ELECTROQUIMICA
 La electroquímica se ocupa de los
cambios químicos producidos mediante la
corriente eléctrica y de la producción de
electricidad mediante reacciones
químicas.
 Todas las reacciones electroquímicas
implican la transferencia de electrones y
son por tanto reacciones de oxidación-
reducción, las cuales ocurren en distintos
lugares.

REACCIONES REDOX
 Son reacciones en las cuales ocurren
cambios en el número de oxidación de uno
o dos sustancias.
 En toda REDOX hay dos semireacciones:
. Semireacción Oxidación
. Semireacción Reducción
 Las dos semireacciones son simultaneas;
no puede haber una sin la otra

Estado de Oxidación
 Es la carga (densidad de carga) que
resulta cuando los electrones de los enlaces
covalentes se asignan al átomo más
electronegativo.
 Es la carga que un átomo podría tener si
sus enlaces fueran iónicos.

Reglas de los E.D.O
 El E.D.O de un elemento en su forma
elemental es cero.
 El E.D.O de un ión monoatómico es igual
a su carga .
 En un compuesto binario, al elemento
con mayor electronegatividad se le asigna
un EDO negativo igual a la carga que tiene
en compuestos iónicos simples.
 En un ión poliatomico se debe calcular el
EDO.

Conceptos REDOX
 OXIDACION: Reacción mediante la cual
un átomo pierde electrones. ( Aumento de
EDO.)
 REDUCCION: Reacción mediante la cual
un átomo gana electrones (disminución del
EDO).
- 0 +
OXIDACION

Agentes REDOX
 AGENTE OXIDANTE: Es aquella especie
que oxida a otra y en ese proceso diminuye
su E.D.O. ( o sea, se reduce).
 AGENTE REDUCTOR: Es aquella especie
que reduce a otra y en ese proceso aumenta
su E.D.O. (o sea, se oxida).

Ejercicios Simples.......
Para las siguientes reacciones determine:
a) E.D.O para cada elemento
b) Indique si es reacción redox
c) ¿Cuál es el elemento oxidado y cuál el
reducido?
D) Establezca cual es el agente oxidante y
cual el reductor.

Reacciones
1) Fe2O3 + CO -------> Fe + CO2
2) PbS + O2 ---------> PbO + SO2
3) NaCl + AgNO3 ------> AgCl + NaNO3
4) MnO2 + HCl --------> MnCl2 + H2O + Cl2
5) KClO3 ---------> KCl + O2

BALANCEO DE ECUACIONES REDOX
METODO DEL ION ELECTRON
1.- Escribir la ecuación no balanceada para
la reacción.
2.- Dividir la reacción general en dos
semireacciones.
3.- Balancear los átomos diferentes de O e
H que cambian sus números de oxidación en
cada ecuación parcial.
4.- Balancear los átomos de “ O “ e “ H”, en
cada ecuación parcial:

Continuación.............
4.1.- Ajuste en solución ácida:
a) Ajuste de Oxigenos: Por cada átomo de
oxigeno que se necesita agregue 1
molécula de H2O en el lado de la ecuación
parcial que presente la deficiencia de
oxígeno.
B)Ajuste de Hidrógenos: Agregue 1 H+ ,por
cada hidrógeno que se necesite ajustar, en
el lado que haya menos cantidad.

Continuación..........
4.2.- Ajuste medio básico:
CASO A:Ajuste comienza por “ O”
a) Ajuste de Oxigeno: Por cada átomo de
oxígeno que se necesita, agregue 2 iones
OH- al lado de la ecuación parcial que
tenga menos oxígeno,
b) Ajuste de Hidrógenos: Agregue 1
molécula de H2O en el lado que falten
hidrógenos (lado opuesto.)

Continuación..........
4.2.- Ajuste medio básico:
CASO B: Ajuste comienza por “ H”
a) Ajuste de Hidrógenos: Por cada átomo de
hidrógeno que se necesita agregue 1
molécula de agua al lado de la ecuación
parcial que es deficiente en H.
b) Ajuste de Oxígenos: Agregue un ion OH-
al lado opuesto, por cada oxígeno que
falte.

Continuación...............
5.-Ajuste de Cargas: A cada ecuación parcial,
agregue electrones en tal forma que la carga
neta sobre el lado izquierdo de la ecuación
sea igual a la carga neta del lado derecho.
6.-Ajuste de nº de Electrones: Si es necesario
multiplique ambas reacciones por
coeficientes tales , que los electrones se
igualen.
7.- Sumar las semireacciones , simplificando
los términos comunes.

