Guía Teórica REDOX

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Universidad Nacional Autónoma de Honduras 
Facultad de Ingeniería 
Departamento de Ingeniería Química 
Química Analítica Cuantitativa QQ225 
Seccion 0700 
 
 
Catedrático: Ing. Javier Madrid 
 
Alumnos 
Gissely Yasmín Sánchez Gómez 20152000256 
Adriana Isabel Toledo Escoto 20161001874 
Maryori Nicole Rodriguez Vallejo 20161002637 
Maryori Nicole Rodriguez Vallejo 20161002637 
Celenia Lisbeth Perdomo Cruz 20171002770 
 
Asignación: Guía Teórica REDOX 
 
Fecha:18 de marzo del 2020 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Guía Teórica de Oxidación-Reducción 
 
1. Defina que es oxidación: 
La oxidación es el proceso en que un átomo, ion o molécula, pierde uno o más 
electrones. 
 
2. Defina que es reducción: 
La reducción implica ganancia de uno o más electrones de un átomo, ion o molécula. 
 
3. Defina que es un agente reductor: 
Es una sustancia que pierde uno o más electrones y con ello se oxida. 
 
4. Defina que es un agente oxidante: 
Un agente oxidante gana uno o más electrones y con ello se reduce, o sea que un agente 
oxidante es un receptor de electrones. 
 
5. Usualmente la vitamina C se le promociona como un buen antioxidante, entonces, 
¿Es un agente reductor o un agente oxidante? ¿Se reduce o se oxida en el 
organismo? 
El ácido ascórbico (vitamina C) es un agente reductor y se oxida en el organismo. 
 
6. Defina peso equivalente en una reacción redox: 
El peso equivalente es el peso de la sustancia que proporciona con o es equivalente a 
un átomo gramo o mol de electrones transferidos en la reacción de que se trate. 
 
7. ¿Qué es una semicelda o semicélula? 
Es una estructura que contiene dos electrones metálicos introducidos en una disolución 
electrolítica, o en dos electrolitos diferentes en contacto eléctrico (por ejemplo, en un 
puente salino) 
 
8. Enumere los dos tipos de celdas electroquímicas: 
a. Las celdas voltaicas (galvánicas). La batería acumuladora de plomo y la batería 
común de linterna de mano son ejemplos de esta celda. 
b. Las celdas electrolíticas usan energía eléctrica para forzar a que ocurra una reacción 
química no espontánea, es decir, ir en el sentido opuesto a una celda voltaica, un 
ejemplo de esto es la electrolisis del agua. 
 
9. ¿Cuál produce energía a partir de una reacción química? ¿Cuál requiere una 
reacción química para producir energía? 
En las celdas voltaicas se produce energía eléctrica a partir de una reacción química, 
mientras que en las celdas electrolíticas se necesita energía eléctrica para que ocurra la 
reacción química que no es espontánea. 
 
10. ¿Cuál electrodo es el cátodo? ¿Cuál es el ánodo? 
El electrodo en el que ocurre la oxidación se llama ánodo y en que ocurre la reducción 
se llama cátodo. En una celda se escribe: ánodo/solución/cátodo. 
 
 
 
 
 
11. ¿Para qué sirve el puente salino en una celda electrolítica? 
Un puente salino permite la transferencia de cargas a través de las soluciones, pero evita 
que estas se mezclen. 
 
12. ¿Cómo se redacta la estructura de una celda por convencionalismo? 
Si se restan los potenciales de igual modo las semirreacciones para dar una reacción 
neta, el resultado es el voltaje de la celda que se observará en una celda voltaica. Si este 
voltaje de celda calculado es positivo, la reacción procede como está escrita, si es 
negativo, la reacción tendrá lugar en el sentido opuesto. 
 
13. ¿Cuál es el constituyente del puente salino? 
El puente salino contiene una disolución conductora, como cloruro potásico, que une 
eléctricamente a las dos semicélulas. 
 
14. La IUPAC definió criterios de la teoría redox en una convención, ¿Cuál, dónde y 
en qué año? 
La convención de Gibas de Estocolmo para potenciales de electrodo. Conferencia de la 
Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, en Estocolmo, en 1953. 
 
