ELECTROQUÍMICA Y CORROSIÓN

Ing. Andrea Chávez

A) ASPECTOS TEÓRICOS:
• Importancia
• Aplicaciones /Unidades
• Leyes de Faraday
• Disociación y conductancia electrolítica /FEM/
Relaciones Termodinámicas.
• Celdas Electroquímicas/ conformaciones
/tipos y características.
• Cinética de procesos electrónicos.
B)ASPECTOS PRÁCTICOS/APLICACIONES

• Fuentes Electroquímicas de corriente

(Celdas/baterías /Acumuladores)
• Galvanotecnia
– Galvanostegia
– Galvanoplastia
C). CORROSIÓN
• Identificar las formas de corrosión- fundamentos.
• Medida y Evaluación de la corrosión
• Control de la corrosión:
• Variables de proceso
• Materiales y diseños
• Recubrimientos
• Inhibidores
• Protección Catódica
 ELECTROQUÍMICA
• FENÓMENOS:
Eléctricos

Químicos
 DEFINICION
• Se denomina electroquímica a la parte de la química
que estudia la ínter conversión entre energía eléctrica y
energía química.
E. Eléctrica ↔ E. química
• La electrodeposición
de metales en la
industria metalúrgica .

• Tratamiento del
agua electrocoagulación.

• Indirectamente
la Electrodiálisis.
 Aplicaciones de la electrólisis.
• Se utiliza industrialmente para obtener
metales a partir de sales de dichos metales
utilizando la electricidad como fuente de
energía.
• Se llama galvanoplastia al proceso de recubrir
un objeto metálico con una capa fina de otro
metal:
• Ejemplo: Zn2+ + 2 e– → Zn (cincado)
(en este caso los electrones los suministra la
corriente eléctrica)

10
 Aplicaciones de la electrólisis.
Electrorrefinado del Cu. Electrodeposición de Ag.
 RELACIONES DE LA ELECTROQUIMICA
• Cambios Químicos • Corriente Eléctrica

• Materia • Energía

• Energía • Energía Eléctrica

Química(reacciones)

• Porque??

• Materia=partículas
cargadas eléctricamente
El concepto de Electroquímica implica transformaciones que
requieren la presencia de electrodos.
Dos electrodos sumergidos en un electrólito y unidos
externamente por un conductor metálico forman lo que se
conoce como celda electroquímica.
Si en la celda ocurre una reacción química que da lugar a una
corriente eléctrica, se llama pila o celda galvánica. Si por el
contrario, una corriente externa da lugar a una reacción
química, entonces se llama celda o cuba electrolítica.
 Ejemplo: Cu +AgNO3
• Introducimos un electrodo de
cobre en una solución de AgNO3,
• De manera espontánea el cobre
se oxidará pasando a la
disolución como Cu2+.
• Mientras que la Ag+ de la misma
se reducirá pasando a ser plata
metálica:
• a) Cu → Cu2+ + 2e– (oxidación).
• b) Ag+ + 1e– → Ag (reducción).
 Ejemplo: Zn + Pb(NO3)2

• Al introducir una lámina de cinc

en una disolución de Pb(NO3)2.
• La lámina de Zn se recubre de
una capa de plomo:
• a) Zn →Zn2+ + 2e– (oxidación)
• b) Pb2+ + 2e–→ Pb (reducción).

15
Ejemplo: Comprobar que la reacción de formación de hierro:
Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2 es una reacción redox.
Indicar los E.O. de todos los elementos antes y después de la
reacción

Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2
• E.O.: +3 –2 +2–2 0 +4 –2
• Reducción: El Fe disminuye su E.O. de “+3” a “0”
luego se reduce (cada átomo de Fe captura 3
electrones).
• Oxidación: El C aumenta su E.O. de “+2” a “+4”
luego se oxida (en este caso pasa de compartir
2e– con el O a compartir los 4 electrones).
 Oxidantes y reductores
• OXIDANTES: Es la sustancia capaz de oxidar
a otra, con lo que ésta se reduce.
• REDUCTORES: Es la sustancia capaz de
reducir a otra, con lo que ésta se oxida.
• Ejemplo:
• Zn + 2Ag+ → Zn2+ + 2Ag
• Oxidación: Zn (reductor) → Zn2+ + 2e–
• Reducción: Ag+ (oxidante) + 1e– → Ag
 Ejercicio A: Formule, complete y ajuste las siguientes
reacciones, justificando de que tipo son:
a) Cloruro de hidrógeno más amoniaco.
b) Carbonato cálcico más calor.
c) Cloro más sodio.
d) Ácido sulfúrico más zinc metal