Ejercicios para aprender....
1.-Ajuste la siguiente ecuación en medio
ácido:
Cr2O7
2- + Cl- ------> Cr+3 + Cl2
2.- Ajuste la siguiente ecuación en medio
básico:
MnO4
- + N2H4 ------> MnO2 + N2

ELECTRODOS
• Los electrodos son superficies sobre las que
tienen lugar las semi-reacciones de oxidación
y reducción. Pueden participar o no en las
reacciones. Aquellos que no reaccionan se
denominan electrodos inertes.
• Para ambos tipos de celdas los electrodos se
identifican de la manera siguiente:
CATODO:Electrodo en el que ocurre reducción
ANODO: Electrodo en el que ocurre oxidación
• Estos pueden ser positivos o negativos.

º¿Cómo se conduce la
corriente eléctrica?
La corriente eléctrica representa transferencia
de carga.
La carga se puede conducir a través de
metales y de electrólitos líquidos puros o de
disoluciones conteniendo electrólitos.
Condución metálica: flujo de electrones sin
movimiento análogo de los átomos del metal.
Conducción iónica o electrolítica: conducción eléctrica
mediante movimiento de iones a través de
una solución, o un líquido puro.
Iones (+) migran hacia el cátodo ( - )
Iones (- ) migran hacia el ánodo (+)

CELDAS
ELECTROQUIMICAS
Se clasifican en:
• Celdas Galvánicas: Son aquéllas en las que
las reacciones químicas espontáneas
producen electricidad y la suministran a un
circuito externo.
• Celdas Electrolíticas: Son aquellas en las
que la energía eléctrica procedente de
alguna fuente externa hace que tenga lugar
una reacción química no espontánea.

CELDAS ELECTROLITICAS
Consta de un recipiente con el material de
reacción y los electrodos inmersos en el
material de reacción y conectados a una
fuente de corriente continua. General
mente se usan electrodos inertes.
Estas celdas transforman la energía
eléctrica producida mediante un generador
en energía química.
Anodo ( +) Catodo (-) Eº < 0

CELDAS ELECTROLITICAS

Ejemplos para comprender.........
• Electrólisis del NaCl fundido ( Celda de
DOWNS).
2CL- ---- Cl2(g) + 2 e Srx oxid. Ánodo
2 Na+ + 2e --- 2Na(l) Srx red. Cátodo
2 Na+ + 2CL- ----- 2 Na(l) + Cl2(g)
Los electrones se desplazan desde ánodo a
cátodo.
Eºc < Eºa  Eºc - Eºa < 0 rxn no espontánea.
Eºc = (-) Eºa = (+)

CELDAS VOLTAICAS O
GALVANICAS
Son celdas electroquímicas en las que las
reacciones redox espontáneas producen
energía eléctrica.
• Está formada por: dos semiceldas en las
cuales ocurre cada semireacción y se
conectan mediante un puente salino
• dos electrodos los cuales están ubicados en
cada semicelda.
• Un voltimetro para medir la diferencia de
potencial entre los electrodos.

¿Qué es el puente salino?
Puede ser cualquier medio (solución) a
través del cual pueden pasar iones
lentamente.
FUNCIONES: Permite contacto eléctrico
entre las disoluciones.
• Evita mezcla de las disoluciones de los
electrodos.
• Mantiene la neutralidad eléctrica en cada
semicelda a medida que los iones fluyen
dentro y fuera del puente salino.

Nomenclatura de una
Celda
 El anodo, electrodo en el que tiene lugar
la oxidación , se sitúa a la izquierda.
 El cátodo , electrodo en el que tiene lugar
la reducción, se sitúa a la derecha.
 El limite entre dos fases se representa
mediante una sola lnea oblicua (/)
 El limite entre los compartimentos de las
semiceldas ( puente salino), se representa
mediante una doble línea oblicua (//).

Nomenclatura de una
Celda
 Las especies en solución acuosa se sitúan
a ambos lados de la doble línea oblicua.
 Las especies distintas de la misma
solución, se separan entre sí por una coma.

