1. Capitulo 18:
Introducción a los métodos
electroquímicos
Reacciones Redox
Reacciones donde existe una transferencia
Repaso
de electrones de un reactivo a otro.
Hay átomos que tienen tendencia a ceder
electrones.
Reacciones de Oxidación
Hay átomos que tienen tendencia a captar
Reducción
electrones.
Reacciones oxidación-reducción
Reacciones Redox
Redox
Son las reacciones en las que se produce un
intercambio de electrones.
Número de valencia o número de oxidación:
Oxidante o agente oxidante: especies que número de electrones cedidos o captados por
aceptan electrones
un átomo en su combinación con otro.
Oxidación = reacción donde ocurre una perdida
carga que se le asigna a un átomo en una especie
de electrones
química tomando en consideración la polaridad de
Reductor o agente reductor: especies que los enlaces.
ceden electrones
Núm. Oxidación (-) → capta e-
Reducción=reacción donde ocurre una ganancia Núm. Oxidación (+)→ cede e-
de electrones
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2. Determinación del número de
Reacciones Redox oxidación de un elemento
Necesario para determinar agente de
Número de valencia o número de
oxidación ó reducción y el ajuste de
oxidación:
reacciones redox.
Núm. Oxidación (-) → capta e-
Núm. Oxidación (+)→ cede e-
Reglas para asignar números de
oxidación
Si un átomo cede algún e- le quedan en el
Concepto ficticio.
núcleo un numero de cargas positivas en
exceso igual al número de e- cedidos. Relación con los electrones de valencia.
Determinación del número de Estados de oxidación más
oxidación de un elemento frecuentes
H±1 Be
1.El número de oxidación de un elemento aislado,
o de un elemento en una sustancia elemental es Li Mg
0.
Na Ca Sc
2. En todo compuesto la suma de los números de
K + 1 Sr + 2 Y +3 Ti +4 V +5
oxidación es cero (eléctricamente neutro), o bien
la suma de los números de oxidación es igual a la Rb Ba La
carga global para la especie iónica.
Cs Ra
3. Ciertos elementos tienen el mismo numero de
Fr
oxidación en todos o casi sus compuestos.
Ag
Estados de oxidación más Estados de oxidación más
frecuentes frecuentes
Zn +2
+2 +2 Fe +2 Cu +1
Ca
Cr +3 +3 Co +3 Hg +2
+6 Mn +4 Ni +1
+6 B C +2 N
±3 ±3
+7
Si P +5
±4
Pd +2
Ga +3 Ge As
Pt +4 Au +1
In Sn +2 Sb ±3
+3
Pb +4 Bi +5
2

3. Estados de oxidación más
Oxidación
frecuentes
O ±2 F -1 Aumento en el número de oxidación.
-1
La especie pierde electrones.
S ±2 Cl ±1
Se +4 Br +3 Agente reductor.
Te +6 I +5
+7 Ejemplo: NO2- → NO3-
Reducción:
Disminuye el número de oxidación.
La especie gana electrones.
Agente oxidante.
Ejemplo: MnO4- → Mn2+
Celdas Electroquímicas Celdas electroquímicas
Las reacciones redox ocurren en dos Dispositivos utilizados para inducir una
formas diferentes: reacción redox en donde las medias
reacciones del proceso esta físicamente
Transferencia directa de electrones desde el
separadas.
donante al receptor (alambre de cobre en
solución de plata).
La transferencia de electrones entre los
Transferencia indirecta: el donante y el reactivos se realiza indirectamente a través
receptor no están en contacto. El donante
de un conductor de electricidad
pierde electrones y un conductor lo hace llegar
a la especie receptora.
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4. Tipos de celdas electroquímicas
Celdas electrolíticas
Son aquellas donde se usa una corriente
eléctrica de una fuente externa para hacer una
que una reacción redox no espontánea pueda
ocurrir.