a) HCl + NH3 → NH4Cl

Ácido-base. No cambia ningún E.O.
b) CaCO3 → CaO + CO2 (H<0)
Descomposición. No cambia ningún E.O.
c) ½ Cl2 + Na → NaCl
E.O.: 0 0 +1 –1 Redox
d) H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2
E.O.: +1 +6 –2 0 +2 +6 –2 0 Redox
BALANCEO DE REACCIONES QUÍMICAS
Existen varios métodos para el balanceo de
reacciones, pero aquí sólo se describirán los
correspondientes a las reacciones redox. Los
dos métodos más comunes para el balanceo
de reacciones redox son:
a. MÉTODO DEL CAMBIO DEL NÚMERO DE
OXIDACIÓN
b. MÉTODO DEL ION – ELECTRÓN
 Ajuste de reacciones redox (método del
ion-electrón)
• Se basa en la conservación tanto de la masa
como de la carga (los electrones que se
pierden en la oxidación son los mismos que
los que se ganan en la reducción).
• Se trata de escribir las dos semirreacciones
que tienen lugar y después igualar el nº de e–
de ambas, para que al sumarlas los electrones
desaparezcan.
 Etapas en el ajuste redox

Ejemplo: Zn + AgNO3 → Zn(NO3)2 + Ag

• Primera: Identificar los átomos que cambian su

E.O.
Zn(0) → Zn(+2); Ag (+1) → Ag (0)
• Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o
iones que existan realmente en disolución
ajustando el nº de átomos: (Zn, Ag+, NO3–, Zn2+, Ag)
Oxidación: Zn → Zn2+ + 2e–
Reducción: Ag+ + 1e– → Ag
 Etapas en el ajuste redox (cont).
• Tercera: Escribir la reacción química
completa utilizando los coeficientes hallados
y añadiendo las moléculas o iones que no
intervienen directamente en la reacción
redox (en el el ejemplo, el ion NO3–) y
comprobando que toda la reacción queda
ajustada:
Zn + 2 AgNO3 → Zn(NO3)2 + 2 Ag
 Ajuste de reacciones en disolución
acuosa ácida o básica.
• Si en una disolución aparecen iones poliatómicos con O (ej
SO42–), el ajuste se complica pues aparecen también iones
H+, OH– y moléculas de H2O.
• En medio ácido:
– Los átomos de O que se pierdan en la reducción van a parar al
agua (los que se ganen en la oxidación provienen del agua).
– Los átomos de H provienen del ácido.
• En medio básico:
– Los átomos de O que se ganan en la oxidación (o pierdan en la
reducción) provienen de los OH–, necesitándose tantas moléculas
de H2O como átomos de oxígeno se ganen o pierdan.
Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido

KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O

• Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.:

+1 +7 –2 +1 +6 –2 +1 –1 +2 +6 –2 0 +1 +6 –2 +1 –2
KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O

Moléculas o iones existentes en la disolución:

– KMnO4 → K+ + MnO4–
– H2SO4 → 2 H+ + SO42–
– KI → K+ +I–
– MnSO4 → Mn2+ + SO42–
– K2SO4 → 2K+ + SO42–
– I2 y H2O están sin disociar.
Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido

KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O

• Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o

iones que existan realmente en disolución
ajustando el nº de átomos:
Oxidación: 2 I– → I2 + 2e–
Reducción: MnO4– + 8 H+ + 5e– → Mn2+ + 4 H2O

Los 4 átomos de O del MnO4– han ido a parar al H2O, pero

para formar ésta se han necesitado además 8 H+.
Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido
KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O
• Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma
que al sumar las dos semirreacciones, éstos
desaparezcan:
Ox.: 5 x (2 I– → I2 + 2e–)
Red.: 2 x (MnO4– + 8 H+ + 5e– → Mn2+ + 4 H2O
Reacción global:
10 I– + 2 MnO4– + 16 H+ + 10 e– → 5 I2 + 2 Mn2+ + 8 H2O + 10 e–
Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido

KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O

• Cuarta: Escribir la reacción química completa

utilizando los coeficientes hallados y añadiendo
las moléculas o iones que no intervienen
directamente en la reacción redox:
• 2 KMnO4 + 8 H2SO4 +10 KI → 2 MnSO4 + 5 I2 + 6 K2SO4 + 8 H2O

La 6 moléculas de K2SO4 (sustancia que no

interviene en la reacción redox) se obtienen por
tanteo.
Ejemplo: Ajuste redox en medio básico
Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH → K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O
• Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.:
+3 +6 –2 +1+5–2 +1–2 +1 +1 +6 –2 +1 –1 +1+6–2 +1 –2
Cr2(SO4)3 +KClO3 + KOH → K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O

Moléculas o iones existentes en la disolución:

– Cr2(SO4)3 → 2Cr3+ + 3 SO42–
– KClO3 → K+ +ClO3–
– KOH→ K+ + OH–
– K2CrO4 → 2 K+ + CrO42–
– KCl → K+ + Cl–
– K2SO4 → 2K+ + SO42–
– H2O está sin disociar.
Ejemplo: Ajuste redox en medio básico
Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH → K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O

• Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o

iones que existan realmente en disolución ajustando el
nº de átomos:
Oxidación: Cr3+ + 8 OH–→ CrO42– + 4 H2O + 3e–
Los 4 átomos de O que se precisan para formar el CrO4–
provienen de los OH– existentes en el medio básico. Se
necesitan el doble pues la mitad de éstos van a parar al
H2O junto con todos los átomos de H.
Reducción: ClO3– + 3 H2O + 6e– → Cl– + 6 OH–
Se precisan tantas moléculas de H2O como átomos de O
se pierdan. Así habrá el mismo nº de O e H.
Ejemplo: Ajuste redox en medio básico
Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH → K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O

• Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma que

al sumar las dos semirreacciones, éstos
desaparezcan:
Ox.: 2 x (Cr3+ + 8 OH–→ CrO42– + 4 H2O + 3e–)
Red.: ClO3– + 3 H2O + 6e– → Cl– + 6 OH–
Reacción global:
2 Cr3+ + 16 OH– + ClO3– + 3 H2O + 6 e– → 2 CrO42– + 8 H2O + 6 e– + Cl– + 6 OH–

2 Cr3+ + 10 OH– + ClO3– → 2 CrO42– + 5 H2O + Cl–

 REACCIONES REDOX
• Balancear las siguientes reacciones REDOX por
el método ION-ELECTRÓN.
• Ejercicio 1:

31
 EJERCICIOS

• (CLO3)-1 + SO2 (SO4)-2 + (CL)-1

 Ejercicio B:
a) Ajuste la siguiente reacción
Escribiendo las semirreacciones de oxido-reducción que se producen
HClO + NaCl → NaClO + H2O + Cl2
b) Calcule el volumen de disolución de ácido hipocloroso 0,1 M que sería
necesario utilizar para obtener 10 gramos de cloro.
Datos: Masas atómicas: Cl=35,5 ; Na=23 ; 0=16 y H=1

a) Oxidación: 2 Cl– – 2 e– → Cl2

Reducción: 2 ClO– + 4 H+ + 2 e– → Cl2 + 2 H2O
R. global: 2 Cl– + 2 ClO– + 4 H+ → 2 Cl2 + 2 H2O
4 HClO + 2 NaCl 2 Cl2 + 2 NaClO + 2 H2O
Se pueden dividir por 2 todos los coeficientes:
2 HClO + NaCl → Cl2 + NaClO + H2O
b) 2 mol 71 g
———— = ———  n(HClO) = 0, 28 mol
n(HClO) 10 g
V= n/Molaridad = 0, 28 mol/0,1 molxl–1 = 2,8 L
 Tipos de reacciones redox
(según su espontaneidad).
• Reacciones espontáneas (se produce energía
eléctrica a partir de la energía liberada en una
reacción química):
Pilas voltaicas
• Reacciones no espontáneas (se producen
sustancias químicas a partir de energía
eléctrica suministrada):
Electrólisis
 Pilas voltaicas.
• Si se introduce una barra de Zn en una
disolución de CuSO4 (Cu2+ + SO4 2–) se
producirá espontáneamente la siguiente
reacción:
• Cu2+ (aq) + Zn (s) → Cu (s) + Zn2+ (aq)
• El Zn se oxida (pierde electrones) y el Cu2+ se
reduce (los gana).
• Si hacemos que las reacciones de oxidación y
reducción se produzcan en recipientes
separados, los electrones circularán (corriente
eléctrica).
 Tipos de electrodos.
• Se llama así a cada barra metálica sumergida
en una disolución del mismo metal. En una
pila hay dos electrodos:
• Ánodo: Se lleva a cabo la oxidación
– Allí van los aniones.
– En el ejemplo anterior sería el electrodo de Zn.
• Cátodo: Se lleva a cabo la reducción
– Allí van los cationes.
– En el ejemplo anterior sería el electrodo de Cu.