15. Redacte los dos criterios que resumen lo alcanzado en esta convención. 
a. Cuanto más positivo sea el potencial de electrodo, mayor será la tendencia de la forma 
oxidada a reducirse. En otras palabras, cuanto más positivo sea el potencial de 
electrodo, más fuerte como agente oxidante será la forma oxidada y más 
débil como agente reductor será la forma reducida. 
b. Cuanto más negativo sea el potencial del electrodo, mayor será la tendencia de la 
forma reducida a oxidarse. En otras palabras, cuanto más negativo sea el potencial de 
reducción, la forma oxidada será un agente oxidante más débil y la forma 
reducida será un agente reductor más fuerte. 
 
16. Para la implementación de este convenio, la IUPAC creo las siguientes reglas: 
a. La célula debe representarse mediante un diagrama. 
b. La ecuación ion-electrón que tiene lugar en la semicélula de la derecha debe 
escribirse en primer lugar, en la forma convenida, juntamente con su potencial E. 
c. La ecuación ion electrón de la semicélula de la izquierda debe escribirse en segundo 
lugar, también en la forma convenida y juntamente con su potencial, E. 
d. La segunda ecuación (semicélula de la izquierda) deberá restarse de la primera 
(semicélula de la derecha) transponiendo las sustancias que en ella figuran a 
miembros opuestos de la ecuación para evitar signos negativos en la ecuación final 
que representa la reacción de la célula. 
e. El segundo valor E se restará de primero pata obtener el voltaje de la célula, Ecélula. 
f. El signo (+ o -) de Ecélula es la polaridad del electrodo de la derecha en el diagrama 
de la célula. 
g. Si Ecélula es positivo, la reacción representada por la célula es espontánea en la 
dirección de izquierda a derecha si la ecuación se escribe según la norma d., si Ecélula 
es negativo, la reacción es espontánea de derecha a izquierda. 
 
 
 
 
 
 
17. ¿Quién dedujo una ecuación que relaciona potencial eléctrico y concentración? 
En 1889 Nernst formuló una expresión que relaciona el potencial de una semicélula con 
las concentraciones que contiene. 
 
18. ¿Es la ecuación de Nernst independiente de la temperatura? 
No, el valor en la ecuación de Nernst si varia (o es dependiente) de la temperatura. 
 
19. Más precisamente, en lugar de las concentraciones molares, ¿Qué deberíamos 
considerar en la ecuación de Nernst? 
 En lugar de las concentraciones [Reducida] y [Oxidada] se deben considerar 
exactamente las actividades de las formas reducida y oxidada del sistema implicado en 
la semirreacción. 
 
20. ¿Por qué resulta impráctico calcular el potencial inicial en la valoración de una 
sustancia reducida con un agente oxidante? 
En una disolución, antes de la valoración, inicialmente solo se tiene la concentración 
de la sustancia en su forma reducida, ahora si la concentración de la sustancia oxidada 
tiene un valor de cero, E (el potencial) debería valer menos infinito. Podemos concluir 
que, la sustancia oxidada y el valor de E no quedan definidos de forma exacta es por 
ello que resulta impráctico calcular el potencial inicial. 
Aplicando esta teoría a un ejemplo para una mayor compresión. En una valoración de 
Fe²⁺, inicialmente en la disolución tenemos [Fe²⁺] (forma reducida). Si tomamos que 
[Fe³⁺] (forma oxidada) es cero inicialmente, tendríamos que E es menos infinito lo que 
significa que representa un reductor infinitamente fuerte, que, por ello, puede originar 
la reducción de algún componente de la disolución con formación de un poco de [Fe³⁺], 
también Fe²⁺ se oxida fácilmente con el aire por lo que la concentración de [Fe³⁺] es 
variable y el potencial E no está exactamente definido siendo impráctico calcular el E 
inicial. 
 
21. ¿Cuándo es preciso utilizar indicadores Redox? 
Cuando se necesiten puntos finales más pronunciados se utilizan ciertos indicadores 
Redox. 
Si el reactivo valorante es fuertemente coloreado y los productos de la reacción son 
incoloros o poco coloreados, el primer pequeño exceso de reactivo puede ser como 
autoindicador. 
 
