Dados: Eo = 1.1 V (potencial estándar de la celda) n = 2 (número de electrones transferidos) R = 8.314 J/mol·K T = 298 K (25°C) F = 96500 C/mol [Cu2+] = 5.0 mol/L [Zn2+] = 0.050 mol/L Q = [Cu2+][Zn2+]/[Cu][Zn]2 = (5.0 mol/L)(0.050 mol/L)/1·1 = 0.25 E = Eo + (RT/nF) lnQ E =

1. ELECTROQUÍMICA

2.  Hay un tipo de reacciones químicas donde la
electricidad forma parte fundamental, en ellas está
estrechamente relacionadas la energía eléctrica y la
energía química. La rama de la química encargada de
estudiar estas relaciones se llama electroquímica, las
reacciones que ocurren son reacciones de oxido-
reducción o comúnmente llamadas reacciones
REDOX donde está involucrado un cambio en el
número de electrones asociado a un átomo
determinado cuando éste se transforma desde un
estado inicial a otro final.

3.  Cada elemento químico tiene la capacidad de aceptar o
ceder electrones para formar compuestos; esta capacidad se
denomina estado de oxidación. Es un número entero
positivo o negativo que representa el número de electrones
que un átomo pone en juego cuando forma un enlace
determinado.
Aumenta si el átomo pierde electrones.
Disminuye cuando el átomo gana electrones.

4. Se asigna con base en ciertas reglas:
 El Nº de oxidación de un elemento sin combinar es cero.
 El Nº de oxidación del hidrógeno en los compuestos que forma es +1, con
excepción de los hidruros metálicos donde es –1.
 El Nº de oxidación del oxígeno es –2, excepto en los peróxidos que es –1
La suma algebraica del nº de oxidación de todos los elementos presentes en la
fórmula de un compuesto neutro es igual a cero.
 El Nº de oxidación de un ión monoatómico se considera igual a su carga iónica.
 La suma algebraica de los Nº de oxidación de todos los átomos que se encuentran
en un ión poli-atómico es igual a su carga iónica.

5.  Determine el número de oxidación del N en el compuesto HNO3
+1 + X + -2 = 0
H N O3
1x1 + Xx1 + (-2)x3 = 0
1 + X -6=0
X=6-1
X=+5
 Determine el número de oxidación del Cr en el ión Cr2O7=
X + -2 = -2
Cr2 O7
X x 2 + (-2)x7 = -2
2X -14= -2
X=12/2
X=+6

6. Cuando tenemos una reacción química donde se dan cambios
en los estados de oxidación de los elementos presentes,
estamos en presencia de una reacción de óxido-reducción
OXIDACIÓN:
Es una reacción química donde una
especie cede electrones y por tanto
aumenta su estado de oxidación.
REDUCCIÓN:
Es la reacción química opuesta a la
oxidación, es decir una reacción
química donde una especie gana
electrones y por tanto disminuye su
estado de oxidación.

7. AGENTE OXIDANTE
• Ganancia de electrones
• Disminución del número de oxidación
AGENTE REDUCTOR
• Perdida de electrones
• Aumento del número de oxidación
Se oxida: Agente Reductor
Se reduce: Agente Oxidante

8. +2e-
-2e-
Se oxida: Agente Reductor
Se reduce: Agente Oxidante
Semireacciones 432
210

9.  Así como todas las ecuaciones químicas, las reacciones de
óxido-reducción deben estar balanceadas, la diferencia es
que ahora tenemos además de los elementos sus cargas,
entonces las ecuaciones deben balancearse tanto en
número de átomos como en cargas. El número total de
electrones perdidos en el proceso de oxidación debe ser
igual al número total de electrones ganados durante la
reducción. Para balancear una ecuación REDOX,
generalmente se usan dos métodos; el método de ión
electrón o de las semireacciones y el método del cambio en
número de oxidación.

10.  Se utiliza tanto en medio ácido como el medio básico
Es más
sistemático y
conduce a menos
errores.
ÁCIDO
• Para ajustar O
• Añadir H2O
• Para ajustar H
• Añadir 2H+
BÁSICO
• Para ajustar O
• Añadir 2OH- en el lado donde se necesitan
• Para ajustar H
• Añadir H2O la mitad de lo que se agregó de OH-

11. Se oxida: Agente Reductor
Se reduce: Agente Oxidante
0 1 2 3 4 5
-5e-
2 3 4 5
+3e-
 Semireacciones

12.  Balance atómico
 Balance eléctrico

13.  Igualación
 Sumatoria
Forma
Iónica
Forma
Molecular

14. Se oxida: Agente Reductor
Se reduce: Agente Oxidante
4 5 6 7
+3e-
3 4 5
-2e-

15.  Balance atómico
 Balance eléctrico

16.  Igualación
 Sumatoria

17. Estudia los cambios químicos que se producen por una corriente eléctrica y la
generación de electricidad mediante reacciones químicas. Es por ello, que el
campo de la electroquímica ha sido dividido en dos grandes secciones:
 La primera de ellas es la electrolisis, la cual se refiere a las reacciones químicas
que se producen por acción de una corriente eléctrica.
 La segunda se refiere a aquellas reacciones químicas que generan una corriente
eléctrica, este proceso se lleva a cabo en una celda o pila galvánica.