36
 Pila Daniell.
• Consta de dos
semiceldas:
• Una con un electrodo
© Ed. ECIR. Química 2º Bach.

de Cu en una
disolución de CuSO4
• Otra con un electrodo
de Zn en una
disolución de ZnSO4.
 Pila Daniell
• Están unidas por un
puente salino que
evita que se
acumulen cargas del
mismo signo en cada
semicelda.
• Entre los dos
electrodos se genera
una diferencia de
potencial que se
puede medir con un
voltímetro.
Representación esquemática de una
pila
• La pila anterior se representaría:
Ánodo Puente salino Cátodo
• Zn (s)  ZnSO4 (aq)  CuSO4 (aq)  Cu (s)

• Ánodo se lleva a cabo la oxidación:

– Zn – 2 e – → Zn2+.
• Cátodo se lleva a cabo la reducción:
– Cu2+ + 2 e – → Cu.

39
 Pilas comerciales.
Salina Alcalina De mercurio (botón)
 Potencial de reducción.
• Las pilas producen una diferencia de potencial (Epila)
que puede considerarse como la diferencia entre los
potenciales de reducción de los dos electrodos que la
conforman.
E pila = Ecatodo − Ecnodo
• Consideraremos que cada semireacción de reducción
viene dada por un potencial de reducción. Como en el
cátodo se produce la reducción, en todas las pilas
Ecatodo > Eánodo.
 Potencial de reducción (cont).

• Cada pareja de sustancia oxidante-reductora

tendrá una mayor o menor tendencia a estar
en su forma oxidada o reducida.
• El que se encuentre en una u otra forma
dependerá de la otra pareja de sustancia
oxidante-reductora.
• ¿Qué especie se reducirá?
• Sencillamente, la que tenga un mayor
potencial de reducción.
 Electrodos de Hidrógeno.
• Al potencial de reducción del electrodo de
hidrógeno se le asigna por convenio un
potencial de 0’0 V para [H+] = 1 M.
• Reac. de reducción: 2 H+ + 2 e– → H2
• Un electrodo de hidrógeno es una lámina de
platino sobre el que se burbujea H2 a una
presión de 1 atm a través de una disolución 1
M de H+.
 Sistema Semirreacción E° (V)
Li+ / Li Li+ 1 e– → Li –3,04
K+ / K K+ + 1 e – → K –2,92
Ca2+ /Ca Ca2++ 2 e– → Ca –2,87
Tabla de Na+ / Na Na++ 1 e– → Na –2,71
Mg2++ 2 e– → Mg –2,37
potenciales Mg2+ / Mg
Al3+ / Al Al3+ + 3 e– → Al –1,66
de reducción Mn2+ / Mn Mn2+ + 2 e– → Mn –1,18
Zn2+ / Zn Zn2++ 2 e– → Zn –0,76
Cr3+ / Cr Cr3+ + 3 e– → Cr –0,74
Fe2+ / Fe Fe2+ + 2 e– → Fe –0,41
Cd2+ / Cd Cd2+ + 2 e– → Cd –0,40
Ni2+ / Ni Ni2+ + 2 e– → Ni –0,25
Sn2+ / Sn Sn2+ + 2 e– → Sn –0,14
Pb2+ / Pb Pb2+ + 2 e– → Pb –0,13
H+ / H2 2 H+ + 2 e– → H2 0,00
Cu2+ / Cu Cu2+ + 2 e– → Cu 0,34
I2 / I – I2 + 2 e – → 2 I – 0,53
MnO4–/MnO2 MnO4– `+ 2 H2O + 3 e– → MnO2 + 4 OH– 0,53
Hg2+ / Hg Hg2+ + 2 e– → 2 Hg 0,79
Ag+ / Ag Ag+ + 1 e– → Ag 0,80
Br2 / Br– Br2 + 2 e– → 2 Br– 1,07
Cl2 / Cl– Cl2 + 2 e– → 2 Cl– 1,36
Au3+ / Au Au3+ + 3 e– → Au 1,500
MnO4– / Mn2+ MnO4– `+ 8 H++ 5 e– → Mn2+ + 2 H2O 1,51
 Metales frente a ácidos.