22. Análogamente a la definición de un indicador acido-base, deduzca la de un 
indicador Redox. 
Son compuestosorgánicos que presentan la propiedad de oxidarse o reducirse 
modificando su color. Estos indicadores son sistemas Redox típicos que pueden 
representarse por la semiecuacion general: 
In(ox) + ne ↔In(red) 
 
La semirreacción del indicador está caracterizada por un potencial normal definido. 
Para cada valoración debe elegirse un indicador cuyo potencial coincida o sea 
suficientemente próximo a la fem del punto de equivalencia del sistema que se valora. 
 
23. ¿Quién desarrollo el primer indicador Redox, en qué año? 
 Knop en el año de 1923 
 
 
24. Explique la reacción completa de la difenilamina y su punto final. 
La difenilamina puede aplicarse como indicador reversible en la determinación 
volumétrica de Fe²⁺ con Cr₂O₇²¯. Las reacciones que permiten esta aplicación de la 
difenilamina son una oxidación irreversible a difenilbencidina incolora, seguida por 
una oxidación reversible a difenilbencidina violeta: 
 
Difenilamina Difenilbencidina 
2C₆H₅·NH·C₆H₅ → C₆H₅·NH·C₆H₄·C₆H₄·NH· C₆H₅ + 2H⁺ + 2e 
 
Difenilbencidina Violeta 
 ↔ C₆H₅·N:C₆H₄: C₆H₄:N· C₆H₅ + 2H⁺ + 2e 
 
25. ¿Qué son la ferroina y la ferriina y que colores presentan? ¿En qué se les parece 
a la dipirina ferrosa? 
La <Ferroina> es un complejo de coordinación polidentado que se origina de la 
reacción de 1,10-fenantrolina (C₁₂H₈N₂) con Fe²⁺ este es de un color intensamente rojo. 
Este complejo se oxida al correspondiente complejo férrico <Ferriina> de un color azul 
pálido. 
Rojo Azul Pálido 
Fe(C₁₂H₈N₂)₃²⁺ ↔ Fe(C₁₂H₈N₂)₃³⁺ +e 
El compuesto 2,2-dipiridina, C₁₀H₈N₂, forma un complejo ferroso Fe(C₁₀H₈N₂)₃³⁺, 
con una acción indicadora similar a la de la fenantrolina ferrosa; el viraje es de rojo 
intenso a azul pálido al igual que en el caso de la Ferroina y Ferriina. 
 
26. ¿Cuáles indicadores no reversibles puede utilizar en valoraciones REDOX? 
El Rojo de Metilo y el Anaranjado de Metilo, se decoloran de forma irreversible con 
oxidantes fuertes. El Azul Negro de Naftol, utilizado en la valoración de arsenito con 
bromato vira de verde a rosado a incoloro con el primer exceso de bromato. Al utilizar 
indicadores irreversibles deben evitarse excesos locales de reactivo valorante, que 
podrían producir el viraje antes de alcanzarse el verdadero punto de equivalencia. 
 
27. En las valoraciones sin participación de oxígeno o uno de los disolventes p 
productos de disociación ¿cuál es la ecuación general para el potencial en el 
equilibrio? 
Caso general para el cálculo de la Fem en el Punto Estequiométrico 
𝑂𝑥1 + 𝑛1𝑒 = 𝑅𝑒𝑑1 Semireacción 1 
𝑂𝑥2 + 𝑛2𝑒 = 𝑅𝑒𝑑2 Semireacción 2 
 
Se obtiene la ecuación ajustada de la reacción multiplicando la primera ecuación por 
𝑛2 y la segunda por 𝑛1 y restando después la segunda ecuación de la primera 
𝑛2𝑂𝑥1 + 𝑛1𝑅𝑒𝑑2 = 𝑛2𝑅𝑒𝑑1 + 𝑛1𝑂𝑥2 La Ecuación de Nernst aplicada a cada uno 
de los sistemas da: 
 
