Reações Redox e Potenciais

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Reacciones redox espontáneasReacciones redox espontáneas
Celda galvánica o voltaica o electroquímica
Pila galvánica o voltaica o electroquímica
Cuba galvánica o voltaica o electroquímica
Cada una de las partes se 
denomina: semicelda o semipila o 
electrodo
Reacciones redox espontáneasReacciones redox espontáneas
Pila DaniellPila Daniell
Reacciones redox espontáneasReacciones redox espontáneas
Notación simplificadaNotación simplificada
Ánodo – puente salino - Cátodo
forma reducida | forma oxidada || forma oxidada | forma reducida
Pila DaniellPila Daniell
Zn(s) | Zn2+ (1,0 M) || Cu2+ (1,0 M) | Cu(s)
Reacciones redox espontáneasReacciones redox espontáneas
Tipos de electrodosTipos de electrodos
Metálico de metal 
activo.
Zn
Zn2+ (aq)
(1 M)
Zn2+ (1M) | Zn(s)
Reacciones redox espontáneasReacciones redox espontáneas
Tipos de electrodosTipos de electrodos
Metálico de metal inerte y especies en 
disolución.
Pt | Fe3+ (0,1M) , Fe2+ (0,1M)
Pt
Fe2+ (0,1 
M)Fe3+ (0,1 
M)
Reacciones redox espontáneasReacciones redox espontáneas
Tipos de electrodosTipos de electrodos
De gases.
Pt | H+ (1M) | H2
 (1 atm)
H2 (g) (1 atm)
Pt
H+ (1M)
Reacciones redox espontáneasReacciones redox espontáneas
Potenciales de electrodoPotenciales de electrodo
La característica principal de una pila es su voltaje, potencial o 
fem, que mide la ddp eléctrico entre sus dos electrodos.
Este dependerá de las especies químicas redox que se enfrenten 
formando la pila y de las condiciones en las que se encuentren 
(concentración, presión y temperatura).
Si se trabaja en condiciones estándar (1 M, 1 atm, 25 ºC) la fem de 
la pila se denomina fem estándar o potencial estándar y se 
representa mediante .
Para una pila cualquiera:
o
 pila = cátodo− ánodo
Reacciones redox espontáneasReacciones redox espontáneas
Potenciales de electrodoPotenciales de electrodo
¿Cómo medir el potencial de un electrodo aislado?
Sólo pueden medirse diferencias de potencial de dos electrodos, es 
decir, sólo puede medirse el potencial de una pila.
Para asignar valores a los potenciales de electrodos se escoge uno 
como referencia, se le asigna un valor arbitrario y los demás, 
medidos respecto a este, serán potenciales relativos.
La escala de potenciales relativos se basa en tomar como 
referencia el llamado electrodo estándar de hidrógeno, al que se 
le asigna un potencial arbitrario de cero voltios (0,00 V).
Pt | H2 (1 atm) | H
+ (1 M)
Reacciones redox espontáneasReacciones redox espontáneas
Electrodo estándar de hidrógenoElectrodo estándar de hidrógeno
Es un electrodo de gas, en el que el H2 a 1 atm de presión está en 
contacto con una disolución de iones H+ en concentración 1 M, y 
todo ello a una temperatura de 25 ºC.
Pt | H2 (1 atm) | H
+ (1 M)
Según que actúe como ánodo o como cátodo tenemos:
Ánodo (-): H2 – 2e
- 2 H→ +
Cátodo (+) : 2 H+ + 2e- H→ 2
o=0,00
o=0,00
V
V
Reacciones redox espontáneasReacciones redox espontáneas
Medida del potencial de un electrodoMedida del potencial de un electrodo
Se construye una pila con el electrodo estándar de hidrógeno y el 
electrodo cuyo potencial queremos medir. Se toman dos datos:
(1) La fem de la pila.
(2) La polaridad del electrodo problema.
De (1) se tiene el valor numérico y de (2) el signo.
Para el electrodo de cinc y cobre tenemos, respectivamente:
Zn(s) | Zn2+(1 M) || H+(1 M) | H2(1 atm) | Pt eo = 0,76 V
Pt | H2(1 atm) | H
+(1 M) || Cu2+(1 M) | Cu(s) eo = 0,34 V
El electrodo de cinc actúa de ánodo y por tanto su potencial es 
negativo, mientras que el electrodo de cobre hace de cátodo y por 
tanto su potencial es positivo.
