Poder Reductor

Una reacción de oxidación‑reducción o redox se caracteriza por presentar una especie química que cede electrones y otra que los capta. La especie que cede electrones se oxida, pasando a un estado de oxidación superior, y la que los capta se reduce. De esta forma, la especie que cede electrones actúa como agente reductor y, paralelamente, la especie que capta electrones actúa como agente oxidante. Estas reacciones se pueden generalizar como sigue:

          A + e^‑ -> A^‑                     Reducción de A -> A es un agente oxidante

          B -> B⁺ + e^‑                    Oxidación de B -> B es un agente reductor

        

        A + B -> A^‑ + B⁺                 REACCION REDOX

Los metales actúan en general como reductores pues pueden perder electrones pasando al estado de catión. Por ejemplo: Zn -> Zn²⁺ + 2e^‑. La capacidad para perder electrones y pasar al estado de catión es diferente según cual sea el metal. Dicha capacidad se dice que es su poder reductor. De esta forma, comparando unos metales con otros se puede establecer una escala o gradación en su poder reductor.

En una celda galvánica, constituida por dos electrodos sumergidos en un electrolito y unidos externamente por un conductor metálico, el electrodo en el que tiene lugar la oxidación se llama ánodo, y posee menor potencial. El electrodo en el que tiene lugar la reducción se llama cátodo y posee mayor potencial. La fuerza electromotriz de una celda de este tipo se define como:

E = E_cátodo - E_ánodo

El voltaje o diferencia de potencial en la pila dependerá de la corriente que circula por el circuito externo. Se define como fuerza electromotriz el voltaje cuando la corriente externa tiene a cero. Puesto que el voltímetro se caracteriza por una resistencia interna relativamente alta, se puede aceptar generalmente que el voltaje con un multímetro es igual a la fuerza electromotriz.

La fuerza electromotriz de una pila depende tanto de la naturaleza de los sistemas redox involucrados como de su concentración, y además depende de la temperatura a la que tenga lugar la reacción. La termodinámica proporciona las relaciones que ligan las diferentes variables para un sistema en equilibrio, permitiendo predecir qué reacciones tendrá lugar de forma espontánea:

ΔG = -nFE

donde n es el número de electrones intercambiados en el proceso redox y F la constante de Faraday (96485 C/mol). Si ΔG<0 el proceso será espontáneo. 

¿Cómo es posible aplicar todos estos conceptos en casa? 

Gracias a una reacción redox, es decir, de reducción-oxidación, a través de una patata, un tornillo y una moneda. 

En este caso el agente reductor será el tornillo, que cede electrones al agente oxidante, que en este caso es la moneda. Esta reacción ocurre gracias al jugo de la patata, que actuará de electrolito favoreciendo el traspaso de electrones. Y así es como conseguiremos generar la energía suficiente para encender un reloj.

¿Cómo hacerlo?

Una vez lavadas las patatas, lo primero que tenemos que hacer es introducir en cada una un tornillo y una moneda, de forma que sobresalga la mitad. Es muy importante que en ningún momento lleguen a tocarse. En esta pila improvisada, el tornillo será el lado positivo y la moneda será el lado negativo.

Si tenemos un multímetro, podremos comprobar que cada patata da un voltaje de aproximadamente 0,9. Como la pila del reloj será de 1,5 v, lo único que tenemos que hacer para conseguir encender el reloj con patatas es conectar las dos en serie para que sumen su voltaje. Para ello, conectamos uno de los cables al tornillo de una patata y a la moneda de la otra, otro que vaya del tornillo restante al lado negativo del reloj y el tercero, de la moneda que queda al lado positivo de la pila del reloj. Para fijar los cables a los lados positivo y negativo del reloj podemos poner  cinta aislante.

¡Y ya está! Nuestro reloj digital debería funcionar perfectamente con la única ayuda de estas dos patatas, ¡sin pilas!

¡Espero que os haya gustado y podáis repasar los conceptos de oxidación-reducción que estamos tratando ahora mismo en clase!