𝐸1 = 𝐸°1 −
0,059
𝑛1
𝑙𝑜𝑔
𝑅𝑒𝑑1
𝑂𝑥1
 𝐸2 = 𝐸°2 −
0,059
𝑛2
𝑙𝑜𝑔
𝑅𝑒𝑑2
𝑂𝑥2
 
 
Se multiplica la primera ecuación por 𝑛1 y la segunda por 𝑛2 y se suman las dos 
ecuaciones: 
𝑛1𝐸1 + 𝑛2𝐸2 = 𝑛1𝐸°1 + 𝑛2𝐸°2 − 0,059𝑙𝑜𝑔
[𝑅𝑒𝑑1][[𝑅𝑒𝑑2]
[𝑂𝑥1][𝑂𝑥2]
 
 
 
En el punto estequiométrico 𝑛1[𝑅𝑒𝑑1] = 𝑛2[𝑂𝑥2] y 𝑛1[𝑂𝑥1] = 𝑛2[𝑅𝑒𝑑2] . 
Sustituyendo las concentraciones, la expresión que las contiene se convierte en la 
unidad y, como log 1=0 y 𝐸1 = 𝐸2 = 𝐸𝑒𝑞 , 
 (𝑛1 + 𝑛2)𝐸𝑒𝑞 = 𝑛1𝐸°1 + 𝑛2𝐸°2 Y 𝐸𝑒𝑞 =
𝑛1𝐸°1+𝑛2𝐸°2
𝑛1+ 𝑛2
 
 
28. Deduzca a partir de unos dos o más ejemplos la ecuación general para relacionar 
el 𝑲𝒆𝒒 y las concentraciones de las formas reducidas y oxidadas de reactantes y 
productos de la reacción involucrada. 
Para cualquier reacción REDOX: 
𝑂𝑥1 + 𝑛1𝑒 = 𝑅𝑒𝑑1 Ecuación 1 𝐸1 = 𝐸°1 −
0,059
𝑛1
𝑙𝑜𝑔
𝑅𝑒𝑑1
𝑂𝑥1
 Ecuación 3 
𝑂𝑥2 + 𝑛2𝑒 = 𝑅𝑒𝑑2 Ecuación 2 𝐸2 = 𝐸°2 −
0,059
𝑛2
𝑙𝑜𝑔
𝑅𝑒𝑑2
𝑂𝑥2
 Ecuación 4 
 
Sean a y b los coeficientes por los que deben multiplicarse las ecuaciones para que 
𝑎𝑛1 = 𝑏𝑛2 = número de electrones intercambiados. La ecuación ajustada será: 
𝑎𝑂𝑥1 + 𝑏𝑅𝑒𝑑2 = 𝑎𝑅𝑒𝑑1 + 𝑏𝑂𝑥2 
 
El último término de la ecuación 3 se multiplica por 
𝑎𝑛1
𝑏𝑛2
= 1 
𝐸1 = 𝐸°1 −
0,059
𝑏𝑛2
𝑎𝑙𝑜𝑔
𝑅𝑒𝑑1
𝑂𝑥1
= 𝐸°1 −
0,059
𝑏𝑛2
𝑙𝑜𝑔
[𝑅𝑒𝑑1]
𝑎
[𝑂𝑥1]𝑎
 
 
El último término de la ecuación 4 se multiplica por 
𝑏
𝑏
 
𝐸2 = 𝐸°2 −
0,059
𝑏𝑛2
𝑏𝑙𝑜𝑔
𝑅𝑒𝑑2
𝑂𝑥2
= 𝐸°2 −
0,059
𝑏𝑛2
𝑙𝑜𝑔
[𝑅𝑒𝑑2]
𝑏
[𝑂𝑥2]
𝑏
 
 
En el equilibrio estequiométrico 𝐸1 = 𝐸2 de donde 
𝐸°1 −
0,059
𝑏𝑛2
𝑙𝑜𝑔
[𝑅𝑒𝑑1]
𝑎
[𝑂𝑥1]𝑎
= 𝐸°2 −
0,059
𝑏𝑛2
𝑙𝑜𝑔
[𝑅𝑒𝑑2]
𝑏
[𝑂𝑥2]𝑏
 
𝐸°1 − 𝐸°2 =
0,059
𝑏𝑛2
log {
[𝑅𝑒𝑑1]
𝑎[𝑂𝑥2]
𝑏
[𝑂𝑥1]
𝑎[𝑅𝑒𝑑2]
𝑏} 
 
La expresión entre corchetes es la constante de equilibrio de la reacción, por lo que 
𝐸°1 − 𝐸°2 =
0,059
𝑏𝑛2
log 𝐾𝑒𝑞 Y 𝑙𝑜𝑔𝐾𝑒𝑞 =
𝑏𝑛2(𝐸°1−𝐸°2)
0,059
 en que 
 