Reacciones redox espontáneasReacciones redox espontáneas
Potenciales de reducciónPotenciales de reducción
Así, los potenciales antes calculados son:
Los potenciales de electrodo miden la tendencia de una especie a 
reducirse frente al hidrógeno (tomado como referencia), son por ello 
potenciales de reducción. Cuanto mayor sea el potencial de reducción de 
un electrodo más tendencia tendrá a reducirse, es decir, mayor será su 
poder oxidante, y viceversa, cuanto menor sea el potencial de reducción 
de un electrodo (más negativo), más tendencia tendrá a oxidarse, es 
decir, mayor será su poder reductor.
Los potenciales de diversos electrodos, ordenados del más negativo al 
más positivo, constituyen la llamada serie electroquímica o serie 
electromotriz.
Zn2 /Zn
o =−0,76
Cu2 /Cu
o = 0,34
V
V
file:///home/chenalc/instituto/quimica/redox/serie_electroquimica.pdf
Reacciones redox espontáneasReacciones redox espontáneas
Potenciales de reducciónPotenciales de reducción
Un electrodo oxidará a todos aquellos que tengan un potencial de 
reducción menor.
Un electrodo reducirá a todos aquellos que tengan un potencial de 
reducción mayor.
La tabla de potenciales puede utilizarse para calcular la fem de 
una pila formada por cualquier pareja de electrodos y predecir la 
polaridad de los mismos.
Reacciones redox espontáneasReacciones redox espontáneas
Predicción de reacciones redoxPredicción de reacciones redox
El proceso de reducción de una semirreacción redox cualquiera:
Ox + n e- Red
Cuanto mayor sea su potencial, mayor es la tendencia de la 
especie Ox a reducirse ganando n electrones y, consecuentemente, 
menor es la tendencia de la especie Red a oxidarse cediendo n 
electrones.
El valor de indica en qué extensión la semirreacción (1) está 
desplazada hacia la derecha.
Las especies Ox y Red, que se diferencian en n electrones se 
denominan par oxidante/reductor conjugados. Cuanto más fuerte 
sea un oxidante más débil es su reductor conjugado.
Ox /Red
o
Ox /Red
o
 →← (1)
Reacciones redox espontáneasReacciones redox espontáneas
Predicción de reacciones redoxPredicción de reacciones redox
Termodinámicamente, un proceso es espontáneo cuando la 
variación de entalpía libre DG < 0.
La relación existente entre la entalpía libre y el potencial de una 
pila viene dada por la expresión:
G =−n F 
Si las condiciones son las estándar:
Go=−n F o
Donde n es el número de electrones intercambiados y F una 
constante denominada constante de Faraday, que constituye la 
carga, en culombios, correspondiente a 1 mol de electrones.
Reacciones redox espontáneasReacciones redox espontáneas
CorrosiónCorrosión
Tipo de reacción redox de efectos indeseados, fundamentalmente sobre 
el hierro.
Se requiere medio acuoso y presencia de oxígeno. Un medio ácido y la 
presencia de iones disueltos acelera el proceso corrosivo.
Para paliar los efectos de la corrosión se proponen tres métodos:
Técnica de pasivado: Oxidar la superficie que impida la progresiva 
oxidación interior.
Recubrimientos superficiales: Impedir el contacto entre el hierro y el 
oxígeno (mediante pintado o recubriéndolo con capas metálicas 
protectoras -electrodeposición-).
Protección catódica: Conectar el metal que se quiere proteger (el 
hierro) con otro que tenga más tendencia que él a oxidarse. A este 
metal, que actúa de ánodo, se le denomina ánodo de sacrificio.
Reacciones redox Reacciones redox nono espontáneas espontáneas
ElectrolisisElectrolisis
Proceso por el que se obliga una reacción redox no espontánea mediante 
un agente energético externo (que suministra la energía eléctrica 
necesaria).
El fenómeno es contrario al que ocurre en una celda galvánica.
