8H
+
(ac)
+MnO
4
-
(ac)
+5Fe
2+
(ac)
Mn
2+
(ac)
+ 5Fe
3+
(ac)
+ 4H
2
O
(l)
En esta reacción, el Fe
2+
se oxida y el Mn
7+
se reduce; hay una transferencia de
electrones del Fe
2+
(el agente reductor) al MnO
4
-
(el agente oxidante).
Resulta útil dividir las reacciones redox en semi-reacciones, una para la oxidación y otra
para la reducción. En la reacción anterior, las semi-reacciones son:
Reducción: Mn
7+
+ 5e
-
Mn
2+
Oxidación: Fe
2+
Fe
3+
+ e
-
Cuando el MnO
4
-
y el Fe
2+
se encuentran en una misma disolución, los electrones se
transfieren de manera directa al chocar los reactivos. En estas condiciones no se obtiene
ningún trabajo útil de la energía producida por esta reacción. La energía producida se
libera en forma de calor. Para aprovechar esta energía, la clave es separar físicamente
los agentes oxidante y reductor, haciendo que la transferencia de electrones se realice a
través de un alambre. La energía producida, debido al flujo de electrones, puede hacerse
pasar entonces por un aparato como, por ejemplo, un motor eléctrico y transformarse en
trabajo útil.
Celdas electroquímicas
Considerar el sistema que se muestra en la Figura 2a. En este aparato no se crea un flujo
sostenido de electrones, debido a que en los dos compartimientos se acumula la carga y
la corriente no fluye. Este problema se resuelve conectando un puente salino (un tubo en
forma de “U” que se llena con un electrolito, Figura 2b, el cual genera un flujo de iones, sin
que se mezclen las dos disoluciones y hace que la carga eléctrica neta en cada
compartimiento sea cero).
Al dispositivo de la Figura 2b se le conoce como
celda galvánica
: dispositivo en el que la
energía química se transforma en energía eléctrica.