𝑎𝑛1 = 𝑏𝑛2 = número de electrones transferidos en la reacción como 
 
𝐾𝑒𝑞 = 
[𝑅𝑒𝑑1]
𝑎[𝑂𝑥2]
𝑏
[𝑂𝑥1]
𝑎[𝑅𝑒𝑑2]
𝑏 
[𝑅𝑒𝑑1]
[𝑂𝑥1]
=
[𝑂𝑥2]
[𝑅𝑒𝑑2]
= √𝐾𝑒𝑞 
𝑎+𝑏 
En que a y b son los coeficientes de 𝑂𝑥1, 𝑅𝑒𝑑1 𝑦 𝑂𝑥2, 𝑅𝑒𝑑2 respectivamente 
en la ecuación ajustada. 
 
 
 
 
29. Describa las exigencias de potencial para obtener una reacción REDOX completa. 
La extensión de una reacción depende de la diferencia entre los potenciales de las 
semirreacciones de los sistemas implicados y también del número de electrones que se 
transfieren; 𝑙𝑜𝑔𝐾𝑒𝑞 es proporcional a la diferencia entre los potenciales de las 
semirreacciones y al número de electrones intercambiados. 
 
30. Deduzca una ecuación del potencial de equilibrio cuando hay participación de 
oxígeno o uno de los disolventes o productor de disociación. 
Cuando la ecuación de titulación puede escribirse en la forma 
 𝑛1𝑂𝑥1 + 𝑛2𝑅𝑒𝑑2 = 𝑛1𝑅𝑒𝑑1 + 𝑛2𝑂𝑥2 el potencial de hemicelda del punto de 
equivalencia queda dado por: 
𝐸𝑝𝑡𝑜 𝑒𝑞 =
𝑛1𝐸°1 + 𝑛2𝐸°2
𝑛1 + 𝑛2
 
 
Las titulaciones en las cuales el disolvente y sus productos se disocian intervienen en 
la ecuación de una de las semirreacciones, son bastante más complicadas: 
𝐸𝑝𝑡𝑜 𝑒𝑞 = 𝐸°1 −
0,059
𝑛2
𝑙𝑜𝑔
𝑅𝑒𝑑2
𝑂𝑥2
 𝐸𝑝𝑡𝑜 𝑒𝑞 = 𝐸°2 +
0,059
𝑛1
𝑙𝑜𝑔
𝑂𝑥2[𝐻
+]𝑐
𝑅𝑒𝑑2
 
(𝑛1 + 𝑛2)𝐸𝑝𝑡𝑜 𝑒𝑞 = 𝑛2𝐸°1 + 𝑛1𝐸°2 + 0,059𝑙𝑜𝑔[𝐻
+]𝑐 
 
𝐸𝑝𝑡𝑜 𝑒𝑞 =
𝑛2𝐸°1+𝑛1𝐸°2
𝑛1+ 𝑛2
+
0,059
𝑛1+ 𝑛2
𝑙𝑜𝑔[𝐻+]𝑐 
 
𝐸𝑝𝑡𝑜 𝑒𝑞 =
𝑛2𝐸°1+𝑛1𝐸°2
𝑛1+ 𝑛2
+𝑐
0,059
𝑛1+ 𝑛2
𝑝𝐻 
 
31. Describa una ecuación derivada en el cálculo del E de una reacción de 
precipitación y de formación de complejos. 
a. Precipitación: La precipitación de un ion metálico por formación de un compuesto 
débilmente soluble, hace descender la concentración del ion metálico a un valor 
muy bajo y con ello, modifica el potencial del electrodo ion metal en dirección 
negativa. 
 
