⚛️Problemas redox de la PAU y PCE que debes saber resolver, explicados paso a paso⚗️⚗️

Índice del post:

• Resumen sobre redox (en otro post)
• Selección de problemas de Ajuste en medio ácido 🎥
• Selección de problemas de Ajuste en presencia de peróxidos🎥
• Selección de problemas de Ajuste en medio básico🎥
• Selección de ejercicios de pilas galvánicas🎥
• Selección de problemas de electrólisis🎥

Si estás preparando la PAU o la PCE, seguro que ya te has topado con esos problemas redox que, a primera vista, parecen imposibles: ajustar reacciones en medio ácido o básico, identificar quién se oxida y quién se reduce, calcular masas o volúmenes a partir de una valoración… y todo eso sin perderte por el camino.

Y claro, cuando además entran en juego números de oxidación, semirreacciones o relaciones estequiométricas que no son tan evidentes, es normal que surjan dudas. Sabemos que esta parte suele atragantarse bastante, así que hemos reunido algunos de los problemas redox más importantes y más típicos de PAU y PCE para que puedas practicar justo lo que de verdad te pueden preguntar.

Con estos ejercicios, aprenderás a ajustar reacciones redox correctamente, detectar los errores más frecuentes y resolver este tipo de problemas con más lógica y menos agobio. ¡Vamos a por ello!

Antes de empezar… ¿Necesitas repasar?

Si aún tienes dudas sobre los conceptos fundamentales sobre la transferencia de electrones, primero revisa nuestro post con la teoría y trucos esenciales:

📚 ➡️ Ver resumen completo sobre redox📚

🧪 Problemas clave de redox en PAU y PCE

A continuación, encontrarás una selección de problemas imprescindibles de redox. Te explicaremos el enfoque de cada uno y luego podrás ver la resolución en vídeo.

Ajuste en medio ácido

Te proponemos una serie de problemas de ajuste redox en medio ácido que suelen dar más guerra que los típicos. Intenta hacerlos primero por tu cuenta y, después, comprueba si te salen igual. Si te atascas, en el vídeo verás el procedimiento paso a paso.

Fíjate especialmente en algunos errores muy frecuentes:

• Al pasar de ecuación molecular a iónica, en compuestos como (NH₄)₂SO₄ es fundamental respetar bien los subíndices. Si en la ecuación iónica necesitas poner 1 mol de NH₄⁺, puedes resolverlo usando un coeficiente 1/2 delante de (NH₄)₂SO₄.
• Si aparecen dos ácidos, los H⁺ no se “reparten” al azar: se añaden solo donde hagan falta. Normalmente habrá alguna otra especie de la reacción que te indicará cuántos moles debe aportar uno de los ácidos, y los protones restantes corresponderán al otro.
• También conviene seguir siempre el orden correcto: primero ajusta las masas, después el O con H₂O, luego el H con H⁺ y, por último, la carga con e⁻. Por ejemplo, si una semirreacción es Cr₂O₇²⁻ → Cr²⁺, antes de pensar en los electrones tienes que ajustar el cromo y escribir 2 Cr²⁺. Ese paso cambia directamente el número de electrones que habrá que añadir.
• Ojo: a veces una misma especie puede oxidarse y reducirse a la vez, así que no siempre intervienen dos especies distintas. En uno de los problemas que te proponemos tienes un ejemplo de este caso.
• Y, por supuesto, no olvides revisar la carga final de dos formas distintas. Ese doble check es clave: por un lado, comprobando los electrones intercambiados y, por otro, revisando que las cargas netas coincidan en ambos lados.
• Si te aparecen especies repetidas en reactivos y productos, recuerda cancelar las que sobren.

Ajuste con peróxidos

Te proponemos ahora varios ejercicios de ajuste redox con peróxidos, porque suelen dar más problemas de lo normal. Antes de ver la resolución, intenta hacerlos por tu cuenta y comprueba después si te salen igual. Y, si te atascas, en el vídeo puedes ver el procedimiento paso a paso.

En este tipo de ejercicios hay un error muy frecuente: como aparecen varias especies y varios oxígenos, muchas veces parece que cambian más especies de las que realmente intervienen en el proceso redox. Para identificar cuáles sí participan, recuerda esta idea clave: en toda reacción redox tiene que haber una especie que se oxide y otra que se reduzca. Por eso, si una posible interpretación no encaja en ese intercambio, esa opción se descarta.

Con los peróxidos hay que ir con especial cuidado, porque el oxígeno en H₂O₂ tiene número de oxidación -1, y eso suele llevar a confusión. Muchas veces será precisamente el H₂O₂ la especie que actúe en la reacción, pudiendo oxidarse a O₂ o reducirse a H₂O según el caso. Por eso, no todos los oxígenos que aparecen en el ejercicio cambian ni se comportan igual: antes de decidir qué especie se oxida y cuál se reduce, conviene comprobar bien el número de oxidación del oxígeno en cada compuesto.

Ajuste en medio básico

Te proponemos ahora varios ejercicios de ajuste redox en medio básico, porque también suelen dar bastante guerra. Antes de ver la resolución, intenta hacerlos por tu cuenta y comprueba después si te salen igual. Y, si te atascas, en el vídeo puedes ver el procedimiento paso a paso.