NOTACION DE UNA CELDA
Especie (conc) // Especie (conc)
Oxida (ánodo) P.salino Reduce (cátodo)
Ejemplos:
• Pila de Daniell: Celda de cinc-cobre:
Zn/Zn+2 (1,0 M) // Cu+2 (1,0 M) / Cu
• Celda de cobre-plata:
2 Ag+
(aq) +Cu(s) ---2 Ag(s) + Cu+2
(aq)
Pila: Cu/Cu+2 (1,0 M) // Ag+ (1,0 M) /Ag

Potencial de una Celda
 Corresponde a la diferencia de potencial
entre dos electrodos de una celda. Se
denomina fuerza electromotriz (FEM) o
potencial de celda.
 En condiciones estandar ( 1 M de
concentración para especies disueltas y 1
atm de presión para gases), se denomina
potencial estandar ( Eº).

Potencial continuación.....
 En cada semicelda, existe un potencial:el
de oxidación Eºoxid y el de reducción Eºred.
 La fem estándar de la celda corresponde
a la suma de los potenciales estándar de
oxidación y reducción.
Eºcelda = Eºoxid + Eºred

POTENCIALES DE REDUCCIÓN
Electrodo REACCION REDUCCION Eo(volt)
Li+|Li Li + e- = Li -3,045
K+|K K+ + e- = K -2,925
Ca2+|Ca Ca2+ + 2e- = Ca -2,866
Na+|Na Na+ + e- = Na -2,714
Mg2+|Mg Mg2+ + 2e- = Mg -2,363
Al3+|Al Al3+ + 3e- = Al -1,662
Mn2+|Mn Mn2+ + 2e- = Mn -1,179
OH-|H2 (Pt) 2H20 + 2e- = H2 + 2OH- -0,828
Zn2+|Zn Zn2+ + 2e- = Zn -0,763
S2-|S (Pt) S + 2e- = S2- -0,479
Fe2+|Fe Fe2+ + 2e- = Fe -0,44
Cr3+,Cr2+ | Pt Cr3+ + e- = Cr2+ -0,408
Cd2+|Cd Cd2+ + 2e- = Cd -0,403

• Co2+|Co Co2+ + 2e- = Co -0,277
• Ni2+|Ni Ni2+ + 2e- = Ni -0,250
• Sn2+|Sn Sn2+ + 2e- = Sn -0,136
• Pb2+|Pb Pb2+ + 2e- = Pb -0,126
• Fe3+|Fe Fe3+ + 3e- = Fe -0,037
• H+|H2 (Pt) 2H+ + 2e- = H2 0,000
• Sn4+,Sn2+|Pt Sn4+ + 2e- = Sn2+ +0,150
• Cu2+,Cu+|Pt Cu2+ + e- = Cu+ +0,153
• Cu2+|Cu Cu2+ + 2e- = Cu +0,336
• OH-|O2 (Pt) O2 + 2H2O + 4e- = 4OH- +0,401
• Cu+|Cu Cu+ + e- = Cu +0,520
• I-|I2 (Pt) I2 + 2e- = 2I- +0,535
• Fe3+, Fe2+|Pt Fe3+ + e- = Fe2+ +0,770
• Hg2
2+|Hg Hg2
2+ + 2e- = 2Hg +0,788
• Ag+|Ag Ag+ + e- = Ag +0,799
• Hg2+|Hg Hg2+ + 2e- = Hg +0,854
• Hg2+, Hg2
2+| Pt 2Hg2+ + 2e- = Hg2
2+ +0,919

Potenciales Normales
Br-|Br2 (Pt) Br2 + 2e- = 2Br- +1,066
H+|O2 (Pt) O2 + 4H+ + 4e- = 2H2O +1,229
Tl3 /,Tl+ | Pt Tl3+ + 2e- = Tl+ +1,252
Cr2O7
2-, H+ /Cr3+ | Pt Cr2O7
2- + 14 H+ + 6e- = 2Cr3+ + 7H2O +1,333
Cl- |Cl2 (Pt) Cl2 + 2e- = 2Cl- +1,359
Au3+|Au Au3+ + 3e- = Au +1,497
MnO4
- , H+, Mn2+|Pt MnO4
- +8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O +1,507
Au+|Au Au+ + e- = Au +1,691
Pb4+, Pb2+|Pt Pb4+ + 2e- = Pb2+ +1,693
Co3+, Co2+|Pt Co3+ + e- = Co2+ +1,808
F- | F2 (Pt) F2 + 2e- = 2F- +2,865

Espontaneidad de una
reacción REDOX
 Dependiendo del valor del potencial total
de la celda, se puede predecir si una redox
será espontánea o no:
Eº > 0 : reacción espontánea
Eº < 0 : reacción no
espontánea