𝐴𝐵 + 𝑒 ↔ 𝐴 + 𝐵− [𝐵−] = 1 𝐸𝐴 = 𝐸° − 0,059𝑙𝑜𝑔
1
𝐴+
= 𝐸° +
0,059𝑙𝑜𝑔𝐴+ 
 [𝐴+] = 1 𝐸𝐵 = 𝐸𝐴 − 0,059𝑙𝑜𝑔𝐵
− 
 
b. Formación de Complejos: Una disminución de la concentración de un ion metálico 
por formación de complejos, modifica el potencial de un electrodo ion metálico-
metal en dirección negativa a partir de su 𝐸°. 
 
𝐴𝐵𝑑 + 𝑥𝑒 ↔ 𝐴 + 𝐵 d: carga del ion complejo x: # de electrones 
 
[𝐵𝑚] = 1 𝐸 = 𝐸° −
0,059
𝑥
𝑙𝑜𝑔
1
𝐴𝑛
= 𝐸° +
0,059
𝑥
𝑙𝑜𝑔𝐴𝑛 m, n: cantidad de 
la carga 
 
 
 
C: coeficiente de H+ 
de la ecuación 
balanceada 
 
 
32. Desarrolle y deduzca una ecuación para calcular el Kps de una reacción de 
formación de precipitados a partir de los potenciales de semirreacción. 
Un productor de solubilidad es una forma especial de una constante de equilibrio y 
puede calcularse a partir de datos de potencial, de modo especial cuando se disponede 
potenciales normales de electrodo para la reducción de uno de los iones para el ion 
simple (acuo) y para el electrolito fuerte ligeramente soluble. 
𝑎𝐴𝐵 + 𝑥𝑒 ↔ 𝑏𝐴 + 𝑐𝐵𝑚− Ecuación Completa 
a, b, c: coeficientes de ecuación balanceada 
 
𝑎𝐴𝑛+ + 𝑥𝑒 ↔ 𝑏𝐴 Semirreacción 
m, n: cantidad de la carga 
x: # de electrones 
 
𝐸 = 𝐸𝑆 +
0,059
𝑥
𝑙𝑜𝑔[𝐴𝑛+]𝑏 = 𝐸𝐸𝐶 +
0,059
𝑥
𝑙𝑜𝑔
1
[𝐵𝑚−]𝑐
 
𝐸𝑆: de Semirreacción 𝐸𝐸𝐶: de Ecuación Completa 
 
𝐸𝐸𝐶 − 𝐸𝑆=
0,059
𝑥
log ([𝐴𝑛+]𝑏[𝐵𝑚−]𝑐) 𝐸𝐸𝐶 − 𝐸𝑆=
0,059
𝑥
log (𝐾𝑝𝑠) 
log(𝐾𝑝𝑠) =
𝑥(𝐸𝐸𝐶 − 𝐸𝑆)
0,059
 
𝑲𝒑𝒔 = 𝟏𝟎
𝒙(𝑬𝑬𝑪− 𝑬𝑺)
𝟎,𝟎𝟓𝟗 
 
33. Enumere las condiciones en las que formar un complejo favorece la 
cuantificación REDOX. 
Los agentes formadores de complejos se emplean en las titulaciones REDOX por varias 
razones: 
a. Si el producto de una reacción de titulación forma un complejo más fuerte que el de su 
correspondiente reactante. 
b. La posición del equilibrio se desplazará hacia los productos y la reacción será más 
completa. 
De esta manera, la adición de un formador de complejos puede hacer posible una 
titulación que de otra manera no lo sería. 
 
34. Deduzca una ecuación que describa el numeral 33 
Si se acompleja un ion en un par redox, la concentración del ion libre se reduce, lo que 
hace que el potencial cambie. Por ejemplo, Eo para el par Fe3+/Fe2+ es 0.771 V. En 
solución de HCl, el Fe3+ se acompleja con el ion cloruro, tal vez a varias especies, lo 
que reduce la concentración de Fe3+ y por tanto reduce el potencial. En HCl 1 M, el 
potencial formal es 0.70 V. Si se supone que el complejo es FeCl4
-, entonces la semi 
reacción sería: 
𝐹𝑒𝐶𝑙4
− + 𝑒− ⇆ 𝐹𝑒2+ + 4𝐶𝑙− 
 
Y si se supone que [HCl] es constante en 1 M 
𝐸 = 0.70 − 0.059𝑙𝑜𝑔
[𝐹𝑒2+]
[𝐹𝑒𝐶𝑙4
 −]
 
 
 
 
35. ¿Qué nombres recibe el electrodo al que se le ha asignado arbitrariamente valor 
0.00 V de potencial? 
Sí se le ha asignado arbitrariamente un valor de 0.000 V este se conoce como potencial 
del electrodo normal de hidrógeno (NHE) o electrodo estándar de hidrógeno (SHE). 
 
