxidaciónPérdida de electrones, que se manifiesta como un aumento del estado de oxidación.
ReducciónGanancia de electrones, que se manifiesta como una disminución del estado de oxidación.
OxidanteEspecie que capta electrones y, por tanto, se reduce.
ReductorEspecie que cede electrones y, por tanto, se oxida.
DismutaciónReacción en la que una misma especie actúa a la vez como oxidante y como reductor.

Semirreacción de oxidación (pérdida de electrones)

\text{oxidación: } X \longrightarrow X^{n+} + n\,e^{-}

El reductor X cede n electrones y aumenta su estado de oxidación.

Semirreacción de reducción (ganancia de electrones)

\text{reducción: } Y^{m+} + m\,e^{-} \longrightarrow Y

El oxidante Yᵐ⁺ capta m electrones y disminuye su estado de oxidación.

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Ejemplo resuelto

Identificar oxidante, reductor y pares redox

Dada la reacción 2 Fe³⁺(aq) + Sn²⁺(aq) → 2 Fe²⁺(aq) + Sn⁴⁺(aq), asigna estados de oxidación, indica la especie que se oxida y la que se reduce, y nombra el oxidante, el reductor y los dos pares redox.

Estados de oxidación de reactivos
El hierro entra como Fe³⁺ (estado +3) y el estaño como Sn²⁺ (estado +2).
Estados de oxidación de productos
El hierro sale como Fe²⁺ (estado +2) y el estaño como Sn⁴⁺ (estado +4).
Variaciones
El Fe pasa de +3 a +2: disminuye su estado de oxidación → se reduce. El Sn pasa de +2 a +4: aumenta → se oxida.
Roles
El Fe³⁺ capta electrones (se reduce), luego es el OXIDANTE; el Sn²⁺ cede electrones (se oxida), luego es el REDUCTOR.
Balance de electrones
El Sn cede 2 e⁻ (de +2 a +4); cada Fe gana 1 e⁻, por eso hacen falta 2 Fe³⁺. Total: 2 e⁻ transferidos.

Resultado: Se reduce Fe³⁺ (oxidante) y se oxida Sn²⁺ (reductor). Pares redox: Fe³⁺/Fe²⁺ y Sn⁴⁺/Sn²⁺; se transfieren 2 electrones.

Errores frecuentes

Confundir los papeles: decir que «el oxidante se oxida». El oxidante se REDUCE (gana electrones) y el reductor se OXIDA (cede electrones).
Olvidar las excepciones de las reglas (O = −1 en peróxidos, H = −1 en hidruros metálicos) y asignar mal el estado de oxidación, lo que arrastra todo el problema.
Tomar el estado de oxidación por la carga real del átomo: es un número convencional que supone el enlace totalmente iónico, no una carga medible.
Asignar al oxígeno −2 en el $\mathrm{OF_2}$ o al hidrógeno +1 en el $\mathrm{NaH}$ : frente al flúor el oxígeno es positivo, y frente a un metal el hidrógeno es −1.

Repaso activo

En la reacción Zn(s) + 2 HCl(aq) → ZnCl₂(aq) + H₂(g), asigna el estado de oxidación de cada elemento en reactivos y productos, identifica la especie que se oxida y la que se reduce, e indica cuál actúa de oxidante y cuál de reductor, escribiendo los pares redox.

Practicar con ejercicios afines50 preguntas de este tema

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Real Decreto 243/2022 — enseñanzas mínimas del Bachillerato (saberes básicos, Anexo II) (Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE))

Ajuste por el método del ion-electrón; estequiometría y volumetrías redox#

~6 min de lecturaEstándarBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química (2.º de Bachillerato) · Saberes básicos, bloque B (Reacciones químicas): «Método del ion-electrón para ajustar ecuaciones químicas de oxidación-reducción. Cálculos estequiométricos y volumetrías redox.»

Método del ion-electrón en medio ácido: secuencia de pasos

El «método del ion-electrón» (o de las semirreacciones) es el procedimiento estándar para ajustar ecuaciones redox, especialmente en disolución acuosa. Su idea central es separar la reacción global en dos semirreacciones —una de oxidación y otra de reducción— que se ajustan por separado en masa y en carga, y que después se combinan de forma que el número de electrones cedidos coincida exactamente con el de electrones captados. Es más fiable que el ajuste «a ojo» porque obliga a equilibrar también las cargas y el medio (H⁺, OH⁻ y H₂O).