18.  Son aquellas en las cuales la energía eléctrica que
procede de una fuente externa provoca reacciones
químicas no espontáneas. Las celdas electrolíticas
constan de un recipiente para el material de reacción,
dos electrodos sumergidos dentro de dicho material y
conectados a una fuente de corriente directa.
Ánodo
(aquí se
efectúa la
oxidación)
Cátodo
(aquí se
efectúa la
reducción)

19.  Cuando en una reacción química se aplica una diferencia de potencial (energía
eléctrica) y se disocian sus especies, a este proceso se le denomina electrolisis.
Michael Faraday, físico y químico inglés es conocido como el padre de la
electroquímica y fue el que promulgó las dos leyes de la electrolisis en 1833 que
llevan su nombre:
Segunda Ley de Faraday: “Si se aplica la
misma cantidad de electricidad a varias
sustancias para su electrolisis la masa que se
obtiene va a ser proporcional a los
equivalentes químicos de cada sustancia.
Primera Ley de Faraday: “La
cantidad total de sustancia
depositada (reducida) en el
cátodo o liberada (oxidada) en el
ánodo durante la electrólisis, es
directamente proporcional a la
cantidad de electricidad que pasa
a través de la celda”.

20.  Calcule la cantidad de aluminio que se producirá en una
celda que recibe una corriente de 25 A durante ½ hora, a
partir de una solución de hidróxido de aluminio, Al(OH)3.

21.  Se hizo pasar una cantidad de carga por una solución de
AgNO3, y se depositó 0.632 g de plata metálica sobre el
cátodo. ¿Cuántos g de Cu se hubiera depositado de una
solución de Cu(NO3)2 con la misma cantidad de carga?

22.  Son aquellas en las cuales las reacciones espontáneas de óxido-
reducción producen energía eléctrica. Las dos mitades de la reacción
redox se encuentran separadas, por lo que la trasferencia de electrones
debe efectuarse a través de un circuito externo. La sustancia oxidante
está separada de la reductora de manera que los electrones deben
atravesar un alambre de la sustancia reductora hacia la oxidante. El
electrodo donde se verifica la oxidación se llama ánodo y el
electrodo donde se verifica la reducción se llama cátodo. La
corriente eléctrica fluye del ánodo hacia el cátodo porque hay una
diferencia de energía potencial entre los electrodos la cual se mide en
forma experimental con un voltímetro, donde la lectura es el voltaje de
la celda.

23. ELECTRODO
• El electrodo es un conductor en cuya superficie se
realiza la transferencia de electrones hacia o desde la
solución (electrolito) en que está sumergido.
ELECTROLITO
• El electrolito es una sustancia que en disolución da
lugar a la formación de iones, permitiendo el paso de la
energía eléctrica. El electrolito cumple el papel de cerrar
el circuito de corriente, así la carga puede dar toda la
vuelta al circuito y se genera corriente, la reacción ocurre
mientras exista una diferencia de potencial ∆E > O y
procede hasta que ∆E = O, es importante destacar que los
portadores de carga en el electrodo (metal) son
electrones, pero los portadores de carga en el electrolito
son los iones.
PUENTE SALINO
• Es la comunicación entre dos soluciones y permite el
movimiento de la corriente en forma de carga iónica.
consiste en un tubo en forma de “U” invertido, que se
llena con un gel que contiene una solución saturada de
sal, que puede ser por ejemplo: NaCl, KCl, KNO3, como
resultado la disolución no se sale cuando se invierte el
tubo, pero los iones de la sal en el gel se pueden mover.
Un puente salino cumple tres funciones: permite el
contacto eléctrico entre las dos soluciones; evita que se
mezclen y reaccionen las soluciones de los electrodos; y
mantiene la neutralidad eléctrica en cada semicelda.

25.  Los electrones fluyen desde el ánodo hasta el cátodo a causa de
una diferencia de energía potencial, que origina el flujo de
corriente entre los electrodos, la cual se representa con la letra E.
Se mide conectando un voltímetro entre los electrodos y se
expresa en voltios (V).
 El signo (fem) indica si una reacción electroquímica puede
operarse espontáneamente (+) o no (-). A mayor tendencia o
potencial de las 2 semireacciones para producirse
espontáneamente, mayor será la fem de la celda, por lo tanto la
fem de la celda se conoce también como potencial de la celda
(Ecelda), es decir, la magnitud del potencial de una ceda mide la
espontaneidad de su reacción redox.

26. Se reducen fácilmente
Se oxidan fácilmente
Fuerzacrecientecomoagentereductor

27.  En condiciones estándar la fem se llama fem estándar o
potencial estándar de celda, y se denota como Eº celda.
Es una medida cuantitativa de la tendencia de los
reactivos en sus estados estándar a formar productos.

28.  Para la celda voltaica de Zn/Zn +2 //Cu +2/Cu determine
el potencial estandar (Eº) y el tipo de celda.
Cu+2 + 2e- Cu (s) Eº=+0,337 V
Zn +2 + 2e- Zn (s) Eº=-0,7628 V
Eº celda = Eº red (cátodo) - Eº red (ánodo)
Eº celda = 0,337V - (-0,7628 V)
Eº celda = 1,1V
Ánodo
Cátodo

29.  Cuando las semireacciones tienen concentraciones (presiones) y/o temperatura
diferentes a las del estado normal (1 mol/L, 1 atm, 25ºC), varía su fem o
potencial. Esta variación viene dada por la ecuación de Nernst, la cual se emplea
para calcular los potenciales de electrodo o potenciales de las celdas para
concentraciones y presiones parciales distintas a los valores del estado estándar.
E: potencial en condiciones no estándar (V)
Eº: potencial estándar (V)
R: constante de los gases: 8.314 J/mol K
T: temperatura absoluta (K)
n: número de moles de electrones transferidos en la reacción
F: Faraday (96500 C)
Q: Cociente de reacción: relación de [ ] o P de productos con
respecto a reactivos

30.  Calcule el potencial en condiciones no estándar (E) para la siguiente reacción:
Sabiendo que las concentraciones de Cu2+ es 5.0 mol/L y [Zn2+] es 0.050 mol/L