36. ¿De qué está constituido el NHE? 
El electrodo es sumergido en una solución ácida y se bombea hidrógeno gaseoso a 
través de él. La concentración de formas oxidadas y reducidas se mantiene como una 
unidad. Esto implica que la presión de hidrógeno gaseoso es igual a 1 bar y la 
concentración de hidrógeno en la solución es 1 mol/L. 
 
37. ¿Por qué es poco práctico utilizar el SHE? 
 Es poco práctico utilizar el SHE ya que causa algunas dificultades cuando se emplea 
como patrón de referencia. Este electrodo se “envenena” fácilmente cuando existen 
impurezas en la solución o en el hidrogeno gaseoso. El equilibrio se establece muy 
lentamente, por lo que no se obtiene de inmediato un voltaje estable. Además, el ajuste 
de presión parcial apropiada del hidrógeno gaseoso, aun no siendo en extremo critica, 
es tedioso, y el exceso de gas tiene que eliminarse con mucho cuidado para evitar la 
formación de mezclas hidrógeno-aire, que son de carácter altamente explosivo. 
 
38. Enumere dos electrodos secundarios utilizados. 
a. Electrodo de calomel: Consiste esencialmente en un depósito de mercurio cubierto 
con una capa delgada de calomel, Hg2Cl2, sólido. La solución de la parte superior 
está saturada de esta misma sustancia, conteniendo además cloruro de potasio. Un 
alambre de platino que esta sellado dentro de un tubo de vidrio, establece el contacto 
eléctrico con el mercurio. El tubo lateral que se llena con gelatina que contiene 
cloruro de potasio y actúa como puente salino. El potencial de un electrodo de 
calomel depende de la concentración de cloruros y está dado a 25°C por la ecuación 
de Nernst E = E° - 0.059 log (Cl-). En las terminaciones analíticas de rutina se 
emplea el electrodo de calomel saturado (abreviado E.C.S.), que contiene una 
solución saturada de cloruro de potasio, pues tiene la ventaja de que la evaporación 
de la solución prácticamente no afecta el potencial. 
 
b. Cloruro de plata-plata: Consiste en un alambre de plata recubierto de cloruro de 
plata, que está sumergido en una solución 1 M de ion cloruro (generalmente como 
cloruro de potasio) saturada de cloruro de plata. 
 
 
39. ¿Cuáles son los potenciales estándares del ECS y Ag/AgNO3? 
El tipo de electrodo de calomel ECS tiene un potencial de +0.241 V a 25°C; y el 
electrodo Ag/AgNO3 tiene un potencial de +0.222 V a 25°C. 
 
40. ¿Cuál es la ecuación de Nernst para un electrodo de pH (H+)? 
 
𝐸 = 𝐸0 + 0.059 𝑙𝑜𝑔10[𝐻
+] 
 
 
 
 
 
41. ¿Qué relación existe entre el potencial eléctrico, medido en mV, y el cambio de 
pH? 
La escala de potencial está calibrada en unidades de pH, con cada unidad de pH igual a 
59.16 mV a 25°C. El medidor de pH se ajusta con la perilla de calibración para indicar 
el pH del amortiguador estándar; luego se reemplaza el amortiguador estándar por la 
solución desconocida y se lee el pH en la escala. Este procedimiento, en efecto, 
establece la constante k y hace el ajuste por el potencial de asimetría, así como las otras 
constantes incluidas en k. El medidor de pH tiene una perilla de ajuste de temperatura 
que cambia la respuesta de sensibilidad (mV/pH), de modo que sea igual a 2.303 RT/F. 
Por ejemplo, es 54.1 mV a 0°C, y 66.0 mV a 60°C. Obsérvese que esto no compensa el 
cambio en el pH de los amortiguadores estándar con la temperatura, y se usa el valor 
de pH del amortiguador a la temperatura dada.