• Según sea el potencial de reducción del metal menor o mayor

que 0 reaccionará o no reaccionará con los ácidos para [H+] =
1 M.
• Toda pareja oxidante-reductora que tenga más tendencia a
reducirse que los H+ tendrán un potencial de reducción E > 0.
– Así, el Cu no reacciona con ácidos en concentraciones normales:
– Cu + 2 H+ → no reacciona.
• Toda pareja oxidante-reductora que tenga menos tendencia a
reducirse que los H+ tendrán un potencial de reducción E < 0.
– Así, el Zn reacciona con ácidos desprendiendo hidrógeno:
Zn + 2 H+ → Zn2+ + H2
Pilas con hidrógeno
Ejemplo: Decir si será espontánea la siguiente reacción
redox: Cl2(g) + 2 I– (aq)→ 2Cl– (aq) + I2 (s)
• La reacción dada es la suma de las siguientes
semirreacciones:
• Red. (cátodo): Cl2(g) + 2e–→ 2Cl–(aq)
• Oxid. (ánodo): 2 I–(aq) → I2 (s) + 2e–
• Para que la reacción sea espontánea tiene que
cumplirse que  Epila > 0:
•  Epila = Ecatodo – Eánodo = +1’36 V – 0’54 V =
= +0’72 V > 0
• luego es espontánea (las moléculas de Cl2 tienen
más tendencia a reducirse que las de I2).
Ejercicio D: Una pila consta de un electrodo de Mg introducido
en una disolución 1 M de Mg(NO3)2 y un electrodo de Ag en
una disolución 1 M de AgNO3 . ¿Qué electrodo actuará de
cátodo y de ánodo y cuál será el voltaje de la pila
correspondiente?
• ¿Qué especie se reduce?
• La que tenga mayor potencial de reducción. En este
caso la Ag (+0,80 V) frente a los –2,37 V del Mg.

• Red. (cátodo): Ag+(aq) + 1e–→ Ag(s)

• Oxid. (ánodo): Mg(s) → Mg2+(aq) + 2e–
• Epila = Ecatodo – Eánodo = +0,80 V – (–2,37 V)

Epila = 3,17 V
 Electrólisis
• Cuando la reacción redox no es espontánea en
un sentido, podrá suceder si desde el exterior
se suministran los electrones.
 Aplicaciones de la electrólisis.
• Se utiliza industrialmente para obtener
metales a partir de sales de dichos metales
utilizando la electricidad como fuente de
energía.
• Se llama galvanoplastia al proceso de recubrir
un objeto metálico con una capa fina de otro
metal:
• Ejemplo: Zn2+ + 2 e– → Zn (cincado)
(en este caso los electrones los suministra la
corriente eléctrica)

50
 Aplicaciones de la electrólisis.
Electrorrefinado del Cu. Electrodeposición de Ag.
Comparación de la polaridad de los
electrodos en pilas y electrólisis.
 Electrólisis. Ecuación de Faraday.

• La carga de un electrón es de 1’6 x 10–19 C y

la de 1 mol de electrones (6’02 x 1023) es el
producto de ambos números: 96500 C = 1 F.
• Con un mol de electrones se es capaz de
reducir 1 mol de metal monovalente o ½ mol
de metal divalente, es decir, un equivalente
del metal (Mat/valencia).
1 equivalente precisa 96500 C
neq (m (g)/Meq) precisarán Q
53
 Ecuación de Faraday (cont.).
• De la proporción anterior se deduce:
m Q
neq = —— = —————
Meq 96500 C/eq
• De donde, sustituyendo Q por I · t (más
fáciles de medir) y despejando “m” se
obtiene:
M eq  I  t M at  I  t
m ( g) = =
96500 nº e  96500
-

54
Ejemplo: Se realiza la electrólisis de un disolución de
tricloruro de hierro, haciendo pasar una corriente de
10 A durante 3 horas. Calcula la cantidad de hierro
depositado en el cátodo.