El procedimiento en MEDIO ÁCIDO, paso a paso, es: (1) asignar estados de oxidación e identificar las especies que se oxidan y se reducen; (2) escribir cada semirreacción con sus especies reales en disolución; (3) ajustar los átomos distintos de O y H; (4) ajustar el oxígeno añadiendo H₂O y, después, el hidrógeno añadiendo H⁺; (5) ajustar la carga añadiendo electrones en el lado que corresponda; (6) multiplicar cada semirreacción por el factor necesario para igualar electrones; (7) sumar ambas semirreacciones, simplificar y, por último, devolver los iones espectadores para escribir la ecuación molecular. El diagrama de flujo del apartado (figura principal) sintetiza estos pasos.

En MEDIO BÁSICO el procedimiento es idéntico salvo el ajuste del medio: una forma cómoda es ajustar primero como en medio ácido y, al final, neutralizar los H⁺ presentes sumando a ambos lados tantos OH⁻ como H⁺ haya; los H⁺ y OH⁻ del mismo lado se combinan en H₂O y se simplifican las moléculas de agua repetidas. Alternativamente se ajusta el oxígeno con OH⁻ y H₂O directamente. Una comprobación imprescindible: en medio básico no puede quedar ningún H⁺ libre en la ecuación final.

Sobre el ajuste descansan los «cálculos estequiométricos» y las «volumetrías redox». Una volumetría redox es una valoración en la que un oxidante (o reductor) de concentración conocida reacciona, gota a gota, con la muestra hasta el punto de equivalencia. La permanganimetría (con KMnO₄) es autoindicadora: el MnO₄⁻ es violeta intenso y el Mn²⁺ casi incoloro, de modo que el punto final se detecta por la primera gota que tiñe la disolución de rosa persistente. El cálculo se basa en la estequiometría de la ecuación ajustada: las moles de oxidante y de reductor guardan exactamente la relación dada por los coeficientes.

Vocabulario

→ Tarjetas

Método del ion-electrónProcedimiento de ajuste que separa la reacción en dos semirreacciones, las equilibra en masa y carga y las combina igualando electrones.
SemirreacciónCada una de las dos mitades del proceso redox, la de oxidación y la de reducción, escritas con sus electrones explícitos.
Ion espectadorIon presente en la disolución que no cambia de estado de oxidación y no aparece en la ecuación iónica neta.
Ecuación iónica netaEcuación en la que solo figuran las especies que realmente intervienen en el cambio químico.
Volumetría redoxValoración basada en una reacción de oxidación-reducción, en la que a menudo el propio valorante actúa de indicador.
PermanganimetríaVolumetría redox con permanganato potásico, cuyo viraje a rosa persistente señala el punto final.

Semirreacción de reducción del permanganato (medio ácido)

MnO_4^{-} + 8\,H^{+} + 5\,e^{-} \longrightarrow Mn^{2+} + 4\,H_2O

El Mn pasa de +7 a +2 captando 5 electrones; el oxígeno se ajusta con 4 H₂O y los H con 8 H⁺.

Ecuación iónica global ajustada (permanganato + hierro(II))

MnO_4^{-} + 8\,H^{+} + 5\,Fe^{2+} \longrightarrow Mn^{2+} + 4\,H_2O + 5\,Fe^{3+}

Suma de la reducción del MnO₄⁻ y de 5 veces la oxidación Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻. Carga: −1+8+10 = +17 a ambos lados.

Relación estequiométrica en una volumetría redox

n_{\text{reductor}} = \dfrac{a_{\text{red}}}{a_{\text{ox}}}\, n_{\text{oxidante}}

Las moles de cada especie guardan la relación de sus coeficientes en la ecuación ajustada (p. ej. 5:1 para Fe²⁺:MnO₄⁻).

Ejemplo resuelto

Volumetría redox con permanganato (permanganimetría)

Se valora una muestra de 25,00 mL de una disolución de FeSO₄ en medio sulfúrico con KMnO₄ 0,0200 M. El punto final (primera coloración rosa persistente) se alcanza tras añadir 24,50 mL de permanganato. Calcula la concentración molar de Fe²⁺ en la muestra y la masa de hierro que contenía (M(Fe) = 55,85 g/mol).

