AGRADECIMIENTO:

Agradesco a mis padres por darme apoyo para

Desarrollar este trabajo monográfico y al docente

Por darme la oportunidad por realizarlo

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 ELECTROQUÍMICA
AGRADECIMIENTO ........................................................................................................................ 1
ELECTROQUÍMICA ......................................................................................................................... 2
TABLA DE CONTENIDO ................................................................................................................. 2
1.- CONCEPTO DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN............................................................................. 3
1.1.- REGLAS DE ASIGNACIÓN DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN......................................... 4
2.- AJUSTE DE REACCIONES REDOX. CONCEPTO DE SEMIRREACCIÓN ............................ 4
2.1.- MÉTODO DE VARIACIÓN DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN ......................................... 5
2.2.- MÉTODO DEL IÓN-ELECTRÓN ......................................................................................... 5
2.2.a.- En medio ácido. ................................................................................................................ 6
2.2.b.- En medio básico................................................................................................................ 7
3.- VALORACIONES REDOX .......................................................................................................... 8
4.- ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIÓNS DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN .......................... 9
5.- CELDAS GALVÁNICAS .............................................................................................................. 9
6.- REPRESENTACIÓN DE PILAS ................................................................................................. 11
7.- TIPOS DE ELECTRODOS .......................................................................................................... 12
7.1. Electrodos metal-ión metálico. .............................................................................................. 12
7.2. Electrodos redox. ................................................................................................................... 12
7.3. Electrodos de gas ................................................................................................................... 13
8.- POTENCIALES NORMALES DE ELECTRODO ..................................................................... 13
9.- CÁLCULO DE LA F.E.M. NORMAL, Eo, DE UNA PILA ....................................................... 16
10.- RELACIÓN ENTRE LA F.E.M. Y G DE LA REACCIÓN ................................................... 16
11.- INFLUENCIA DE LA CONCENTRACIÓN EN LA F.E.M. DE LA PILA ............................. 17
12.- CONSTANTE DE EQUILIBRIO DE UNA ECUACIÓN REDOX .......................................... 18
13.- PREDICCIÓN DE LA ESPONTANEIDAD DE UN PROCESO REDOX EMPLEANDO LOS
VALORES TABULADOS DE LOS POTENCIALES NORMALES .............................................. 18
14.- CELDAS ELECTROLÍTICAS .................................................................................................. 19
14.1.- NATUREZA DE LOS PRODUCTOS DE LA ELECTRÓLISIS ....................................... 20
a) Sales fundidas ....................................................................................................................... 21
b) Disoluciones acuosas de ácidos, bases y sales...................................................................... 21
15.- ASPECTOS CUANTITATIVOS DE LA ELECTRÓLISIS ...................................................... 23
16.- APLICACIONES INDUSTRIALES DE LA ELECTRÓLISIS................................................. 24
16.1.- RECUBRIMIENTOS METÁLICOS .................................................................................. 25
16.2.- PURIFICACIÓN ELECTROLÍTICA DEL COBRE .......................................................... 25
17. WEBGRAFIA .............................................................................................................................. 26

La transferencia de electrones puede llevarse a cabo de manera directa e indirecta. En este segundo caso
veremos como se puede transformar energía química en eléctrica, mediante dispositivos denominados
pilas, en reacciones en las que G<0. O proceso inverso, la utilización de energía eléctrica para llevar a
cabo reacciones químicas en las que G>0, nos llevará al estudio de la electrolysis.

2
1.- CONCEPTO DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN.

Antiguamente la unión de una substancia con el oxígeno se denominó oxidación, y la merma de

oxígeno en un compuesto se denominó reducción. Actualmente el conocimiento de la naturaleza
electrónica del átomo permite extender el concepto de oxidación-reducción a uno amplio conjunto de
reacciones en las que no participa el oxígeno.
Consideremos las reacciones siguientes:
4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s)
2 Zn(s) + O2(g) → 2 ZnO(s)
2 Ag+ + Cu → Cu 2+ + 2 Ag
(aq) (s) (aq) (s)

Todas ellas tienen en común que algunos átomos ceden electrones y que otros los ganan. Es decir, tiene
lugar una transferencia de electrones de unos átomos a otros.
El concepto de oxidación va unido al concepto de reducción, ya que un átomo no puede perder
electrones si no hay quien los gane, y viceversa. De este modo podemos definir oxidación como el
proceso en el que un átomo cede electrones y reducción como el proceso en el que un átomo gana
electrones.

EJERCICIO 1: Distingue en las reacciones anteriores los átomos que se oxidan y los que se reducen.

Llamaremos agente oxidante, u oxidante, a la sustancia que provoca la oxidación de otra. Esto
supone que le extrae electrones, y por lo tanto gana electrones y se reduce. El oxidante se reduce.
Llamaremos agente reductor, o reductor, a la sustancia que provoca la reducción de otra. Para
esto tendrá que proporcionarle o cederle electrones, por lo que perderá dichos electrones y se oxidará.
El reductor se oxida.

OXIDANTES REDUCTORES
Halógenos: F2, Cl2, Br2, I2 Metales alcalinos y alcalinotérreos: Li, Na,... Mg, Ca,...
Oxígeno: O2 Metales: Zn, Fe, Sn, Al
− − − 2− 2−
Oxoaniones:
2−
NO3 , IO3 , MnO4 , Oxoaniones: C2O4 , SO3 ,...
Cr2O7 ,... No metales: H2, C...

Hay reacciones en las que no hay una transferencia real de electrones y sin embargo pueden
considerarse cómo reacciones de oxidación-reducción. Como por ejemplo en la reacción
2 CO(g) + O2(g) → 2 CO2(g)
no se ve la transferencia de electrones ya que los compuestos que intervienen son covalentes. Sin
embargo en el enlace covalente puede haber transferencia parcial de electrones del enlace hacia el átomo
más electronegativo dando un carácter polar a dicho enlace. Por lo tanto cada átomo de un compuesto se
puede caracterizar por un estado de carga, real en los compuestos iónicos y ficticia en los compuestos
covalentes. El número que indica dicho estado de carga se denomina número de oxidación del elemento
en dicho compuesto. El concepto de número de oxidación se deduce únicamente a partir de la fórmula
empírica del compuesto y no depende de la estructura y tipo de enlace del mismo.
El número de oxidación nos da idea de los electrones que se ponen en juego en una reacción,
es por lo tanto un concepto que nos facilita la comprensión de las reacciones redox; es simplemente un
concepto útil aunque no se ajuste a la distribución real de carga de los compuestos.
3
 El número de oxidación será positivo cuando un elemento pierda electrones o los comparta con
un elemento más electronegativo, y será negativo cuando capte electrones o los comparta con un
elemento más electropositivo. Para asignar el número de oxidación a cada elemento en los compuestos
que participan en una reacción redox se deben seguir una serie de reglas como las siguientes:

1.1.- REGLAS DE ASIGNACIÓN DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN.

1.- El número de oxidación de todo elemento, en cualquiera estado alotrópico, en estado libre es
cero. Fe, Cl2, S8, P4(rojo), P4(blanco), C(diamante), C(grafito), etc.
2.- En los iones monoatómicos el número de oxidación coincide con la carga real. Los números
de oxidación de los iones S2−, Cl−, Na+, Ca2+, son −2, −1, +1, y +2, respectivamente.
3.- El número de oxidación del hidrógeno en sus compuestos con los metales es −1, y en sus
combinaciones con no metales es +1.
4.- El número de oxidación del oxígeno es −2 en todos sus compuestos, excepto en los
peróxidos donde es −1, y con el flúor que es +2.
5.- La suma algebraica de los número de oxidación de todos los átomos de una especie química
poliatómica debe ser igual a la carga neta de la misma. En el Fe2O3 el hierro debe ser +3, en el SO2−4 el
azufre debe ser +6, en el NH4+ el nitrógeno debe ser −3.
6.- En los compuestos entre no metales, en los que no intervengan ni el hidrógeno ni el oxígeno,
al elemento más electronegativo se le asigna el número de oxidación que presenta más frecuentemente.
En el CCl4 si el Cl es −1 el C será +4; en el As2Se5 si el Se es −2 el As será +5.

En base al concepto de número de oxidación se pode definir una reacción de oxidación-

reducción o reacción redox como aquella en la que tiene lugar un cambio en los números de oxidación
de algunos átomos de las sustancias que intervienen en la reacción.
De una manera general una reacción redox se puede escribir:
Oxidante(1) + Reductor(2) → Reductor(1) + Oxidante(2)
Esto pone de manifiesto, de manera análoga a las reacciones ácido-base, el hecho de que dichas
reacciones sólo ocurren cuando se ponen en contacto pares oxidante/reductor. Posteriormente
estudiaremos la manera de medir la tendencia a que la reacción se produzca en un sentido o en otro, es
decir, la tendencia de una substancia a perder o ganar electrones frente a otra.

EJERCICIO 2: Determina el número de oxidación de los elementos que forman las siguientes
sustancias: H2O, HCl, NaCl, ZnCl2, ZnO, H2SO4, SO2−4 , HNO3, NO−3 , H2S, S2− , KMnO4, MnO2, VO3+,
P4O10, LiH, ICl5, NF3, SO32− , S2O42− , Cr2O72− .

EJERCICIO 3: ¿Cuál es el agente oxidante y cuál es el agente reductor en las siguientes reacciones?
Zn + Cl2 → ZnCl2 CuO
+ H2 → Cu + H2O
2 NO + O2 → 2 NO2

2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2

2.- AJUSTE DE REACCIONES REDOX. CONCEPTO DE

SEMIRREACCIÓN.
Las ecuaciones redox más sencillas pueden ajustarse por simple tanteo. Sin embargo, muchas reacciones
redox son demasiado complejas para ajustarlas de este modo. Conviene emplear algún método que permita
el acoplamiento con relativa facilidad. Estudiaremos el método de variación del número de oxidación y el
método del ión-electrón.
4
 El hecho de que en una reacción redox el número de electrones cedidos por el agente reductor debe ser
igual al número de electrones ganados por el agente oxidante puede emplearse como un método útil para
ajustar este tipo de reacciones.

2.1.- MÉTODO DE VARIACIÓN DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN.

En este método el acoplamiento de una reacción se realiza comparando el aumento del número de
oxidación experimentado por el átomo que se oxida con la merma sufrida por el átomo que se reduce.
Ajustemos la ecuación:
Fe2O3 + CO → Fe + CO2
seguiremos los siguientes pasos:
Observamos en la ecuación los elementos que cambian su número de oxidación:
+3 +2 0 +4

Fe2O3 + CO → Fe + CO2
1) Se escriben las semirreacciones de oxidación y reducción con los átomos o iones
monoatómicos que cambian de N.O.
+2 +4

C → C + 2 e− Oxidación
+3 0

Fe + 3 e− → Fe Reducción
2) Se igualan los electrones que intervienen en ambas semirreacciones. Se multiplica cada una
de ellas por el número que permita conseguir el mínimo común múltiplo de los e− intercambiados.
+2 +4

3 C → 3 C + 6 e−
+3 0

2 Fe + 6 e− → 2 Fe
3) Se suman ambas semirreacciones, eliminándose los electrones y obteniéndose una reacción
global en la que intervienen los elementos que se oxidan y reducen con los coeficientes ya ajustados:
+3 +2 0 +4

2 Fe + 3 C → 2 Fe + 3 C
4) Se pasan los coeficientes a la reacción inicial y se terminan de ajustar por tanteo las sustancias
que sin oxidarse ni reducirse intervienen en la reacción:
Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2

2.2.- MÉTODO DEL IÓN-ELECTRÓN.

Es el método que más se adapta a los procesos que transcurren en disolución acuosa, donde es frecuente
encontrar especies en forma iónica.
Las etapas de este método dependen de que la reacción tenga lugar en medio ácido o en medio básico. En
cualquiera caso es útil desglosar el proceso global en dos semirreacciones, una correspondiente a la
oxidación y otra a la reducción, es decir:

Reductor(2) → Oxidante(2) + n e− [Oxidación]

Oxidante(1) + n e− → Reductor(1) [Reducción]

Oxidante(1) + Reductor(2) → Reductor(1) + Oxidante(2)

Después veremos que estas semirreacciones pueden tener lugar realmente en las pilas
galvánicas y en las cubas electrolíticas.

5
2.2.A.- EN MEDIO ÁCIDO.
Ajustar la reacción
+5 +4 0 +6

IO3 −(aq) + SO2(aq) + H2O(l) → I2(aq) + SO4 (aq)+ H3O

2−
(aq)
+

De la observación de los números de oxidación se deduce que el IO3− es el oxidante y el SO2 es

el reductor. La presencia de H3O+ indica que la reacción tiene lugar en medio ácido. Para proceder al
ajuste seguiremos las siguientes reglas:
1) Escribir las semirreacciones, sin ajustar, de oxidación para el elemento que aumente el N.O.
y de reducción para el elemento que disminuye el N.O.:
SO2 → SO4 2− Oxidación
−
IO3 → I2 Reducción
2) Ajustar estequiometricamente el elemento reducido u oxidado en cada semirreacción:
SO2 → SO42−
2 IO3 − → I2
3) Ajustar los átomos de oxígeno añadiendo moléculas de agua:
SO2 + 2 H2O → SO4 2 2−
−
IO3 → I2 + 6 H2O
4) Ajustar los átomos de hidrógeno añadiendo ións H+ (procedentes del medio ácido):
SO2 + 2 H2O → SO42− + 4 H+
2 IO3 − + 12 H +→ I2 + 6 H2O
5) Ajustar la carga eléctrica añadiendo electrones e−:
SO2 + 2 H2O → SO4 2− + 4 H ++ 2 e 2−
− + −
IO3 + 12 H + 10 e → I2 + 6 H2O
6) Se igualan los electrones intercambiados en ambas semirreacciones.
Ya que se ceden dos electrones en la reacción de oxidación y se requieren diez electrones en la
reacción de reducción, la ecuación correspondiente a la oxidación debe multiplicarse por cinco:
5 SO2 + 10 H2O → 5 SO42− + 20 H+ + 10 e−
7) Se suman las semirreacciones, de forma que se eliminen los electrones.
5 SO2 + 10 H2O → 5 SO42− + 20 H+ + 10 e−
2 IO3 − + 12 H ++ 10 e −→ I2 + 6 H2O
5 SO2 + 4 H2O + 2 IO3 →
−
5 SO4 2−
+ 8 H ++ I2
Puesto que es más adecuado escribir H3O+ que H+, basta añadir 8 H2O a ambos lados de la ecuación:
5 SO2 + 2 IO3 −+ 12 H2O → 5 SO4 2− + I2 + 8 H3O +
La ecuación anterior corresponde a la reacción iónica ajustada; para obtener la ecuación completa
basta añadir las especies inertes y tener en cuenta que se debe conservar la neutralidad eléctrica.

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2.2.B.- EN MEDIO BÁSICO.
Ajustar la reacción
+7 -3 +5 +4
− −
MnO 4 (aq) + NH3(aq) → NO 3 (aq) + MnO2(s) + OH−(aq) + H2O(l)
De la observación de los números de oxidación se deduce que el MnO4− es el oxidante y el NH3
el reductor. La presencia de OH− indica que la reacción tiene lugar en medio básico. Para ajustarla
seguiremos las siguientes reglas:
1) Escribir las semirreacciones, sin ajustar, de oxidación para el elemento que aumente el N.O.
y de reducción para el elemento que disminuye el N.O.:
NH3 → NO3− Oxidación
MnO4 − → MnO2 Reducción
2) Ajustar estequiometricamente el elemento reducido u oxidado en cada semirreacción. (En este
caso no hace falta)
3) Ajustar los átomos de oxígeno añadiendo ións OH− (procedentes del medio básico):
NH3 + 3 OH− → NO3 −
MnO4 − → MnO2 + 2 OH −
4) Ajustar los átomos de hidrógeno añadiendo una molécula de agua H2O por cada hidrógeno
necesario. Añadir un número igual de iones OH− en el lado contrario.
NH3 + 9 OH− → NO3 + −6 H2O MnO4
− −
+ 2 H2O → MnO2 + 4 OH
5) Ajustar las cargas eléctricas añadiendo electrones e−:
NH3 + 9 OH− → NO3 + −6 H2O + 8 e MnO
−
4
− − −
+ 2 H2O + 3 e → MnO2 + 4 OH
6) Se igualan los electrones intercambiados en ambas semirreacciones.
Para ello hace falta multiplicar por tres la primera semirreacción y por ocho la segunda:
3 NH3 + 27 OH− → 3 NO3 − + 18 H2O + 24 e−
8 MnO4 − + 16 H2O + 24 e −→ 8 MnO2 + 32 OH −
7) Sumar las semirreacciones para eliminar los electrones:
3 NH3 + 8 MnO4 −→ 3 NO3 +− 8 MnO2 + 2 H2O + 5 OH −

La ecuación anterior corresponde a la ecuación iónica; para obtener la ecuación completa basta
añadir las especies inertes y tener en cuenta que se debe conservar la neutralidad eléctrica.

En cuanto a las semirreaccións redox hay dos puntos importantes que deben tener en cuenta:
1º) El hecho de que toda reacción redox pueda escribirse como un par de semirreacciones no
implica que estas representen necesariamente el mecanismo por el cual tiene lugar la reacción. Hay
reacciones redox que tienen lugar por transferencia de átomos de oxígeno en lugar de transferencia de
electrones libres. Como por ejemplo:
ClO3 −(aq) + 3 SO3 2−(aq) → Cl (aq)
− 2−
+ 3 SO4 (aq)
2º) El estado del electrón en la semirreacción no está bien definido. Se conocen electrones
hidratados en estado libre, pero son altamente reactivos y de corta vida, y no es este estado lo que está
implicado en el símbolo e−. Esta incertidumbre sobre el estado del electrón hace poco significativo todo
cálculo energético en una semirreacción.
7
EJERCICIO 4: Ajusta las siguientes reacciones redox:
Cr2O72− + SO32− → Cr3+ + SO42− (medio ácido)
H2O2 + I− → I2 + H2O (medio ácido)
VO3− + Al → VO2+ + Al3+ (medio ácido)
BrO3 − + Br −→ Br2 (medio ácido)
Br2 + AsO2 −→ AsO4 3−
+ Br − (medio básico)
SO32− + Cl2 → SO42− + Cl− (medio básico)
Cl2 → Cl− + ClO3 − (medio básico)
MnO4 − + NO2 −→ NO3 +− MnO2 (medio básico)

3.- VALORACIONES REDOX.

Una aplicación muy útil de las reacciones redox es la valoración o determinación de la concentración de
una disolución a partir de otra disolución de un oxidante o reductor de concentración conocida.
El punto de equivalencia se pone de manifiesto generalmente por el cambio de color que presenta la
forma oxidada y reducida de uno de los reactivos.
Para llevar a cabo una valoración de este tipo es conveniente ajustar primero la reacción y proceder
como en cualquier valoración ácido-base.
En una valoración redox el número de electrones que cede el reductor es igual al número de electrones
que gana el oxidante.
Consideremos la siguiente reacción redox:
MnO4− + 5 Fe2+ + 8 H+ → Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O
Para determinar la concentración desconocida de Fe2+, mediante una valoración con una disolución de
MnO4−de concentración conocida, se toma un volumen determinado V(Fe ) de la 2+
disolución que
contiene el Fe que se introduce en un matraz Erlenmeyer y se va añadiendo la disolución de MnO4 −
2+

desde la bureta hasta alcanzar el punto final. Este se visualiza fácilmente debido a la gran diferencia de
−
color entre los iones Mn2+ (incoloro) y MnO4 (violeta). Una gota en exceso de disolución valorante
comunica un color violáceo. Supongamos que el punto final se alcanza cuando se consume un
volumen V(MnO4 −).

Fe+2 → Fe+3 + e−+7 Oxidación

MnO4− + 5 e− → Mn+2 Reducción
En el punto final debe verificarse que:
nº de electrones x nº moles de oxidante = nº de electrones x nº moles de reductor
n  Mox  Vox = m  Mred  Vred
5  [MnO ]  V(MnO )  1 [Fe2 ]  V(Fe2 )
4 4

[MnO4] V(MnO ) [Fe+2]·V(Fe+2) 5

4
1

8
 

Tomando como referencia la ecuación ajustada el número de moles de oxidante entre su coeficiente es
igual al número de moles de reductor entre su coeficiente.

EJERCICIO 5: Cuando 25,00cm3 de una disolución de Na2S2O3 se valoran con una disolución 0,051M
de I2, se necesitan 22,63cm3 de esta. La ecuación sin ajustar para esta reacción es:
S2O3 2− + I2 → S4O6 2− + I −
Ajusta la reacción y calcula la concentración de la disolución de Na2S2O3.

EJERCICIO 6: Calcula la concentración de una disolución de oxalato de potasio, K2C2O4, si se

necesitan 35,16cm3 de la misma para alcanzar el punto final con 46,72cm3 de una disolución ácida
0,0617M de KMnO4. La reacción sin ajustar es:
MnO4 − + C2O4 2− → Mn 2+ + CO2

4.- ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIÓNS DE OXIDACIÓN-

REDUCCIÓN.

Según lo considerado en el Tema 4, las reacciones químicas son espontáneas cuando la variación de energía libre
de Gibbs es menor que cero, y a medida que la reacción transcurre su G se va aproximando a cero, que alcanza
en el momento del equilibrio.

Esta consideración se aplica a los procesos de oxidación-reducción de forma que algunos de ellos se
producen espontáneamente y otros no se producen:
G<0 proceso redox espontáneo: Tiene aplicación en las celdas galvánicas o pilas que
permiten obtener corriente eléctrica a partir de una reacción. En este caso G = W eléctrico.
G>0 proceso redox no espontáneo: Estas reacciones tienen lugar en las celdas electrolíticas, donde el
paso de la corriente permite producir dichas reacciones.

5.- CELDAS GALVÁNICAS.

Si sumergimos una lámina de Zn en una disolución que contenga iones Cu2+, tal como indica la figura ,
tiene lugar la siguiente reacción redox

Zn(s) + Cu2+ → Cu
(aq) (s) + Zn2+
(aq)

en la que la transferencia de electrones transcurre de manera directa desde el

Zn a los iones Cu2+. Como no hay flujo neto de carga en una determinada
dirección de la reacción anterior no se pode obtener una corriente eléctrica.

9
 Sin embargo existe un cambio para llevar a cabo la misma
reaccion convitiendo la transferencia de electrones en una
corriente electrica aprovechabl esto puede llevarse a cabo
mediante la utilizacio de los dispositivos de las figuras. fig. 2 Pila Daniell con tabique
Analicemos primero el dispositivo de la fig. 2 . a la izquierda poroso.
hay una disolucion de ZnSO, 1M en la que se submerge
lamina de Zn. Esta combinacion metal-disolucion sedenomina
electrode. A la derecha hay otro electrode formado por una
disolucion de CuSO4 1M y una lamina de Cu. Ambas
disoluciones están separadas por un tabique poroso. Si se unen
las láminas de Zn y Cu mediante un hilo conductor, el
amperímetro A señala el paso de electrones de la lámina de Zn a
la lámina de Cu, es decir, hay una circulación de corriente
eléctrica a través del conductor exterior. Esto puede explicarse
fácilmente si se admite que en los dos electrodos ocurren
simultáneamente las semirreaccións:
Zn(s) → Zn2+ ) (aq
+ 2 e− (aq)
Cu2+ + 2 e →− Cu(s)

Siendo la reacción global la suma de ambas:

Zn(s) + Cu2+ (aq) → Cu(s) + Zn (aq)
2+

En el electrodo de Zn tiene lugar una oxidación y en el

electrodo de Cu una reducción. Los electrones puestos
en juego no se transfieren directamente del Zn al Cu2+,
sino que lo hacen a través del hilo conductor dando lugar fig. 3 Pila Daniell con puente salino
a una corriente eléctrica.

¿Qué papel desempeña el tabique poroso? La función del mismo es doble. Por una parte impide
la mezcla de ambas disoluciones, evitando así que la transferencia de electrones tenga lugar de manera
directa. Por otra parte mantiene la neutralidad eléctrica. La oxidación del electrodo de Zn produce un
aumento de la concentración de ións Zn2+, con el cual la disolución de la izquierda queda cargada
positivamente y se crea un campo eléctrico, el sentido del mismo va de la disolución a la lámina de Zn,
frenando la tendencia a que pasen nuevos iones Zn2+ a la disolución. Por el contrario, en el electrodo de
Cu ocurre lo contrario, ya que al disminuir la concentración de iones Cu2+ la disolución queda cargada
negativamente y se crea un campo eléctrico, de sentido de la lámina de Cu a la disolución, lo cual se
opone a que nuevos iones Cu2+ se depositen sobre la lámina de Cu. Los efectos anteriores se anulan si el
anión de las sales (en este caso el sulfato) puede circular a través del tabique poroso desde la disolución
de Cu2+ a la disolución de Zn2+, de forma que ambas permanezcan electricamente neutras.
En el dispositivo de la fig. 3 las dos disoluciones están unidas por un puente salino, que contiene
una disolución de un electrolito muy conductor, como por ejemplo, KCl o NaNO3. En este caso son los
iones de la sal del puente salino los que preservan la neutralidad eléctrica de ambas disoluciones. El catión
de la sal se dirige hacia la disolución de iones Cu2+ y el anión hacia la disolución de iones Zn2+, tal como
se ve en la fig. 3.

10
 Los dispositivos anteriores, que permiten la conversión de energía química en energía eléctrica,
reciben el nombre de pilas o celdas galvánicas. La explicada en este apartado es la pila Daniell.
El electrodo donde tiene lugar a semirreacción de oxidación recibe el nombre de ánodo (del
griego ánodos, camino ascendente) y se le asigna polaridad negativa. El electrodo donde tiene lugar a
semirreacción de reducción se denomina cátodo (del griego káthodos, camino descendente) y se le
asigna polaridad positiva. La polaridad de los electrodos se determina experimentalmente mediante un
galvanómetro, que indica la dirección de flujo de los electrones. En una pila los electrones circulan del
ánodo al cátodo (o del polo negativo al polo positivo) a través del hilo conductor del circuito externo.
Dicho flujo de electrones tiene lugar debido a que entre los electrodos de la pila se establece una
diferencia de potencial eléctrico.
Se denomina fuerza electromotriz (f.e.m.) de la pila al valor máximo de esta diferencia de
potencial cuando la intensidad de corriente es cero; se simboliza por Epila.
Hay dos métodos para determinar el valor máximo de Epila:
1. Utilizar un voltímetro de transistores. Este instrumento es un dispositivo que mide
diferencias de potencial tomando una cantidad muy pequeña de corriente.
2. Utilizar un dispositivo potenciométrico.

6.- REPRESENTACIÓN DE PILAS.

A efectos prácticos, en lugar de dibujar un diagrama completo de una pila es conveniente utilizar una
notación simplificada, para especificar los procesos que tienen lugar en dicha pila. Por ejemplo, la pila
Daniell se representa por:
Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s) Eo = +1,10V
Veamos que convenios empleamos en esta notación:
1) Las lineas verticales simples indican una separación de fases. La doble linea vertical representa
un tabique poroso o un puente salino.
2) El electrodo de la izquierda es el ánodo y por lo tanto la semirreacción asociada con él se
escribe como una oxidación. El electrodo de la derecha es el cátodo y la semirreacción asociada con él
se escribe como una reducción. En nuestro ejemplo:
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e−
Cu2+(aq) + 2 e− → Cu(s)
La reacción de la pila se obtiene como suma de las anteriores:
Zn(s) + Cu2+ (aq) → Zn2+ (aq) + Cu (s)
3) A la f.e.m. medida se le asigna el signo correspondiente a la polaridad real del electrodo
situado a la derecha. El flujo de electrones a través del circuito externo va de izquierda a la derecha, por
lo tanto, el electrodo de cobre es el positivo.
4) Si las concentraciones de Zn2+ y de Cu2+ corresponden a los estados normales (1M) se pone un
superíndice a la Epila, así Eºpila. La polaridad del electrodo de Cu es (+) y por lo tanto la f.e.m. es
+1,10V
(−) (+)
Zn(s) | Zn2+ (aq) || Cu2+(aq) | Cu(s) Eº = +1,10V

11
 5) Si la f.e.m. de la pila es positiva significa que la reacción tiene lugar espontaneamente tal
como está escrita. Veremos que este criterio de signos está íntimamente relacionado con el criterio
termodinámico de espontaneidad. En nuestro ejemplo, Eº es positivo, luego la reacción espontánea es:
Zn(s) + Cu2+ (aq) → Zn2+ (aq) + Cu (s)
La notación
(+) (−)
2+ 2+
Cu(s) | Cu (aq) || Zn (aq) | Zn(s) Eº = −1,10V
corresponde a la reacción
Cu(s) + Zn2+ (aq) → Zn (s)+ Cu2+ (aq)

que no es espontánea.
El signo menos (−) de la f.e.m. indica que el flujo de electrones tiene lugar de forma espontánea
de derecha a izquierda, es decir, del Zn al Cu contrariamente a como está escrita la reacción anterior.

7.- TIPOS DE ELECTRODOS.

7.1. ELECTRODOS METAL-IÓN METÁLICO.

Son los electrodos formados por un metal sumergido en una disolución de sus iones. Los
electrodos de la pila Daniell constituyen un ejemplo de este tipo.
7.2. ELECTRODOS REDOX.
Están formados por un metal inerte,
usualmente platino, el cual no sufre ningún
cambio durante el proceso, ya que únicamente
hace de transportador de electrones. Este metal
se sumerge en una disolución en la que se
encuentran iones del mismo elemento en
diferentes estados de oxidación. Un ejemplo de
este tipo de electrodos lo constituye el Pt
sumergido en una disolución que contenga
iones Fe2+ y Fe3+. Las reacciones que pueden
tener lugar son:
Fe2+ (aq) → Fe 3+(aq) + 1 e − Oxidación

Fe3+ (aq) + 1 e− → Fe2+(aq) Reducción

Cuando en una pila hay electrodos fig.4 Pila formada por un electrodo redox y un
redox, las especies más reducidas se escriben electrodo de gas.
junto al metal inerte. En nuestro ejemplo,

Fe3+(aq), Fe2+(aq)|Pt o Pt|Fe2+(aq), Fe3+(aq)

Si intervienen
− varias
+ especies
− químicas,
2+ como por
ejemplo en la semirreacción, MnO4 (aq) + 8 H (aq) + 5 e → Mn (aq)
+ 4 H2O(l) la notación correspondiente es:
[MnO4 −(aq) + 8 H +(aq)],[Mn +2(aq) + 4 H2O(l)]|Pt

12
 7.3. ELECTRODOS DE GAS.
Están formados por un metal inerte tal como Pt, en contacto con el gas y la disolución del anión
correspondiente. El electrodo de cloro es un ejemplo de este tipo. Las reacciones que pueden tener lugar
son:
2 Cl− (aq) → Cl 2(g) + 2 e−
Cl2(g) + 2 e− → 2 Cl− (aq)
la notación correspondiente es:
Cl2(g), Cl−(aq)|Pt

8.- POTENCIALES NORMALES DE ELECTRODO.

La f.e.m. medida en una pila puede considerarse formada por la diferencia de dos diferencias de
potencial, corresponsal cada una de ellas a la diferencia de potencial entre el metal y la disolución
(potencial de electrodo).
Epila = Ecátodo - E ánodo
por estar el cátodo cargado positivamente y el ánodo negativamente.
El potencial del cátodo y el potencial del ánodo se denominan potenciales absolutos de
electrodo. El potencial de electrodo depende de la naturaleza del metal, de la concentración de la
disolución y de la temperatura, por tratarse el proceso de un equilibrio químico.
Es imposible medir el potencial absoluto de un electrodo; ello se debe al proceso mismo de medida, ya
que el intento de llevarla a cabo a través de una interfase (metal-disolución) conlleva introducir una nueva
interfase, como es el hilo terminal del voltímetro para cerrar el circuito, de suerte que lo que realmente
se determina es la diferencia de las diferencias de potencial a través de por lo menos dos interfases. Por
lo tanto sólo podemos medir diferencias entre los potenciales de dos electrodos.
Para evitar esta dificultad se acuerda elegir un electrodo de referencia al que, de manera
arbitraria, se le asigna el valor cero a su potencial de electrodo. De esta forma la f.e.m. de una pila,
formada por un electrodo cualquiera y el de referencia, da el valor del potencial de aquel electrodo
relativo al de referencia.
Se define el potencial normal de electrodo, Eº, como el
potencial que se obtiene en una pila construida con dicho
electrodo y un electrodo de hidrógeno cuando las concentraciones
de las sustancias que participan en la reacción es 1M y la presión es
1atm (para las substancias gaseosas).
Por acuerdo internacional se escoge el electrodo de
hidrógeno como electrodo de referencia. Está formado por Pt que
actúa de metal inerte, sobre lo que se depositó, electroliticamente,
platino finamente dividido, que actúa como catalizador. El platino
está en contacto con hidrógeno a la presión de una atmósfera y
con una disolución 1M de iones H+(aq).

En este electrodo son posibles las dos semirreacciones siguientes:

H2(1atm) → 2 H+ 1M)
( + 2 e−
2 H+ + 2 e− → H
(1M) 2(1atm)

13
 Que se produzca una u otra depende de que la semirreacción que tenga lugar en el otro
electrodo sea de reducción o de oxidación.
Al potencial de electrodo de hidrógeno en las condiciones anteriores (P(H2)=1atm, [H+]=1M) se le
asigna el valor cero, a cualquier temperatura.
o
E =0
(H+/H2 )

Para asignar los potenciales normales de electrodo de otras semirreacciones se determina la

f.e.m., con su signo correspondiente, de la pila. +
Pt|H2(1atm), H 1M)||Mn+ 1M)|M(s)
( (

Esto significa que el que se tabula es el potencial de electrodo correspondiente al proceso de reducción,
Mn+ (1M) + ne− → M(s)
Fase oxidada + ne− → Fase reducida
que mide la mayor o menor tendencia del ión Mn+ a aceptar electrones frente a la reacción
2 H+ + 2 e− → H
(1M) 2(1atm)

Por esta razón al potencial normal de electrodo se le denomina también potencial normal de reducción
del electrodo y se designa con el símbolo
o
E
Mn /M

Así, si Eºpila es positivo quiere decir que la reacción transcurre espontáneamente según el convenio
asignado a la pila. Si Eºpila es negativo quiere decir que la reacción transcurre en el sentido contrario,
teniendo lugar la oxidación de M y la reducción de H+.

Potenciales normales de reducción a 298K

Semirreacción Eº (V)
− −
F2(g) + 2e → 2 F +2,87
+ (aq)
−
O3(g) + 2 H + 2e → O +HO +2,07
+(aq) − 2(g) 2 (l)
H2O2(aq) +2 H aq) + 2e → 2 H O +1,77
( 2 (l)
Ce4+ (aq) + e −→ Ce (aq)3+ +1,61
− + − 2+
MnO4 (aq) + 8 H (aq) + 5e → Mn (aq) + 4 H2O(l) +1,51
Au3+ (aq) + 3e → − +1,50
Au(s)
− −
Cl2(g) + 2e → 2 Cl +1,36
2− + (aq) − 3+ +1,33
Cr2O7 (aq) + 14 H (aq) + 6e → 2 Cr (aq) + 7 H2O(l)
+ −
O2(g) + 4 H + 4e → 2 H O +1,23
(aq) 2 (l)
+ − 2+
MnO2(s) + 4 H + 2e → Mn +2HO +1,21
− −(aq) (aq) 2 (l)
Br2(l) + 2e → 2 Br +1,07
(aq)
− + − +0,96
NO3 (aq) + 4 H (aq) + 3e → NO(g) + 2 H2O(l)
2+ − 2+
2 Hg + 2e → Hg +0,92
+ (aq)− 2 (aq)
Ag + e → Ag +0,80
(aq)
2+ − (s)
Hg2 (aq) + 2e → 2 Hg(l) +0,79
Fe3+ (aq) + e −→ Fe (aq)2+ +0,77
+ −
O2(g) + 2 H + 2e → H O +0,68
− (aq) −2 2(aq) − +0,59
MnO4 (aq) + 2 H2O(l) + 3e → MnO2(s) + 4 OH (aq)
− −
I2(s) + 2e → 2 I +0,53
+ − (aq)
Cu + e → Cu +0,52
(aq) − (s) −
O2(g) + 2 H2O(l) + 4e → 4 OH +0,40
(aq)
Cu2+ (aq) + 2e → − +0,34
Cu(s)
14
 2− + −
SO4 (aq) + 4 H (aq) + 2e → SO2(g) + 2 H2O(l) +0,20
Cu2+ (aq) + e −→ Cu (aq)+ +0,15

Sn4+ (aq) + 2e →− 2+
Sn (aq) +0,13
+ −
2H + 2e → H 0,00
(aq) 2(g)

Pb2+ (aq) + 2e → −
Pb(s) −0,13
2+
Sn (aq) + 2e → − −0,14
Sn(s)
Ni2+ (aq) + 2e → −
Ni(s) −0,25
Cd2+ (aq) + 2e → − −0,40
Cd(s)
Cr3+ (aq) + e −→ Cr (aq)2+ −0,41
Fe2+ (aq) + 2e → − −0,44
Fe(s)
Cr3+ (aq) + 3e → −
Cr(s) −0,74
Zn2+ (aq) + 2e → − −0,76
Zn(s)
− −
2H2O (l) + 2e → H2 (g) + 2 OH −0,83
(aq)
Mn2+ (aq) + 2e → − −1,18
Mn(s)
3+ −
Al (aq) + 3e → Al(s) −1,66
− − −2,23
H2(g) + 2e → 2 H
(aq)
Mg2+ (aq) + 2e → −
Mg(s) −2,37
+ − −2,71
Na + e → Na
(aq) (s)
Ca2+ (aq) + 2e → −
Ca(s) −2,87
Ba2+ (aq) + 2e → − −2,90
Ba(s)
+ −
K (aq) + e → K(s) −2,93

Observa la tabla de potenciales normales, tabulados para 25ºC, sin olvidar que van acoplados
con la semirreacción
H2(1atm) → 2 H+ (1M) + 2 e−

En la tabla aparece el valor del potencial normal de reducción para algunas semirreacciones
típicas. Las especies situadas a la izquierda en las semirreacciones son agentes oxidantes, ya que
pueden reducirse ganando electrones. Las situadas a la derecha son agentes reductores, pues son
capaces de oxidarse perdiendo electrones.
El valor del potencial de un electrodo mide la tendencia a que en él se produzca la reducción.
Por lo tanto, dada una semirreacción cualquiera:
Oxidante + n e− → Reductor

cuanto mayor sea su potencial, Eº, mayor es la tendencia de la especie (Oxidante) a reducirse ganando n
electrones y, consecuentemente, menor es la tendencia de la especie (Reductor) a oxidarse cediendo n
electrones. En otras palabras:
El valor de Eºox/red indica en que extensión la semirreacción
Oxidante + n e− → Reductor
está desplazada cara a la derecha.
Las especies Oxidante y Reductor, que se diferencian en n electrones, se denominan par oxidante-
reductor conjugados. Cuanto más fuerte sea un oxidante más débil es su reductor conjugado. Según lo
dicho el mejor oxidante de la tabla es el F2, y el peor el Li+. El F− será el reductor más débil, y el Li
metálico el más fuerte.

15
9.- CÁLCULO DE LA F.E.M. NORMAL, Eo, DE UNA PILA.

Para calcular la f.e.m. normal de una pila se procede de la siguiente manera:

1. Se desdobla la reacción global en las correspondientes semirreacciones de reducción y de
oxidación.
2. A la semirreacción de oxidación se le asigna un potencial de oxidación, igual al potencial de
reducción, pero de signo opuesto. Se suman las semirreacciones anteriores, así como los potenciales de
reducción y de oxidación: o o o
E la = E , cátodo + E ánodo
pi red ox,

O lo que es lo mismo, se restan los correspondientes

o o potenciales
o de reducción:
E la = E , cátodo - E ánodo
pi red red,

3. Si la suma (o resta) de los potenciales anteriores es positiva la reacción tiene lugar de forma
espontánea tal como está escrita. Si la suma (o resta) es negativa la reacción espontánea es la inversa.

10.- RELACIÓN ENTRE LA F.E.M. Y G DE LA REACCIÓN.

Como sabemos en toda reacción química se debe cumplir que

G=HTS
El término H representa el calor intercambiado en el proceso a presión constante, y el término
TS el calor intercambiado en el proceso cuando se realiza a través de infinitos estados de equilibrio, en
un proceso que llamamos reversible. La diferencia de estos dos calores nos permite calcular cuál es el
valor máximo del trabajo que puede realizar este sistema (en nuestro caso la reacción química), que
también denominaremos como trabajo útil. Por lo tanto
 G =  H  T  S = Qp  Qrev =  Wútil

El trabajo máximo que puede obtenerse a presión y temperatura constantes viene dado por la
ecuación
(Wútil )rev =   Gp,T

En una reacción química que puede llevarse a cabo en una pila, el trabajo útil es de tipo
eléctrico. El trabajo eléctrico viene dado por
(Welec )rev = q Epila

donde “Epila” es la f.e.m. de la pila y “q” es la carga que circula a través de dicha diferencia de
potencial.
En la reacción de la pila Daniell, por ejemplo, por cada mol de Zn que se disuelve o por cada
mol de iones Cu2+ que se depositan circulan dos moles de electrones. La carga de un mol de electrones
es
1,602  10-19 C  6,022  1023 mol-1 = 96.472C  mol-1 = F

Esta magnitud recibe el nombre de constante de Faraday y se designa con el símbolo F. El trabajo
eléctrico máximo que se puede obtener en la pila Daniell viene dado por la ecuación
(Welec )rev = 2 F Epila

En general, para un proceso en el que se intercambian n electrones, el trabajo eléctrico es

(Welec )rev = n F Epila

16
 Evidentemente si el trabajo eléctrico máximo se obtiene cuando la intensidad de corriente es
prácticamente nula (condición para que el proceso sea reversible), el proceso transcurrirá con
una lentitud tal que el trabajo no sería aprovechable, dicho de otro modo, la potencia sería
nula. En la práctica cuando circula corriente a través de una pila el trabajo obtenido es menor
que el calculado anteriormente.
Combinando las ecuaciones anteriores tenemos que
Δ Gp,T = - n F Epila

En condiciones normales:
 o
= -n F o

Esta ecuación es de gran importancia químico-física, ya que proporciona uno de los mejores
métodos para determinar las variaciones de entalpía libre de aquellas reacciones que pueden llevarse a
cabo mediante una pila.

11.- INFLUENCIA DE LA CONCENTRACIÓN EN LA F.E.M. DE LA PILA

A medida que la pila se descarga la f.e.m. De la misma disminuye hasta que se hace nula. La
f.e.m. Depende de las concentraciones de reactivos y productos. Cuando la concentración de los
reactivos aumenta la f.e.m también lo hace pero cuando la concentración de los productos aumenta la
f.e.m. disminuye.
La dependencia de la f.e.m. de la pila respecto a la concentración se obtiene de la relación de la
ΔG respecto a la concentración.
ΔG = ΔGº + RT ln Q
donde Q es el cociente de reacción. Como ΔG = − nFE
− nFE = − nFEº + RT ln Q
despejando E obtenemos una expresión que se conoce como ecuación de Nernst, debida al químico
alemán Walther Hermann Nernst (1864-1941).
RT
E  Eº - ln Q
nF
Utilizando logaritmos decimales:

2,303RT
E  Eº - log Q
nF

a 298K, 2,303RT/F es igual a 0,0592 con lo que podemos simplificar la expresión:

0,0592
E  Eº - log Q (T  298K)
n

Con esta expresión podemos encontrar la f.e.m. de una pila no estándar, o calcular la
concentración de un reactivo o producto midiendo la f.e.m. de la pila.
Por ejemplo para la ecuación siguiente:
Zn(s) + Cu2+ (aq) → Zn2+ (aq) + Cu (s)

17
12.- CONSTANTE DE EQUILIBRIO DE UNA ECUACIÓN REDOX

Para que un sistema esté en equilibrio ΔG = 0, como ΔG = -nFE una f.e.m nula significa que la
reacción está en equilibrio, entonces Q = K, sustituyendo estos valores en la ecuación de Nernst a 298K
0,0592
0  Eº - log K
n

K  100,0592
Podemos calcular la constante de equilibrio de una reacción redox a partir del valor de la f.e.m.
estándar de la reacción.

13.- PREDICCIÓN DE LA ESPONTANEIDAD DE UN PROCESO REDOX

EMPLEANDO LOS VALORES TABULADOS DE LOS POTENCIALES
NORMALES.

Los valores de los potenciales normales de reducción permiten predecir si una reacción redox es
o no espontánea en un sentido determinado.
Toda reacción redox espontánea puede, en principio, aprovecharse para construir una pila
galvánica que suministre una f.e.m. positiva. Luego si calculamos la f.e.m. de la pila que funcione
aprovechando dicha reacción sabremos si esta es o no espontánea. El cálculo de Eºpila pode hacerse a
partir de los potenciales normales de reducción
o correspondientes,
o o empleando la ecuación
E la = E , cátodo - E ánodo
pi red red,

Consideremos, como ejemplo, la reacción redox

Zn2+ (aq) + Sn(s) → Zn(s) + Sn 2+(aq)
Esta reacción es la suma de las semirreacciones
Zn2+ (aq) + 2 e − → Zn(s) Reducción (cátodo)
2+ −
Sn(s) → Sn (aq) + 2 e Oxidación (ánodo)
Para una pila que emplee esta reacción
Eºpila = Eºcat − Eºán = EºZn+2/Zn − EºSn+2/Sn = − 0,76 − (− 0,14) = − 0,62V
Este valor negativo indica que la reacción no es espontánea. La reacción en sentido contrario si será
espontánea.
Un OXIDANTE oxidará a los REDUCTORES que estén por debajo de él en la tabla de
potenciales de reducción. Y un REDUCTOR reducirá los OXIDANTES que estén por encima de él en
la tabla de potenciales de reducción.
Así el H+ oxida a todos los metales que están por debajo de él en la tabla, desprendiendo H2.
Pero no oxidará a los metales que están por encima de él en la tabla.
Los valores de Eº sólo nos permiten hacer predicciones en condiciones normales.

EJERCICIO 7: Calcula Eº para las reacciones siguientes:

a) Sn + 2 H+ → Sn2+ + H2
b) Ag + H+ → Ag+ + ½ H2
¿Se disuelve algún de los metales anteriores, Sn o Ag, en disolución ácida?

18
EJERCICIO 8: Empleando los valores tabulados de Eº responde a las siguientes preguntas:
a) ¿Será espontánea la reacción siguiente?
Zn2+ + Sn2+ → Zn + Sn4+
b) ¿Será espontánea la reacción siguiente?
Sn2+ + 2 Fe3+ → Sn4+ + 2 Fe2+
c) ¿Reducirá el Ni metálico al
1. Fe3+ a Fe2+;
2. Zn2+ a Zn ?

EJERCICIO 9: Se construye una pila con los elementos Cu+2/Cu y Al+3/Al de los que los potenciales
estándar de reducción son Eº= +0,34V y –1,66V, respectivamente. a) Escribe las reacciones que tienen
lugar en cada uno de los electrodos y la reacción global de la pila. b) Haz un esquema de dicha pila,
indicando todos los elementos necesarios para su funcionamiento. ¿En qué sentido circulan los
electrones? c) ¿Cuál será la fuerza electromotriz de la pila?

14.- CELDAS ELECTROLÍTICAS.

La reacción
2 I− + Zn2+ →I + Zn
(aq) (aq) 2(aq) (s)

tiene una variación de energía libre positiva, por lo que no tiene lugar espontáneamente. Una manera
de llevar a cabo dicha reacción consiste en introducir en una
disolución acuosa de yoduro de cinc unos electrodos inertes
de carbón o platino y conectarlos a una fuente de voltaje
externo, tal como se indica en la fig 6.
Si el voltaje aplicado es adecuado hay una circulación
de corriente eléctrica y simultáneamente tiene lugar la reacción
anterior. Este fenómeno se denomina electrólisis. Es el
fenómeno opuesto al que se produce en las pilas galvánicas,
en la electrólisis se transforma energía eléctrica en energía
química.
En una cuba electrolítica el electrodo conectado al polo
positivo de la fuente externa se denomina ánodo y en él tiene
lugar la semirreacción de oxidación:
2 I− → I + 2e−
(aq) 2(aq)

El electrodo conectado al polo negativo de la fuente

externa se denomina cátodo y en él tiene lugar la fig. 6 Electrolisis del ZnI2 en agua
semirreacción de reducción:

Zn2+ (aq) + 2e− → Zn(s)

Fijaos que la polaridad de los electrodos en una cuba electrolítica es la contraria a la de una pila
galvánica. En cambio, los procesos de oxidación y reducción, en ambos casos, tienen lugar en el ánodo
y en el cátodo respectivamente.

19
 Analogías y diferencias entre una pila galvánica y una cuba electrolítica:
Los e− entran al La reducción tiene La polaridad del La reacción es
sistema por el lugar en el cátodo es
Pila Cátodo Cátodo Positiva Espontánea
galvánica
Cuba Cátodo Cátodo Negativa No espontánea
electrolítica (impuesta por la
fuente externa)

En toda electrólisis de una sal fundida o disoluciones acuosas de ácidos, bases o sales tiene lugar
una conducción iónica. Los iones positivos (cationes) se mueven hacia el cátodo y los iones negativos
(aniones) lo hacen hacia el ánodo. Este movimiento de iones constituye la corriente eléctrica en el seno
del electrólito. Esta conducción eléctrica va acompañada de reacciones químicas en los electrodos.

1. En el cátodo los electrones salen del electrodo y toman parte en la semirreacción de

reducción, que puede consistir en:
a) Descarga de un ión metálico dando un depósito metálico:
Mn+ (aq) + n e− → M(s)
b) Reducción del agua o del ión hidrógeno para dar dihidrógeno, H2:
2 H2O(l) + 2 e− → 2 OH− (aq) + H 2(g)
2 H+ + 2 e− → H
(aq) 2(g)

c) Cambio en el número de oxidación de una especie química:

Fe3+ (aq) + 1 e− → Fe2+(aq)
2. En el ánodo los electrones entran en el electrodo. En dicho electrodo tiene lugar la
semirreacción de oxidación, que puede consistir en:
a) Disolución del electrodo metálico dando lugar a iones positivos:
M(s) → Mn+(aq) + n e−
b) Oxidación del agua o del ión hidróxido para dar dioxígeno:
2 H2O(l) → 4 H+ (aq) + O 2(g) + 4 e−
4 OH− →2HO +O + 4 e−
(aq) 2 (l) 2(g)

c) Descarga de aniones de los halógenos:

2 Cl−(aq) → Cl2(g) + 2 e−
d) Cambio en el número de oxidación de una especie química:
Fe2+ (aq) → Fe3+(aq) + 1 e −
3. La suma de las dos semirreaccións es la reacción química global, que no tendría lugar sin el
aporte de energía eléctrica.

14.1.- NATUREZA DE LOS PRODUCTOS DE LA ELECTRÓLISIS.

La naturaleza de los productos depende de las condiciones en que se lleve a cabo la electrólisis.
Esta puede tener lugar en sales fundidas o en disoluciones acuosas de ácidos, bases y sales.
20
 a) SALES FUNDIDAS.
En este caso los resultados pueden interpretarse sin ambigüedad, ya que los productos de la
electrólisis son los derivados de los iones que forman la sal. Si tomamos como ejemplo la electrólisis del
cloruro de sodio fundido (al que se le añade cloruro de calcio para rebajar su punto de fusión), las
semirreacciones que tienen lugar son:

NaCl(s) → Na+ (l)+ Cl− (l)

–
En el ánodo: +
2 Cl − → Cl2(g) + 2 e− Eº red = 1,36V Cl2 Na
(l)

En el cátodo: Ánodo Na+ Cl−

2 Na+ (l) + 2 e− → 2 Na (l) Eº = −2,71V Cátodo
red

El proceso global que tiene lugar es:

2 Na + + 2 Cl− (l) → 2 Na(l) + Cl2(g)
(l)

Eº celda = Eº red (cátodo) − Eº red (ánodo) = −2,71V − 1,36V = −4,07V

La f.e.m. calculada es negativa, lo que nos recuerda que el proceso no es espontáneo, sino que debe ser
impulsado por una fuente externa de energía.

b) DISOLUCIONES ACUOSAS DE ÁCIDOS, BASES Y SALES.

En este caso los productos no pueden predecirse con la misma facilidad que en el caso anterior, ya que
en la disolución se encuentran presentes los iones H+ y OH− correspondientes a la disociación del agua,
los cuales junto con la misma agua pueden participar en las semirreacciones que tienen lugar en los
electrodos. Además, la naturaleza de los productos depende también de la concentración del electrólito.

Si la disolución de cloruro de sodio NaCl es diluida, los productos de la electrólisis son dihidrógeno y
dioxígeno. En el ánodo se puede oxidar el Cl− a Cl2 o el H2O a O2. En el cátodo se reducirá el Na+ a Na
o el H2O a H2. El producto que se obtenga depende de los potenciales de reducción de cada
semirreacción.
Las semirreacciones son:

NaCl(s) → Na+ (aq) + Cl− (aq)

–
En el ánodo: +
2 Cl− → Cl2(g) + 2 e− Eº red = 1,36V O2 H2
(aq)

H2O(l) → 2 H+ (aq) + ½ O2(g) + 2e− Eº red = 1,23V

Ánodo HO H2O Cátodo 21
2
En el ánodo se producirá O2, el Cl2 es más oxidante que el O2,
lo vemos porque tiene un potencial de reducción mayor. Si se
produjera Cl2 oxidaría el agua a O2. Por tanto en el ánodo se
producirá la semirreacción de menor potencial de reducción.

En el cátodo:
2 H2O(l) + 2 e− → 2 OH− (aq)
+H 2(g) Eº = −0,83V
red

2 Na+ (aq) + 2 e− → 2 Na (aq) Eº = −2,71V

red

En el cátodo se producirá H2, el Na es más reductor que el H2O, está por debajo del agua en la tabla de
potenciales. Si se produjera Na reduciría el agua a H2. Por tanto en el cátodo se producirá la
semirreacción de mayor potencial de reducción.

El proceso global es:

H2O(l) → H2(g) + ½ O2(g)

Eº celda = Eº red (cátodo) − Eº red (ánodo) = −0,83V − 1,23V = −2,06V

En este caso, ni el ion Na+ ni el ion Cl− intervienen en las semirreacciones. únicamente favorecen la
conducción eléctrica de la disolución. La disolución sigue neutra, ya que en el proceso global no hay
formación de iones H+ o OH−.

Pero la electrólisis de una disolución concentrada de cloruro de sodio da dihidrógeno y dicloro. Las
semirreacciones son:

NaCl(s) → Na+ (aq) + Cl− (aq)

En el ánodo:
2 Cl−(aq) → Cl2(g) + 2 e− Eº red = 1,36V

H2O(l) → 2 H+ (aq)
+ 2e−
+ ½ O 2(g) Eº = 1,23V
red

En el cátodo:
2 H2O(l) + 2 e− → 2 OH− (aq)
+H 2(g) Eº = −0,83V
red

2 Na+ (aq) + 2 e− → 2 Na (s) Eº = −2,71V –

red
+
Cl 2 H
En el ánodo debería producirse O2 y no Cl2, pero como los 2

potenciales son muy parecidos y como se necesita un

sobrepotencial para realizar la electrólisis, al ser alta la
concentración de Cl− se produce Cl2 y no O2.
H2O Cl− Cátodo

22
El proceso global es:
2 H2O(l) + 2 Cl− (aq) → Cl2(g) + H2(g) −
+ 2 OH (aq)

Eº celda = Eº red (cátodo) − Eº red (ánodo) = −0,83V − 1,36V = −2,19V

Podemos deducir dos cosas:

1. El ion Na+ no experimenta ningún cambio, es decir, se comporta como un ion espectador.
2. La disolución queda básica como consecuencia de la formación de los iones OH−.
Condiciones y productos obtenidos en la electrolisis del NaCl
Electrólito Producto en el: Potencial mínimo de
descomposición
ánodo cátodo

NaCl(fundido) Cl2(g) Na(l) 4,07V

NaCl(concentrado) Cl2(g) H2(g) 2,19V

NaCl(diluido) O2(g) H2(g) 2,06V

El voltaje mínimo que debe aplicarse para que tenga lugar a electrólisis se denomina potencial
mínimo de descomposición y depende fundamentalmente de los siguientes factores:
1. De la f.e.m. (E) de la reacción que tiene lugar.
2. De la polarización debida a los cambios de concentración en los electrodos.
3. Del sobrepotencial de activación.
El primero depende de los potenciales de reducción de las semirreacciones que intervienen. El segundo
se debe a la acumulación de productos o merma de reactivos alrededor de los electrodos, dando lugar a
unas concentraciones reales superiores o inferiores a las empleadas para calcular el potencial E. El tercer
factor es más difícil de determinar y depende de la misma transferencia electrónica a través de la interfase
del electrodo. Se cree que la necesidad de un sobrepotencial se debe a velocidades de reacción lentas en
los electrodos (un efecto cinético, no termodinámico).

EJERCICIO 10: a) Esplica por qué la electrólisis de una disolución acuosa de CuCl2 produce Cu(s) y
Cl2(g) b) ¿cuál es la f.e.m. externa mínima que se requiere para que este proceso se leve a cabo en
condiciones estándar?

EJERCICIO 11: a) ¿Cuáles son los productos esperados de la electrólisis de una disolución acuosa 1M
de HBr? b) ¿cuál es la f.e.m. externa mínima que se requiere para formar estos productos?

15.- ASPECTOS CUANTITATIVOS DE LA ELECTRÓLISIS.

Existe una relación entre la cantidad de electricidad que pasa a través de una disolución y la masa
de sustancia depositada o desprendida en un electrodo. Esta relación fue obtenida por Michael Faraday
(1791-1867) experimentalmente. Sus conclusiones se conocen como Leyes de Faraday y pueden
expresarse actualmente de la siguiente manera:
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 1. La masa de sustancia depositada o desprendida en un electrodo es proporcional a la cantidad
de electricidad empleada.
2. Para una determinada cantidad de electricidad la masa depositada o desprendida es
proporcional al cociente de la masa molar del ion y el número de electrones intercambiados.

Supongamos que el proceso del electrodo es:

Mn+ (aq) + n e− → M(s)
¿Qué masa de metal M se deposita cuando circula una carga Q?
La relación entre el nº de moles de e− que circulan y el nº de moles de metal que se depositan es
nº molese  n
=
nº moles M 1
El nº de moles de e− que circulan será la carga Q entre el Faraday (que equivale a la carga de un mol de
electrones, 96500C)
Q
nº moles e =
F
El nº de moles de metal depositados será la masa de metal entre la masa molar
m
nº moles M =
Mm
La relación entre el nº de moles de e− que circulan y el nº de moles de metal la podemos escribir como
Q
F =n
m 1
MmLa masa de metal depositada en el electrodo será

Q It
m = Mm = Mm
nF n  96500

Esta relación fue encontrada experimentalmente en 1833 por Faraday, primer químico que estudió
cuantitativamente el fenómeno de la electrólisis. En sus estudios introdujo la hipótesis de que la
electricidad estaba formada por pequeños paquetes discretos de carga. Esta hipótesis se vio confirmada
en 1895 por Thomson al estudiar la naturaleza de los rayos catódicos y descubrir la partícula que
conocemos como electrón.

EJERCICIO 12: ¿Qué cantidad de Br2 se libera por electrólisis de KBr fundido si se hace circular una
corriente de 2,0A durante 30min? Res.:2,98g Br2
EJERCICIO 13: ¿Cuánto tiempo deberá circular una corriente de 20,0A a través de CaCl2 fundido
para producir 15,0g de calcio? Res.: 1h12s

16. - APLICACIONES INDUSTRIALES DE LA ELECTRÓLISIS.

La electrolisis tiene importantes aplicaciones industriales, como:

• Obtención de metales muy reductores, como alcalinos y alcalinoterreos, así como elementos
no metálicos como cloro e hidrógeno.
• Recubrimientos metálicos.
• Purificación de metales.

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16.1.- RECUBRIMIENTOS METÁLICOS.

A través de la electrólisis podemos depositar una fina capa

de un metal sobre otro. Este proceso se denomina
galvanoestegia y tiene como aplicaciones entre otras:
–
+
• El dorado y plateado, recubrimiento de oro y plata
conocido como chapado en oro o en plata para
embellecimiento de diferentes objetos.
Zn M
• Recubrimientos con cinc, níquel, cromo, cobre, etc
para protección de objetos metálicos contra la Zn2+
corrosión. Estos procedimientos se denominan Ánodo Cátodo
cincado, niquelado, cromado y cobreado,
respectivamente.

En el recubrimiento electrolítico con cinc el electrólito es una sal de cinc, el ánodo está formado por
una barra de cinc puro y el cátodo es la pieza que se desea recubrir. Sobre elle se deposita el cinc
como consecuencia de la semirreacción de reducción:

Zn2+ (aq) + 2 e− → Zn(s)

16.2.- PURIFICACIÓN ELECTROLÍTICA DEL COBRE.

Después de la obtención de metales por diversos procesos metalúrgicos es conveniente someterlos a

un proceso de purificación o refinado posterior.

En el caso del cobre su utilidad como conductor depende

en gran medida de su grado de pureza. La purificación de
este metal se lleva a cabo electrolíticamente. El electrólito –
+
es una sal de cobre como CuSO4, el ánodo es una barra de
cobre impuro y el cátodo una lámina de cobre muy puro,
sobre la que se depositará el cobre. Cu
Cu
Manteniendo un potencial adecuado el cobre del ánodo se
Ánodo Cu2+ Cátodo
oxida, pasa a la disolución y posteriormente se deposita en
el cátodo. CuSO4(aq)
Barros anódicos

Oxidación en el ánodo: Cu(s) → Cu2+

(aq) + 2

e− Reducción en el cátodo: Cu2+(aq) + 2 e− → Cu(s)

Las impurezas del metal, metales que acompañan al cobre en sus minerales, no se descargan sobre el
cátodo como Fe2+, o Zn2+, permaneciendo en disolución, mientra que mateles nobles como Ag, Au o
Pt caen al fondo del recipiente en lo que se conoce como barros anódicos, recogiéndose para su posterior
tratamiento.

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17. WEBGRAFIA

 http://es.wikipedia.org/wiki/Generador_electroqu%C3%ADmico
 http://www.salonhogar.net/quimica/nomenclatura_quimica/electroquimica.htm
 http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/unidades-q2/unidad-4-electroquimica.html
 http://www.salonhogar.net/quimica/nomenclatura_quimica/Electroquimica.htm
 https://www.ecured.cu/Electroqu%C3%ADmica

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