Celdas galvanicas o voltaicas
Celdas donde se utiliza una reacción redox
espontánea para producir una corriente eléctrica
Celdas Electroquímicas Partes de la celda
Transferencia de electrones indirecta. Dos electrodos superficiales donde
ocurren las reacciones.
Si las reacciones redox son espontáneas,
se produce una corriente eléctrica y la
celda se llama galvánica o voltaica. Ánodo: ocurre oxidación.
Si las reacciones redox no son
Cátodo: ocurre reducción.
espontáneas, las mismas consumen
electricidad y la celda se llama
electrolítica.
Partes de la celda Partes de la celda
Conductor externo: alambre de cobre Electrolito: compuesto iónico derretido
que conecta el ánodo con el cátodo. o una solución acuosa que se ioniza.
Los electrodos se sumergen en el
electrolito.
Los electrones que se liberan del ánodo
por la reacción de oxidación se mueven por El movimiento de iones hacia los electrodos
el alambre hasta el cátodo para producir es el responsable de que el circuito se
allí la reducción. complete y la reacción pueda continuar.
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5. Mecanismo para producir
Partes de la celda transporte de corriente
Puente salino: tubo de cristal en forma El flujo de electrones en los electrodos
de U invertida que contiene una a través del conductor externo.
solución concentrada de KCl. El movimiento de los iones hacia los
Los extremos del tubo están en contacto electrodos.
con las soluciones que sirven de
Las reacciones que ocurren en los
electrolitos en las medias celdas y permiten
electrodos.
la transferencia de iones que reestablece el
balance de cargas eléctricas en el sistema.
Tipos de celda basados en
dirección del flujo de corriente
eléctrica
Celda Reversible: cuando las celdas
invierten los procesos que ocurren en sus
electrodos invirtiendo la dirección en que
fluye la corriente eléctrica.
Celda Irreversible: cuando al invertir la
dirección en que fluye la corriente ocurre
una reacción que no es la reacción inversa.
Potenciales de electrodos
relativo
Potencial o voltaje: mide el trabajo que se
debe realizar entre dos puntos cuando los
electrones se mueven de un punto a otro.
Se mide en voltios.
La diferencia en potencial se desarrolla entre el
cátodo y el ánodo.
El potencial de la celda es la diferencia entre los
potenciales individuales (cada electrodo).
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6. Potenciales de electrodos
relativo Electrodo de Hidrogeno
Potencial de electrodo relativo: potencial de Electrodo normal o electrodo estándar, E°, es
el potencial de electrodo cuando la actividad
una celda electroquímica en la cual el
de los reactivos y productos es una unidad (a
electrodo de interés es el cátodo y el ánodo es
= 1.00).
el electrodo normal de hidrogeno.
Electrodo normal de Hidrogeno (SHE)=0.00
Ecelda = Ecátodo – Eánodo voltios.
Los potenciales normales son potenciales
determinados con relación a SHE.
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7. 7

8. Potenciales normales de los
Convenio de signos IUPAC electrodos
Si el electrodo normal de hidrogeno actúa Son una constante física que provee
como ánodo: el potencial de la celda es información cuantitativa con relación a la
positivo, la reacción es espontánea, pierde fuerza motriz de la reacción que ocurre en
electrones y la celda es galvánica. una media celda.
Cantidad relativa
Si el electrodo normal de hidrogeno actúa
Se determina por la reacción de reducción
como cátodo: el potencial de la celda es
Reacción desde a= 1.00M hasta concentraciones
negativo, la reacción es no espontánea y la
de equilibrio.
celda es electrolítica.
Independiente del número de moles y
dependiente de la temperatura.
Ecuación de Nernst Ecuación de Nernst
La fuerza electromotriz de una celda Ecelda = Ecátodo – Eánodo
depende de :
Ecátodo = E°cátodo – (0.0592/n)(log [prod]/
Especies envueltas
[reac])
Temperatura
Concentración
Eánodo = E°ánodo – (0.0592/n) (log [prod]/
E= E° - (0.0592/n) log Kep [reac])
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