Ecuación ajustada
MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 Fe²⁺ → Mn²⁺ + 4 H₂O + 5 Fe³⁺. La relación estequiométrica es 1 MnO₄⁻ : 5 Fe²⁺.
Moles de permanganato gastado
n(MnO₄⁻) = c·V = 0,0200 mol/L × 0,02450 L = 4,90·10⁻⁴ mol.
Moles de hierro(II)
Por la relación 5:1, n(Fe²⁺) = 5 × 4,90·10⁻⁴ = 2,45·10⁻³ mol.
Concentración de Fe²⁺
c(Fe²⁺) = n/V = 2,45·10⁻³ mol / 0,02500 L = 0,0980 M.
Masa de hierro
m(Fe) = n·M = 2,45·10⁻³ mol × 55,85 g/mol = 0,1368 g = 136,8 mg.

Resultado: c(Fe²⁺) = 0,0980 M; la muestra contenía 0,1368 g (136,8 mg) de hierro.

Explicación paso a paso6 pasos

1
El ajuste por ion-electrón es un procedimiento fijo. Si se sigue en orden no falla nunca; los errores vienen de saltarse un paso. Lo aplicamos al permanganato con hierro(II) en medio ácido.
La reacción sin ajustar
$\mathrm{MnO_4^-} + \mathrm{Fe^{2+}} \longrightarrow \mathrm{Mn^{2+}} + \mathrm{Fe^{3+}}$
El manganeso pasa de +7 a +2 (se reduce) y el hierro de +2 a +3 (se oxida). Identificar esto antes de nada evita escribir las semirreacciones al revés.
2
Primero la semirreacción de reducción. Se ajusta el oxígeno con agua, luego el hidrógeno con protones y por último la carga con electrones. Ese orden importa.
La reducción del permanganato
$\mathrm{MnO_4^-} + 8\,\mathrm{H^+} + 5\,e^- \longrightarrow \mathrm{Mn^{2+}} + 4\,\mathrm{H_2O}$
Cuatro oxígenos exigen 4 H₂O, que aportan 8 H y obligan a poner 8 H⁺. La carga es entonces −1+8−5 = +2 a la izquierda y +2 a la derecha: cuadra.
3
La semirreacción de oxidación es mucho más simple, pero no hay que olvidar escribir el electrón.
La oxidación del hierro(II)
$\mathrm{Fe^{2+}} \longrightarrow \mathrm{Fe^{3+}} + 1\,e^-$
Un solo electrón. Como las dos semirreacciones intercambian números distintos de electrones, habrá que multiplicarlas antes de sumarlas.
4
Igualamos electrones. La de reducción consume cinco y la de oxidación cede uno, así que multiplicamos esta última por cinco.
Igualando los electrones
$5 \times \left(\mathrm{Fe^{2+}} \longrightarrow \mathrm{Fe^{3+}} + e^-\right)$
Al multiplicar hay que multiplicar TODA la semirreacción. En la de reducción, si hubiera hecho falta, también los H⁺ y las H₂O: olvidarlos es el error más común del método.
5
Sumamos y los electrones se cancelan. Esta es la ecuación iónica neta ajustada.
La ecuación iónica ajustada
$\mathrm{MnO_4^-} + 8\,\mathrm{H^+} + 5\,\mathrm{Fe^{2+}} \longrightarrow \mathrm{Mn^{2+}} + 4\,\mathrm{H_2O} + 5\,\mathrm{Fe^{3+}}$
Comprobación de carga, que nunca debe saltarse: izquierda −1+8+10 = +17; derecha +2+15 = +17. Y la masa también cuadra átomo a átomo.
6
Por último, la relación estequiométrica que se usa en la volumetría: es la única cifra del problema que se necesita para valorar.
La relación para la volumetría
$n(\mathrm{Fe^{2+}}) = 5\,n(\mathrm{MnO_4^-})$
Cada mol de permanganato oxida cinco de hierro(II). Con el volumen y la concentración del permanganato gastado se obtienen sus moles, se multiplican por 5 y se tiene el hierro de la muestra.

Errores frecuentes

Igualar electrones pero olvidar multiplicar también los H⁺, OH⁻ y H₂O por el mismo factor, dejando la ecuación final descuadrada en masa o carga.
Dejar H⁺ en una ecuación ajustada en medio básico (o viceversa), o no comprobar el balance de cargas al sumar las semirreacciones.
Ajustar los oxígenos con $\mathrm{O_2}$ o los hidrógenos con $\mathrm{H_2}$ : en medio acuoso se ajustan con $\mathrm{H_2O}$ y $\mathrm{H^+}$ (o $\mathrm{OH^-}$ ).
Dar por ajustada una ecuación sin comprobar la carga total: el balance de masa puede cuadrar y el de carga no, y entonces el ajuste es falso.