• El tricloruro en disolución estará disociado:

FeCl3 → 3 Cl– + Fe3+
• La reducción será: Fe3+ + 3 e– → Fe
Meq x I x t (55,8/3) g/eq x 10 A x 3 x 3600 s
m (g) = ————— = —————————————
96500 C/eq 96500 C/eq

m (g) = 20,82 g

55
 Ejercicio : Una corriente de 4 amperios circula durante
1 hora y 10 minutos a través de dos células electrolíticas que
contienen, respectivamente, sulfato de cobre (II) y cloruro de aluminio,
a) Escriba las reacciones que se producen en el cátodo de ambas
células electrolíticas.
b) Calcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que se habrán
depositado. Datos: Masas atómicas: Cu = 63,5 y Al = 27,0. Constante de
Faraday : F = 96500 C·eq-1

a) Cu2+ + 2 e– → Cu ; Al3+ + 3 e– → Al

b) Meq · I · t (63,5/2) g/eq·4 A· 4200 s

m (Cu) = ————— = ———————————
96500 C/eq 96500 C/eq = 5,53 g
Meq · I · t (27,0/3) g/eq·4 A· 4200 s
m (Al) = ————— = ——————————— = 1,57 g
96500 C/eq 96500 C/eq
 Ejercicio : La figura adjunta representa
una celda para la obtención de cloro mediante
electrólisis. Conteste a las siguientes cuestiones: a) Escriba las
reacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo. b) Señale
cuál es la de oxidación y cuál la de reducción. c) La disolución
inicial de cloruro sódico tiene un pH = 7. Se produce modificación
del pH durante la electrólisis? ¿Por qué? d) ¿Por qué se obtiene
hidrógeno en lugar de sodio metálico?
 Solución:

• a) Ánodo: 2 Cl– (aq) → Cl2 (g) + 2 e– (1)

Cátodo: 2 H+ (aq) + 2 e– → H2 (g) (2)
• b) Oxidación: ánodo (1). Reducción: cátodo (2).
• c) Al ir disminuyendo [H+ ], el pH va aumentando puesto
que los OH– traspasan el diafragma poroso para
compensar la perdida de Cl–.
• d) Porque el potencial de reducción del H2 es mayor
que el del Na. y se precisa menos voltaje para que se
produzca la electrólisis.
El del H2 [2 H+ (aq) + 2e– → H2 (g)] es 0,0 V y se toma
como unidad, mientras que el del Na
[Na+ (aq) + 1e– → Na (s)] es negativo (el Na, al ser un
metal alcalino es muy fácilmente oxidable).
 Electrólisis del NaCl
• La reacción 2 Na + Cl2 → 2 NaCl es una reacción
espontánea puesto que E(Cl2/2Cl–) > E(Na+/Na)
• Y lógicamente, la reacción contraria será no
espontánea: 2 NaCl → 2 Na + Cl2

• Red. (cátodo): 2 Na+(aq) + 2e– → 2 Na (s)

• Oxid. (ánodo): 2Cl–(aq) → Cl2(g) + 2e–

Epila = Ecatodo – Eánodo = –2’71 V – 1’36 V = – 4’07 V

• El valor negativo de Epila reafirma que la reacción no es
espontánea. Pero suministrando un voltaje superior a
4’07 V se podrá descomponer el NaCl en sus
elementos: Na y Cl2
59
Electrólisis del NaCl
 Corrosión.
• Un problema muy importante
es la corrosión de los metales;
por ejemplo, el hierro:
• Oxid. (ánodo):
Fe (s) → Fe2+(aq) + 2e–
• Red. (cátodo):
O2(g) + 4 H+(aq) + 4e– → 2 H2O(l)
• En una segunda fase el Fe2+ se
oxida a Fe3+ :
4 Fe2+(aq) + O2(g) + 4 H2O(l) → 2
Fe2O3(s) + 8 H+(aq)

Gota de agua corroyendo

una superficie de hierro.
© Ed. Santillana. Química 2º
 Protección catódica.
• Sirve ara prevenir la
corrosión.
• Consiste en soldar a la
tubería de hierro a un
ánodo de Mg que
forma una pila con el
Fe y evita que éste se
oxide, ya que que
quien se oxida es el Tubería protegida por un ánodo de Magnesio.
Mg.
CELDAS GALVÁNICAS
 SISTEMAS DE UNIDADES
• UNIDADES ELECTROMAGNETICAS:

• UNIDADES ELECTROSTATICAS: