Ejercicio resuelto de Números de oxidación · Química · 2026

PREGUNTA 1. DESTREZAS BÁSICAS DE LA QUÍMICA / REACCIONES QUÍMICAS (2,5 puntos)

Una de las posibles soluciones para luchar contra el calentamiento global, causado en gran medida por la emisión de $\text{CO}_2$ procedente de la quema de combustibles fósiles, es sustituir dichos combustibles por hidrógeno, dado que su combustión solo produce agua. Sin embargo, el hidrógeno apenas existe libre en la naturaleza y debe obtenerse mediante la electrólisis del agua, empleando idealmente energía de fuentes renovables con el fin de evitar la emisión de $\text{CO}_2$.

Reacción global de la electrólisis del agua: $\text{H}_2\text{O}_{(l)} \rightarrow \text{H}_{2(g)} + \tfrac{1}{2}\text{O}_{2(g)}$

1.1. Sabiendo que para el proceso de electrólisis del agua el valor de la entalpía es $\Delta H_R^0 = 285 \cdot 10^3\ \mathrm{J/mol}$ y el de la entropía $\Delta S_R^0 = 163\ \mathrm{J/(mol\cdot K)}$, analice razonadamente si a temperatura ambiente (25 °C) el proceso será espontáneo y, en caso de no serlo, determine la temperatura mínima a partir de la cual la reacción se vuelve espontánea, indicando claramente el razonamiento seguido. (0,5 puntos)

1.2. Sabiendo que el potencial estándar $E^\circ$ de la electrólisis del agua $\text{H}_2\text{O}_{(l)} \rightarrow \text{H}_{2(g)} + \tfrac{1}{2}\text{O}_{2(g)}$ es -1,23 V, diseñe una pila (celda galvánica) que pudiera proporcionar la energía necesaria para llevar a cabo este proceso, escogiendo para este fin los materiales y reactivos que considere necesarios de entre los que se indican a continuación. Puede bien describir el diseño de la pila o bien hacer un dibujo de la misma indicando claramente los componentes. Escriba las semirreacciones implicadas, el sentido del flujo de los electrones y la justificación termodinámica del funcionamiento de la pila. (2,0 puntos)

Material: dos vasos de precipitados, dos matraces aforados, una lámpara, un voltímetro, un tubo de vidrio en forma de U, pinzas de cocodrilo, cable conductor, algodón, un embudo cónico y una bureta.

Reactivos: placas de cobre y de manganeso, disolución de NaCl, disolución de sulfato de cobre(II), disolución de sulfato de manganeso(II), hexano y acetona.

Datos: $E^\circ(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}) = +0{,}34\ \mathrm{V}$ y $E^\circ(\text{Mn}^{2+}/\text{Mn}) = -1{,}18\ \mathrm{V}$

$\textbf{1.1. Sabiendo que para el proceso de electrólisis del agua el valor de la entalpía es } \boldsymbol{\Delta H_R^0 = 285 \cdot 10^3\ \mathrm{J/mol}} \textbf{ y el de la entropía } \boldsymbol{\Delta S_R^0 = 163\ \mathrm{J/(mol\cdot K)}} \textbf{, analice razonadamente si a temperatura ambiente (25 °C) el proceso será espontáneo y, en caso de no serlo, determine la temperatura mínima a partir de la cual la reacción se vuelve espontánea. (0,5 puntos)}$

El criterio de espontaneidad a presión y temperatura constantes es el signo de la energía de Gibbs, que se obtiene combinando la entalpía y la entropía:

$\Delta G = \Delta H - T\,\Delta S$

A 25 °C, es decir, a $T = 298$ K:

$\Delta G = 285 \cdot 10^{3} - 298 \cdot 163 = 285\,000 - 48\,574$

$\Delta G = 2{,}36 \cdot 10^{5}\ \mathrm{J/mol} > 0$

Al salir positiva, la electrólisis del agua $\textbf{no es espontánea}$ a temperatura ambiente. Era previsible: el proceso es fuertemente endotérmico y solo el término entrópico juega a favor, porque de un líquido se obtienen dos gases y el desorden aumenta.

Como $\Delta H > 0$ y $\Delta S > 0$, el término $-T\,\Delta S$ crece en valor absoluto al calentar, de modo que existe una temperatura a partir de la cual $\Delta G$ cambia de signo. La temperatura mínima es la que anula la energía de Gibbs:

$\Delta G = 0 \quad \Rightarrow \quad T = \dfrac{\Delta H}{\Delta S}$

$T = \dfrac{285 \cdot 10^{3}}{163} = 1748\ \mathrm{K}$

Por encima de unos 1748 K (aproximadamente 1475 °C) la descomposición térmica del agua sería espontánea. Es una temperatura inalcanzable en la práctica industrial, y por eso el hidrógeno se obtiene forzando el proceso con energía eléctrica en lugar de con calor.