Repaso activo

Ajusta por el método del ion-electrón, en medio ÁCIDO, la reacción entre el dicromato de potasio y el ion hierro(II): Cr₂O₇²⁻ + Fe²⁺ → Cr³⁺ + Fe³⁺. Escribe las dos semirreacciones, iguala los electrones y comprueba el balance de masa y de carga de la ecuación iónica final.

Practicar con ejercicios afines50 preguntas de este tema

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Real Decreto 243/2022 — enseñanzas mínimas del Bachillerato (saberes básicos, Anexo II) (Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE))

Potenciales estándar y pilas galvánicas: espontaneidad#

~5 min de lecturaEstándarBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química (2.º de Bachillerato) · Saberes básicos, bloque B (Reacciones químicas): «Potencial estándar de un par redox. Espontaneidad de procesos químicos y electroquímicos que impliquen a dos pares redox.»

Pila Daniell: ánodo de Zn, cátodo de Cu y puente salino

Una «pila galvánica» (o voltaica) es un dispositivo que aprovecha una reacción redox espontánea para producir corriente eléctrica: en lugar de dejar que el reductor entregue los electrones directamente al oxidante, se separan ambos en dos compartimentos (las dos semipilas) y se obliga a los electrones a circular por un conductor externo, generando trabajo eléctrico. La pila Daniell es el ejemplo clásico (figura principal): un electrodo de cinc sumergido en disolución de Zn²⁺ y otro de cobre en disolución de Cu²⁺, unidos por un puente salino.

En toda pila, el ÁNODO es el electrodo donde ocurre la oxidación (polo negativo en una pila galvánica) y el CÁTODO es donde ocurre la reducción (polo positivo). Una regla mnemotécnica fiable: «la oxidación ocurre en el ánodo» (ambas palabras de la misma vocal en español, o «red-cat / an-ox»). Los electrones salen del ánodo, recorren el circuito externo y llegan al cátodo; el puente salino cierra el circuito interno permitiendo la migración de iones que mantiene la electroneutralidad de cada compartimento. La pila se representa con la notación: ánodo a la izquierda, cátodo a la derecha, una barra | por cada interfase y doble barra ‖ para el puente salino.

Cada semipila tiene un «potencial estándar de reducción» E°, medido en voltios frente al electrodo estándar de hidrógeno (al que se asigna por convenio E° = 0,00 V). Cuanto más positivo es E°, mayor es la tendencia de esa especie a reducirse (mejor oxidante); cuanto más negativo, mayor tendencia a oxidarse (mejor reductor). La fuerza electromotriz (fem) de la pila en condiciones estándar se calcula como la diferencia entre el potencial de reducción del cátodo y el del ánodo, E°pila = E°cátodo − E°ánodo, y siempre debe resultar positiva para una pila que funciona espontáneamente. Los potenciales NO se multiplican por los coeficientes: son propiedades intensivas.

El criterio de espontaneidad conecta la electroquímica con la termodinámica: el trabajo eléctrico máximo se relaciona con la energía libre de Gibbs mediante ΔG° = −nFE°pila, donde n es el número de electrones intercambiados y F la constante de Faraday (96 485 C/mol). Si E°pila > 0, entonces ΔG° < 0 y el proceso es espontáneo (pila galvánica); si E°pila < 0, ΔG° > 0 y la reacción solo ocurre forzada por una fuente externa (electrólisis). Así, el signo de la fem predice directamente la espontaneidad de cualquier reacción redox.

Vocabulario

→ Tarjetas

Pila galvánicaDispositivo que aprovecha una reacción redox espontánea para producir corriente eléctrica.
ÁnodoElectrodo en el que ocurre la oxidación; en una pila galvánica es el polo negativo.
CátodoElectrodo en el que ocurre la reducción; en una pila galvánica es el polo positivo.
Potencial estándar de reducción (E°)Potencial de un par redox medido frente al electrodo de hidrógeno en condiciones estándar; es una magnitud intensiva.
Electrodo estándar de hidrógenoReferencia universal a la que se asigna por convenio un potencial de 0,00 V.
Puente salinoConexión iónica entre las dos semiceldas que permite el paso de iones y mantiene la neutralidad de las disoluciones.

Fuerza electromotriz estándar de la pila

E^{\circ}_{\text{pila}} = E^{\circ}_{\text{cátodo}} - E^{\circ}_{\text{ánodo}}

Diferencia de los potenciales estándar de reducción; debe ser positiva para una pila que funciona espontáneamente.