Na /Na
o =−2,71
Cl 2 /Cl−
o =1,36
V
V
Ox: Na – 1e- Na→ + eo = 2,71 V
Red: Cl2 + 2e
- 2 Cl→ - eo = 1,36 V
2 Na + Cl2 2 Na→
+Cl- eo = 4,07 V DGo < 0
2 Na+Cl- 2 Na + Cl→ 2 eo = – 4,07 V DGo > 0 No espontánea
Esta reacción no espontánea se puede llevar a cabo utilizando una 
corriente eléctrica que suministre como mínimo esta fem de 4,07 V, con 
ello se obligará la reducción del catión sodio y la oxidación del cloruro.
Reacciones redox Reacciones redox nono espontáneas espontáneas
ElectrolisisElectrolisis
La sal (cualquier sal) es un electrolito (sustancia compuesta por iones), y 
aunque en estado sólido no conducen la corrienteeléctrica, sí lo hacen 
en estado líquido (fundidos o disueltos). Pero esta conducción, a 
diferencia de la que ocurre en los metales, es una conducción iónica (son 
los iones los que se mueven y transportan la corriente por el líquido.
Cuando hacemos circular una corriente por él lograremos que se produzca 
una cesión forzada de electrones del anión al catión, produciéndose una 
reacción química. A este proceso se le llama electrolisis y al recipiente 
donde se lleva a cabo celda o cuba electrolítica.
(+) Ánodo Oxidación:→ Cl– – 2e– → Cl2 eo = –1,36 V
(–) Cátodo Reducción:→ Na+ + e– → Na eo = – 2,71 V
2 Na+ + 2 Cl– → 2 Na + Cl2 eo = – 4,07 V
Para forzar la electrolisis del NaCl fundido es necesario utilizar una pila 
cuya fem sea mayor de 4,07 V.
Reacciones redox Reacciones redox nono espontáneas espontáneas
ElectrolisisElectrolisis
Reacciones redox Reacciones redox nono espontáneas espontáneas
ElectrolisisElectrolisis
(+) Ánodo Oxidación:→ 2 H2O – 4e
– → O2 + 4 H+ eo = –0,81 V
(–) Cátodo Reducción:→ 2 H2O + 2e
– → H2 + 2 OH
– eo = –0,42 V
Electrolisis del aguaElectrolisis del agua
La electrolisis del agua es la descomposición del agua en sus elementos 
por la acción de la corriente eléctrica. Es necesario al menos 1,23 V.
2 H2O
 → O2 + 2 H2 eo = – 1,23 V
Electrolisis de una sal disuelta en aguaElectrolisis de una sal disuelta en agua
Resulta difícil predecir qué reacciones se producirán en los electrodos, 
ya que en el cátodo, además del catión de la sal, puede reducirse el 
protón del agua, mientras que en el ánodo, además del anión de la sal, 
puede oxidarse el hidroxilo del agua. Pero para esto no sólo bastan 
razonamientos termodinámicos (potenciales) sino que los factores 
cinéticos pueden resultar determinantes.
Reacciones redox Reacciones redox nono espontáneas espontáneas
ElectrolisisElectrolisis
Leyes de FaradayLeyes de Faraday
Existe una relación definida entre la cantidad de electricidad que pasa 
por una cuba electrolítica y la cantidad de productos liberados en los 
elctrodos. Esta relación viene dada por las leyes de Faraday:
La cantidad de sustancia liberada (depositada o descargada) en un 
electrodo es directamente proporcional a la cantidad de electricidad 
(q) que ha pasado.
Para liberar un equivalente gramo de cualquier sustancia se 
necesita 1 Faraday de electricidad.
1 Faraday (carga de 1 mol de e–) = NA·e = 6,02·10
23 mol–1·1,6·10–19 C = 
= 96485 C/mol ≈ 96500 C/mol
	Reacción redox espontánea
	Pila galvánica
	Notación de una pila
	Electrodo metálico activo
	Electrodo metálico inerte
	Electrodo de gas
	Potencial de electrodo I
	Potencial de electrodo II
	Electrodo estándar de hidrógeno
	Medida del potencial de electrodo
	Potenciales de reducción
	Potenciales de reducción II
	Predicción de reacciones redox
	Entalpía libre y fem de una pila
	Página 15
	Página 16
	Página 17
	Página 18
	Página 19
	Página 20