El documento explica cómo la fenolftaleína se usa para detectar cambios de pH al identificar reacciones químicas mediante cambios de color. Define oxidación, reducción, agentes oxidantes y reductores, y describe dos tipos de reacciones redox: espontáneas como las pilas voltaicas y no espontáneas como la electrólisis. Finalmente, introduce la ecuación de Nernst para calcular potenciales de electrodo bajo diferentes concentraciones.

1. Fundamentación Teórica
La Fenolftaleína nos sirve para detectar el cambio de pH y por lo tanto identificar la reacción química provocada por el paso de la corriente eléctrica. Los cambios de color están dados por los rangos de pH en el cual es utilizada y son descriptos mediante las siguientes ecuaciones químicas:
De medio neutro a medio básico: H2 Fenolftaleína + 2 OH- ↔ Fenolftaleína2- + 2 H2O Incoloro → Rosa a violeta
De medio básico a medio muy ácido: Fenolftaleína2- + OH- ↔ Fenolftaleína (OH) 3- Rosa → Incoloro
De medio básico a medio neutro o ácido: Fenolftaleína2- + 2 H+ ↔ H2 Fenolftaleína Rosa → Incoloro
De medio neutro o ácido a medio muy ácido: H2 Fenolftaleína + H+ ↔ H3 Fenolftaleína+ Incoloro → Naranja
Definición de oxidación y reducción
El término OXIDACIÓN comenzó a usarse para indicar que un compuesto incrementaba la proporción de átomos de Oxígeno. Igualmente, se utilizó el término de REDUCCIÓN para indicar una disminución en la proporción de oxígeno. Actualmente, ambos conceptos no van ligados a la mayor o menor presencia de Oxígeno y se utilizan las siguientes definiciones:
 OXIDACIÓN: Perdida de electrones (aumento en el número de oxidación).
 REDUCCIÓN: Ganancia de electrones (disminución en el número de oxidación).
Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente una reducción.
Cada una de estas reacciones se denomina semirreacción.

2. Oxidantes y Reductores
• AGENTE OXIDANTE: Es la sustancia capaz de oxidar a otra, con lo que ésta se
reduce.
• AGENTE REDUCTOR: Es la sustancia capaz de reducir a otra, con lo que ésta se
oxida.
Ejemplo:
Zn + 2 Ag+ → Zn2+ + 2Ag
Zn (reductor) → Zn2+ + 2e- (oxidación)
Ag+ (oxidante) + 1e- → Ag (Reducción)
Tipos de Reacciones Rédox
o Reacciones espontáneas: Se produce energía eléctrica a partir de la energía liberada en una reacción química (Pilas voltaicas)
Ejemplo:
Si introducimos un electrodo de cobre en una disolución de AgNO3, de manera espontánea
el cobre se oxidará pasando a la disolución como Cu2+, mientras que la Ag+ de la misma se reducirá pasando a ser plata metálica:
a) Cu → Cu2+ + 2e- (oxidación)
b) Ag+ + 1e- → Ag (reducción)
Pilas Voltaicas (células)
Si se introduce una barra de Zn en una disolución de CuSO4 (Cu2+ + SO42-) se producirá espontáneamente la siguiente reacción:
Cu2+ (aq) + Zn (s) → Cu (s) + Zn2+ (aq)
El Zn se oxida (pierde electrones) y el Cu2+ se reduce (gana electrones).
Si hacemos que las reacciones de oxidación y reducción se produzcan en recipientes separados (semiceldas), y las conectamos ente sí para que los electrones perdidos en
la oxidación del Zn circulen por el exterior y sean los que producen la reducción del Cu2+ a Cu, tendremos una pila, puesto que la circulación de electrones es precisamente la corriente eléctrica.

3. Tipos de electrodos
Se llama así a cada barra metálica sumergida en una disolución del mismo metal. En una pila hay dos electrodos:
• Ánodo: Se lleva a cabo la oxidación (allí van los aniones). En el ejemplo anterior
sería el electrodo de Zn.
• Cátodo: Se lleva a cabo la reducción (allí van los cationes). En el ejemplo anterior sería el
electrodo de Cu.
Las pilas producen una diferencia de potencial (ΔEpila) que puede considerarse como la diferencia entre los potenciales de reducción de los dos electrodos que la conforman:
ΔE pila = Ecátodo − Eánodo
Consideramos que cada semirreacción de reducción viene dada por un potencial de reducción. Como en el cátodo se produce la reducción, en todas las pilas Ecátodo > Eánodo.
Cada pareja de sustancia oxidante-reductora tendrá una mayor o menor tendencia a estar en su forma oxidada o reducida. El que se encuentre en una u otra forma dependerá de la otra pareja de sustancia oxidante-reductora.
¿Qué especie se reducirá? Sencillamente la que tenga un mayor potencial de reducción.
o Reacciones no espontáneas: Se producen sustancias químicas a partir de energía eléctrica suministrada (Electrólisis)
Electrólisis
Cuando la reacción rédox no es espontánea en un sentido, podrá suceder si desde el exterior se suministran los electrones.
Electrólisis de una solución de cloruro de sodio:

4. Una disolución de cloruro de sodio contiene las especies Na+ , Cl- y los iones hidrógeno (H+ ) e hidroxilo (OH- ) provenientes del agua. Las posibles ecuaciones químicas de la electrolisis del cloruro de sodio en disolución son:
A la vista de los potenciales de oxidación (en el ánodo) y de reducción (en el cátodo), queda claro que los aniones cloruro tienen más tendencia que el agua a oxidarse, y que el agua tiene más tendencia a reducirse que el catión sodio, por lo que la reacción global resultante es la que produce hidrógeno y cloro gaseoso:
2 Cl- (aq) + H+ (aq) —> Cl2 (g) + H2 (g)
Ecuación de Nernst
La Ecuación de Nernst expresa la relación cuantitativa entre el potencial rédox estándar de un par rédox determinado, su potencial observado y la proporción de concentraciones entre el donador de electrones y el aceptor. Cuando las condiciones de concentración y de presión no son las estándar (1 M, 1at y 298 K), se puede calcular el potencial de electrodo mediante la Ecuación de Nernst. Se llama así en honor al científico alemán Walther Nernst, que fue quien la formuló en 1889. El potencial de electrodo de un par rédox varía con las actividades de las formas reducida y oxidada del par, en el sentido de que todo aumento de la actividad del oxidante hace aumentar el valor del potencial, y viceversa.
La ecuación de Nernst se presenta como:
E° es el potencial redox estándar a pH = 7.0 (los potenciales se encuentran tabulados para diferentes reacciones de reducción. La temperatura es 298 K y todas las concentraciones se encuentran a 1.0 M, R=8.314 J/mol K, es la constante de los gases)
E es el potencial corregido del electrodo.
T es la temperatura absoluta en °K.

5. n es el número de e- transferidos.
F es la constante de Faraday; F=23,062 cal/V= 96,406 J/V.
Para una reacción:
La ecuación es:
Donde [C] y [D] ([A] y [B]) son las presiones parciales y/o concentraciones molares en reacción. Los exponentes son la cantidad de moles de cada sustancia implicada en la reacción (coeficientes estequiométricos). A las sustancias en estado sólido se les asigna concentración unitaria, por lo que no aparecen en Q.