Relación entre la energía libre y la fem

\Delta G^{\circ} = -\,n\,F\,E^{\circ}_{\text{pila}}

n = electrones intercambiados; F = 96 485 C/mol. Si E° > 0 entonces ΔG° < 0 y el proceso es espontáneo.

Ejemplo resuelto

Fem y espontaneidad de la pila Daniell

Construye la pila formada por los pares Zn²⁺/Zn (E° = −0,76 V) y Cu²⁺/Cu (E° = +0,34 V). Indica ánodo y cátodo, escribe la reacción global, calcula la fem estándar y la variación de energía libre estándar ΔG° (F = 96 485 C/mol). Razona si es espontánea.

Elegir cátodo y ánodo
El par con mayor E° (Cu²⁺/Cu, +0,34 V) se reduce → cátodo; el de menor E° (Zn²⁺/Zn, −0,76 V) se oxida → ánodo.
Semirreacciones
Cátodo (reducción): Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu. Ánodo (oxidación): Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻. Se intercambian n = 2 electrones.
Reacción global y notación
Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu. Notación: Zn | Zn²⁺ ‖ Cu²⁺ | Cu.
Fem estándar
E°pila = E°cátodo − E°ánodo = 0,34 − (−0,76) = 1,10 V (los potenciales no se multiplican por coeficientes).
Energía libre
ΔG° = −nFE° = −2 × 96 485 × 1,10 = −2,12·10⁵ J ≈ −212,3 kJ.

Resultado: E°pila = +1,10 V y ΔG° ≈ −212,3 kJ < 0: la reacción es espontánea, como corresponde a una pila galvánica.

Errores frecuentes

Multiplicar los potenciales estándar por los coeficientes estequiométricos: E° es intensivo y NO se escala (solo se escala n en ΔG° = −nFE°).
Intercambiar ánodo y cátodo o confundir las polaridades: en la pila galvánica el ánodo (oxidación) es el polo negativo y el cátodo (reducción) el positivo.
Cambiar el signo de $E^\circ$ al escribir la semirreacción de oxidación y volver a restarlo en $E^\circ_{\text{pila}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ánodo}}$ : el cambio de signo ya está incluido en la resta.
Situar el ánodo a la derecha en la notación de pila: el convenio escribe ánodo a la izquierda y cátodo a la derecha, separados por la doble barra del puente salino.

Repaso activo

Una pila se construye con un electrodo de plata en AgNO₃ (E°(Ag⁺/Ag) = +0,80 V) y un electrodo de níquel en NiSO₄ (E°(Ni²⁺/Ni) = −0,25 V). Indica el ánodo y el cátodo, escribe las semirreacciones y la reacción global ajustada, la notación de la pila y calcula la fem estándar. ¿Es espontánea la reacción?

Practicar con ejercicios afines50 preguntas de este tema

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Currículo de Bachillerato (LOMLOE) — materias y saberes básicos (Ministerio de Educación, Formación Profesional y Deportes — educagob)

Electrólisis y leyes de Faraday#

~5 min de lecturaProfundizaciónBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química (2.º de Bachillerato) · Saberes básicos, bloque B (Reacciones químicas): «Leyes de Faraday: cantidad de carga eléctrica y las cantidades de sustancia en un proceso electroquímico. Cálculos estequiométricos en cubas electrolíticas.»

Cuba electrolítica: corriente forzada por una fuente externa

La «electrólisis» es el proceso inverso al de la pila galvánica: en lugar de obtener energía eléctrica de una reacción espontánea, se aporta energía eléctrica externa para forzar una reacción redox NO espontánea (E°pila < 0, ΔG° > 0). Tiene lugar en una «cuba electrolítica» en la que una fuente de corriente continua impulsa los electrones (figura principal). Aquí las polaridades se invierten respecto a la pila: el cátodo (donde sigue ocurriendo la reducción) es el polo NEGATIVO y el ánodo (oxidación) el polo POSITIVO; el principio «reducción en el cátodo, oxidación en el ánodo» se mantiene siempre.

En la electrólisis de una SAL FUNDIDA los únicos iones presentes son los del compuesto, de modo que la predicción es directa: en el NaCl fundido, los cationes Na⁺ se reducen a sodio metálico en el cátodo y los aniones Cl⁻ se oxidan a cloro gaseoso en el ánodo. En DISOLUCIÓN ACUOSA hay que considerar también el agua, que puede reducirse (a H₂) u oxidarse (a O₂); se descarga preferentemente la especie que requiere menor potencial, aunque a veces hay sobretensiones que alteran el resultado esperado. La electrólisis es la base de procesos industriales clave: obtención de aluminio, cloro y sosa, refino electrolítico de metales y recubrimientos metálicos (galvanizado, cromado).