Lo primero es saber reconocer que estás en medio básico. Normalmente lo verás porque en la reacción aparecen OH⁻, hidróxidos o una base como reactivo o como medio de reacción, como por ejemplo NaOH, KOH o Ca(OH)₂. Identificar bien esto desde el principio es importante, porque el ajuste no se hace igual que en medio ácido.

En estos ejercicios conviene recordar una idea clave: en medio básico, el O se ajusta añadiendo H₂O en el lado que tiene exceso de oxígenos, y después el H se ajusta con OH⁻ en el lado contrario.

Otro error muy frecuente es lanzarse a poner H₂O y OH⁻ demasiado pronto. Lo más seguro es seguir siempre el orden: primero ajustar los elementos que cambian de número de oxidación, después el oxígeno, luego el hidrógeno y, al final, la carga con e⁻. Y, por supuesto, cuando sumes las semirreacciones, no olvides cancelar las especies que aparezcan en ambos lados.

Una vez controlado el ajuste redox, vamos con otro bloque muy típico de examen: las pilas galvánicas.

Ejercicios de pilas galvánicas imprescindibles

Te proponemos ahora varios problemas de pilas que consideramos de los más complejos de los últimos años. Antes de ver la resolución, intenta hacerlos por tu cuenta y comprueba después si te salen igual. Y, si te atascas, en el vídeo verás el procedimiento paso a paso.

Para no equivocarte, nosotras te recomendamos ordenar los potenciales de reducción de menor a mayor. Así verás más fácilmente que la especie con el valor más alto será la que tenga mayor tendencia a reducirse, mientras que la otra actuará en sentido contrario, es decir, se oxidará. Recuerda además que los potenciales que te dan en la tabla están escritos en sentido de reducción, aunque luego en la pila una de las semirreacciones tenga que invertirse.

Otro error muy frecuente es cambiar el signo al multiplicar una semirreacción. Aunque tengas que multiplicarla para igualar electrones, el potencial no se multiplica: solo se multiplica la ecuación química. Para calcular la fuerza electromotriz de la pila, lo importante es aplicar bien la relación entre el potencial de reducción del cátodo y el del ánodo.

También conviene tener claras dos ideas básicas que evitan muchos fallos: en el ánodo siempre hay oxidación y en el cátodo siempre hay reducción, y en una pila galvánica los electrones fluyen del ánodo al cátodo porque la reacción global es espontánea. Si al final te sale un E°celda negativo, eso suele indicar que has intercambiado las semirreacciones o que has elegido mal qué especie se reduce.

Otro detalle importante es no confundir la fuerza del oxidante y del reductor. Las especies con potenciales de reducción más positivos suelen comportarse como mejores agentes oxidantes, mientras que las formas reducidas asociadas a potenciales más negativos suelen actuar como mejores agentes reductores. Esta idea ayuda mucho cuando el ejercicio te pide decidir si una reacción será espontánea o no sin hacer todavía toda la pila.

Y para terminar, pasamos a la electrólisis, donde además del razonamiento químico entran en juego cálculos con carga, intensidad y tiempo.

Electrólisis y leyes de Faraday

Te proponemos ahora un problema de electrólisis y leyes de Faraday. Antes de ver la resolución, intenta hacerlo por tu cuenta y comprueba después si te sale igual. Y, si te atascas, en el vídeo puedes ver el procedimiento paso a paso.

En este tipo de ejercicios, uno de los errores más frecuentes es no relacionar bien la intensidad, el tiempo y la carga. Recuerda que la carga total se calcula con Q = I·t, y que 1 A = 1 C·s⁻¹, así que conviene revisar siempre bien las unidades antes de empezar. Después, esa carga se transforma en moles de electrones usando la constante de Faraday, F = 96485 C·mol⁻¹.

Otro fallo muy típico es pasar demasiado rápido de los electrones a la sustancia formada. Antes de calcular masas, volúmenes o moles, hay que fijarse en cuántos electrones intercambia la semirreacción del electrodo. Ese paso es el que conecta la carga eléctrica con la estequiometría del problema.

También conviene recordar que en electrólisis sigue cumpliéndose lo mismo que en el resto de ejercicios redox: en el cátodo siempre hay reducción y en el ánodo siempre hay oxidación. Identificar bien qué especie se descarga en cada electrodo evita muchos errores, sobre todo cuando compiten varias especies en disolución.

Más problemas para practicar REDOX

Esta ha sido solo una pequeña muestra de los problemas redox que no te puedes perder, pero en nuestro canal tienes muchos más ejercicios resueltos en vídeo. Así que, si te has quedado con ganas de más, ve a nuestras listas de reproducción y sigue practicando sin parar.

🎯 Conclusión: ¿Te ha resultado útil este post?

Esperamos que esta selección de problemas clave de redox te haya ayudado a comprender mejor este tema fundamental para la PAU y la PCE. Sabemos que algunos ejercicios pueden ser un reto, pero con práctica y una buena estrategia, nada te pillará por sorpresa en el examen.

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