$\textbf{1.2. Sabiendo que el potencial estándar } \boldsymbol{E^\circ} \textbf{ de la electrólisis del agua es } \boldsymbol{-1{,}23\ \mathrm{V}} \textbf{, diseñe una pila (celda galvánica) que pudiera proporcionar la energía necesaria para llevar a cabo este proceso. Escriba las semirreacciones implicadas, el sentido del flujo de los electrones y la justificación termodinámica del funcionamiento de la pila. (2,0 puntos)}$

El proceso a alimentar tiene un potencial de $-1{,}23$ V, así que la pila debe suministrar una fuerza electromotriz $\textbf{mayor que 1,23 V}$. De los dos pares disponibles, se elige como cátodo el de mayor potencial de reducción y como ánodo el de menor, que es la forma de hacer la fem lo más grande posible:

$E^0_{\text{pila}} = E^0_{\text{cátodo}} - E^0_{\text{ánodo}} = (+0{,}34) - (-1{,}18) = +1{,}52\ \mathrm{V}$

Como $1{,}52 > 1{,}23$, la pila puede mover el proceso.

Semirreacción de oxidación, en el ánodo (polo negativo), donde se consume la placa de manganeso:

$\mathrm{Mn(s)} \rightarrow \mathrm{Mn^{2+}(ac)} + 2\,e^- \qquad E^0 = -1{,}18\ \mathrm{V}$

Semirreacción de reducción, en el cátodo (polo positivo), donde se deposita cobre sobre la placa:

$\mathrm{Cu^{2+}(ac)} + 2\,e^- \rightarrow \mathrm{Cu(s)} \qquad E^0 = +0{,}34\ \mathrm{V}$

Las dos intercambian dos electrones, así que se suman directamente. Reacción global:

$\mathrm{Mn(s)} + \mathrm{Cu^{2+}(ac)} \rightarrow \mathrm{Mn^{2+}(ac)} + \mathrm{Cu(s)}$

$\textbf{Montaje.}$ Se describe con el material de la lista:

i) Dos $\textbf{vasos de precipitados}$, uno con la disolución de sulfato de manganeso(II) y otro con la de sulfato de cobre(II). Cada uno es una semicelda, y cada disolución tiene que contener el catión del metal que se sumerge en ella.

ii) En el primero, la $\textbf{placa de manganeso}$; en el segundo, la $\textbf{placa de cobre}$.

iii) El $\textbf{tubo de vidrio en forma de U}$ relleno de disolución de NaCl y tapado en los extremos con $\textbf{algodón}$ hace de puente salino, con un extremo en cada vaso. Cierra el circuito y mantiene la electroneutralidad de las dos disoluciones: los aniones $\mathrm{Cl^-}$ migran hacia el ánodo, donde se acumula carga positiva, y los cationes $\mathrm{Na^+}$ hacia el cátodo.

iv) Las dos placas se unen con el $\textbf{cable conductor}$ y las $\textbf{pinzas de cocodrilo}$, intercalando el $\textbf{voltímetro}$ para medir la fem.

No se usan los matraces aforados, la bureta ni el embudo, que sirven para preparar y medir disoluciones y no para montar la pila. La lámpara tampoco: consumiría en el circuito la energía que se quiere destinar a la electrólisis. El hexano y la acetona son disolventes orgánicos, no conducen la corriente y no tienen ningún papel aquí.

$\textbf{Sentido del flujo de electrones.}$ Los electrones salen del manganeso, que se oxida, recorren el cable y llegan al cobre, donde reducen a los iones $\mathrm{Cu^{2+}}$. Es decir, del ánodo al cátodo por el circuito exterior, o lo que es lo mismo, $\textbf{de la placa de manganeso a la de cobre}$. Dentro de la disolución la corriente la transportan los iones a través del puente salino.

$\textbf{Justificación termodinámica.}$ El trabajo eléctrico máximo que puede dar la pila es la variación de energía de Gibbs de su reacción, con $n = 2$ electrones:

$\Delta G^0_{\text{pila}} = -n\,F\,E^0_{\text{pila}} = -2 \cdot 96\,485 \cdot 1{,}52$

$\Delta G^0_{\text{pila}} = -2{,}93 \cdot 10^{5}\ \mathrm{J/mol} < 0$

Negativa, luego la reacción de la pila es espontánea y libera esa energía. La electrólisis, en cambio, necesita recibirla; su coste, también con dos electrones por molécula de agua, es:

$\Delta G^0_{\text{electrólisis}} = -n\,F\,E^0 = -2 \cdot 96\,485 \cdot (-1{,}23) = +2{,}37 \cdot 10^{5}\ \mathrm{J/mol} > 0$

Como $2{,}93 \cdot 10^{5} > 2{,}37 \cdot 10^{5}$, la pila libera más energía de la que exige la descomposición del agua y el conjunto de los dos procesos acoplados tiene $\Delta G < 0$: la pila puede alimentar la electrólisis.

Conviene fijarse en que ese coste de $2{,}37 \cdot 10^{5}$ J/mol coincide con la energía de Gibbs que se obtuvo en el apartado 1.1 por la vía térmica, $2{,}36 \cdot 10^{5}$ J/mol. Los dos caminos, el termoquímico y el electroquímico, describen el mismo proceso y tienen que dar lo mismo.