El aspecto cuantitativo lo gobiernan las «leyes de Faraday» de la electrólisis. La primera ley establece que la masa de sustancia transformada en un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de carga eléctrica que ha circulado (Q = I·t). La segunda ley relaciona esa masa con la masa molar y el número de electrones intercambiados por ion. Ambas se condensan en una sola expresión operativa: m = (Q·M)/(n·F), donde Q es la carga, M la masa molar, n el número de electrones por ion y F la constante de Faraday, que representa la carga de un mol de electrones, 96 485 C/mol.

La constante de Faraday se entiende como el producto del número de Avogadro por la carga elemental del electrón: F = N_A·e. En la práctica de los problemas, la cadena de razonamiento es siempre la misma: a partir de la intensidad y el tiempo se obtiene la carga (Q = I·t); dividiendo entre F se obtienen los moles de electrones; aplicando la estequiometría de la semirreacción (n electrones por ion) se obtienen los moles de sustancia; y multiplicando por la masa molar se obtiene la masa depositada o el volumen de gas liberado. Como la masa crece linealmente con la carga, la representación m frente a Q es una recta que pasa por el origen.

Vocabulario

→ Tarjetas

ElectrólisisProceso en que una corriente eléctrica fuerza una reacción redox no espontánea.
Cuba electrolíticaRecipiente donde se realiza la electrólisis; en ella el cátodo es el polo negativo y el ánodo el positivo.
Constante de Faraday (F)Carga de un mol de electrones, 96 485 C/mol.
Leyes de FaradayLa masa depositada es proporcional a la carga que circula e inversamente proporcional al número de electrones intercambiados por ion.
Potencial de descargaPotencial mínimo necesario para que una especie se oxide o se reduzca en un electrodo; decide qué se descarga primero.
SobretensiónExceso de potencial sobre el teórico que exige un proceso electródico real, y que explica que a veces se descargue una especie inesperada.

Carga eléctrica circulada

Q = I \cdot t

Q en culombios (C), I en amperios (A) y t en segundos (s).

Leyes de Faraday (forma operativa)

m = \dfrac{Q\,M}{n\,F} = \dfrac{I\,t\,M}{n\,F}

m = masa depositada; M = masa molar; n = electrones por ion; F = 96 485 C/mol.

Ejemplo resuelto

Masa depositada por electrólisis (leyes de Faraday)

Se electroliza una disolución de CuSO₄ haciendo pasar una corriente de 2,50 A durante 30 minutos. Sabiendo que en el cátodo ocurre Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu, calcula la masa de cobre depositada (M(Cu) = 63,5 g/mol; F = 96 485 C/mol) y los moles de electrones que circulan.

Carga circulada
Q = I·t = 2,50 A × (30 × 60) s = 2,50 × 1800 = 4500 C.
Moles de electrones
n(e⁻) = Q/F = 4500 / 96 485 = 0,04664 mol de electrones.
Moles de cobre
Como se requieren 2 e⁻ por cada Cu²⁺, n(Cu) = 0,04664 / 2 = 0,02332 mol.
Masa de cobre
m = n·M = 0,02332 mol × 63,5 g/mol = 1,481 g. Equivale a m = Q·M/(n·F) directamente.

Resultado: Se depositan 1,481 g de cobre y circulan 0,04664 mol de electrones (0,02332 mol de Cu²⁺ reducidos).

Errores frecuentes

Olvidar el factor n (electrones por ion) en m = Q·M/(n·F), o confundir la carga del electrón con la constante de Faraday.
Invertir las polaridades respecto a la pila: en la cuba electrolítica el cátodo es el polo NEGATIVO y el ánodo el positivo, pero la reducción sigue ocurriendo en el cátodo.
Confundir la constante de Faraday con el número de Avogadro: $F = 96\,485$ C/mol es la carga de un mol de electrones, es decir, el producto $N_A \cdot e$ .
Olvidar convertir el tiempo a segundos antes de calcular $Q = I\,t$ , con lo que la carga sale 60 o 3 600 veces menor.

Repaso activo

Por una cuba con AgNO₃ acuoso circula una corriente de 1,50 A durante 1 hora. Calcula la masa de plata depositada en el cátodo (Ag⁺ + e⁻ → Ag; M(Ag) = 107,87 g/mol; F = 96 485 C/mol) y el número de moles de electrones que han circulado.

Practicar con ejercicios afines50 preguntas de este tema

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Real Decreto 243/2022 — enseñanzas mínimas del Bachillerato (saberes básicos, Anexo II) (Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE))

Aplicaciones: baterías, pilas de combustible y corrosión#

~5 min de lecturaEstándarBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química (2.º de Bachillerato) · Saberes básicos, bloque B (Reacciones químicas): «Reacciones de oxidación y reducción en la fabricación y funcionamiento de baterías eléctricas, celdas electrolíticas y pilas de combustible, así como en la prevención de la corrosión de metales.»

La electroquímica redox tiene aplicaciones tecnológicas y cotidianas de primer orden, y el currículo pide reconocerlas y valorar su importancia social y ambiental (CE.4). Las «baterías eléctricas» son pilas galvánicas diseñadas para almacenar y suministrar energía: pueden ser primarias (no recargables, como la pila salina o la alcalina) o secundarias/acumuladores (recargables, como la batería de plomo-ácido del automóvil o las de ion-litio de los dispositivos electrónicos). En una batería recargable, durante la descarga funciona como pila galvánica (reacción espontánea), y durante la recarga se invierte el proceso como una electrólisis (reacción forzada). El árbol de la Fig. 5 sitúa estas aplicaciones frente a la corrosión.

Las dos caras de la redox: energía que usamos y corrosión que evitamos

Fig. 5La misma transferencia de electrones sostiene las dos ramas: una pila galvánica que trabaja para nosotros y otra que actúa en nuestra contra sobre el metal.

Fig. 5 ↓

Las «pilas de combustible» son dispositivos electroquímicos que convierten directamente la energía química de un combustible en energía eléctrica de forma continua mientras se alimentan los reactivos, sin pasar por la combustión térmica. La más conocida es la pila de hidrógeno-oxígeno: en el ánodo se oxida el hidrógeno y en el cátodo se reduce el oxígeno, y el único producto de la reacción global es agua. Su interés reside en su elevada eficiencia y en que, si el hidrógeno procede de fuentes renovables, constituyen una tecnología de bajas emisiones; sus retos son la producción, el almacenamiento y el transporte del hidrógeno.

La «corrosión» es la oxidación espontánea y no deseada de un metal por acción del medio (oxígeno y humedad), un proceso redox que ocasiona enormes pérdidas económicas. El caso paradigmático es la oxidación del hierro para formar herrumbre (óxido de hierro hidratado): el hierro actúa de ánodo y se oxida a Fe²⁺, mientras el oxígeno disuelto se reduce; la presencia de agua y de electrolitos (sales) acelera el proceso al funcionar la superficie metálica como una multitud de pequeñas pilas galvánicas. El esquema de la Fig. 6 representa estas microceldas anódicas y catódicas sobre la superficie del hierro.

Corrosión del hierro: microceldas anódicas y catódicas

Fig. 6 ↓

Frente a la corrosión existen estrategias de protección basadas en la propia química redox. La «protección catódica» consiste en conectar el metal que se quiere proteger a otro más reductor (con E° más negativo), llamado «ánodo de sacrificio» —típicamente cinc o magnesio—, que se oxida preferentemente y preserva la estructura; es el fundamento del galvanizado del hierro con cinc. Otras medidas son los recubrimientos (pinturas, esmaltes, capas metálicas) que aíslan el metal del medio, y la pasivación (formación de una capa de óxido protectora, como en el aluminio o el acero inoxidable). Comprender la corrosión es, así, comprender una pila galvánica que actúa en nuestra contra.

Vocabulario

→ Tarjetas

Pila primariaPila no recargable, en la que la reacción redox no puede invertirse de forma práctica.
Batería secundariaAcumulador recargable: se descarga como pila galvánica y se recarga como cuba electrolítica.
Pila de combustibleCelda en la que los reactivos se alimentan de forma continua desde el exterior, y que por tanto no se agota.
CorrosiónOxidación espontánea de un metal por el ambiente, que forma microceldas galvánicas sobre su superficie.
Ánodo de sacrificioMetal más reductor unido a la pieza que se quiere proteger; se oxida él preferentemente y así la preserva.
PasivaciónFormación de una capa de óxido compacta y adherente que aísla el metal y detiene la corrosión, como ocurre en el aluminio.

Pila de combustible H₂/O₂ (medio ácido)

\text{ánodo: } 2\,H_2 \to 4\,H^{+} + 4\,e^{-}\;;\;\; \text{cátodo: } O_2 + 4\,H^{+} + 4\,e^{-} \to 2\,H_2O

La reacción global 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O produce energía eléctrica y agua como único producto.

Corrosión del hierro (semirreacciones)

\text{ánodo: } Fe \to Fe^{2+} + 2\,e^{-}\;;\;\; \text{cátodo: } O_2 + 2\,H_2O + 4\,e^{-} \to 4\,OH^{-}

El hierro se oxida (ánodo) y el oxígeno disuelto se reduce (cátodo); el Fe²⁺ se oxida después a herrumbre, óxido de hierro hidratado.

Ejemplo resuelto

Protección catódica con ánodo de sacrificio

Para proteger una estructura de hierro se valora usar cinc o cobre como metal de sacrificio. Datos: E°(Zn²⁺/Zn) = −0,76 V; E°(Fe²⁺/Fe) = −0,44 V; E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V. Razona cuál de los dos metales protege al hierro y cuál no, e indica qué especie se oxida en cada caso.

Criterio de protección
El metal de sacrificio debe ser MÁS reductor que el hierro, es decir, tener un potencial estándar de reducción MÁS negativo, para oxidarse preferentemente él.
Comparar cinc y hierro
E°(Zn²⁺/Zn) = −0,76 V < E°(Fe²⁺/Fe) = −0,44 V: el cinc es más reductor, así que el cinc se oxida y el hierro se preserva. El cinc SÍ protege.
Comparar cobre y hierro
E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V > E°(Fe²⁺/Fe) = −0,44 V: el cobre es menos reductor (más noble), por lo que el hierro se oxidaría preferentemente. El cobre NO protege; al contrario, aceleraría la corrosión del hierro.
Conclusión
Solo el cinc sirve como ánodo de sacrificio: se oxida (Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻) y mantiene el hierro reducido (protegido).

Resultado: El cinc protege al hierro (es más reductor, se oxida él); el cobre no, pues por ser más noble forzaría la oxidación del hierro.

Errores frecuentes

Confundir batería primaria con secundaria, o no reconocer que la recarga de un acumulador es en esencia una electrólisis (proceso forzado, no espontáneo).
Pensar que el ánodo de sacrificio protege porque «recubre» el metal; en realidad lo protege porque se oxida ÉL preferentemente al ser más reductor (E° más negativo).
Llamar «pila» a cualquier acumulador: la pila primaria no es recargable, y confundirlas invalida la explicación del proceso de recarga.
Situar la zona anódica de una gota sobre hierro en el borde: el centro, con menos oxígeno, es la zona ANÓDICA, y el borde aireado es la catódica.

Repaso activo

Una tubería de hierro enterrada se protege conectándola a un bloque de magnesio (E°(Mg²⁺/Mg) = −2,37 V; E°(Fe²⁺/Fe) = −0,44 V). Explica, en términos de potenciales estándar, por qué el magnesio actúa como ánodo de sacrificio y protege el hierro de la corrosión, indicando qué metal se oxida y cuál se preserva.

Practicar con ejercicios afines50 preguntas de este tema

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Real Decreto 534/2024 — Prueba de Acceso a la Universidad (PAU) (Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE))

Revisado · 07/2026Versión completa con el regulador de profundidad — mismo lugar, mismas anclas

Planificar un repaso

Referencias y fuentes

Fuentes

Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE)

Ministerio de Educación, Formación Profesional y Deportes — educagob

Currículo de Bachillerato (LOMLOE) — materias y saberes básicos

Véase también

Reacciones de oxidación-reducción

5 secciones~27 min de lectura4 competenciasRevisado · 07/2026

Electrólisis y leyes de Faraday#

Aplicaciones: baterías, pilas de combustible y corrosión#

Reacciones de oxidación-reducción

Puntos clave

Identificar oxidante, reductor y pares redox

Puntos clave

Volumetría redox con permanganato (permanganimetría)

Puntos clave

Fem y espontaneidad de la pila Daniell

Puntos clave

Masa depositada por electrólisis (leyes de Faraday)

Puntos clave

Protección catódica con ánodo de sacrificio

Fuentes

Reacciones de oxidación-reducción

Puntos clave

Identificar oxidante, reductor y pares redox

Puntos clave

Volumetría redox con permanganato (permanganimetría)

Puntos clave

Fem y espontaneidad de la pila Daniell

Puntos clave

Masa depositada por electrólisis (leyes de Faraday)

Puntos clave

Protección catódica con ánodo de sacrificio

Fuentes