REACCIONES QUÍMICAS

ECUACIONES QUIMICAS
Una reacción química es un proceso en el cual, por un reordenamiento o
redistribución de los átomos, las sustancias iniciales, llamadas reaccionantes, se
transforman en otras sustancias llamadas productos de la reacción. Por lo tanto en
las reacciones químicas se producen cambios químicos.

La ecuación es el lenguaje simbólico utilizado para describir una reacción; la palabra

"ecuación" que significa "igualdad" es una guía para la escritura apropiada de las
ecuaciones químicas. La reacción del esquema anterior se representa:
Fe+Al2O3
500oC, 300 atm
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
El número de átomos debe ser igual antes y después de las reacciones. Esta es
una forma de enunciar la ley de la conservación de la materia.
La escritura de ecuaciones químicas ajustadas para las reacciones químicas, se
resume en dos reglas:
1) Conocer con precisión los símbolos y fórmulas de reactivos y productos.
2) Cumplir la ley de la conservación de la materia, conservando el número de átomos.
Los coeficientes representan la relación en la que los átomos o moléculas de reactivos
y productos aparecen en la ecuación para la reacción. Vemos así que las ecuaciones
químicas proporcionan abundante información cuantitativa.
Las ecuaciones químicas pueden proporcionar otra información además de la
estequiometría de la reacción, indicando el estado físico de cada reactivo y de
cada producto. Para ello, después de cada símbolo o de cada fórmula que aparezca
en una reacción química, debe escribirse una de las abreviaturas siguientes:
(s) sólido; (l) líquido; (g) gas o vapor; (aq) o (ac) solución acuosa.

Por ejemplo, para la reacción de la figura:

CH4 (g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l)

45
Otros ejemplos:
2 FeCl2(s) + Cl2(g)  2 FeCl3(s)

2 KClO3(s)  2 KCl(s) + 3 O2(g)

En algunos casos es necesario indicar en la ecuación las condiciones térmicas, la

presión y / o el catalizador empleado. Por ejemplo, en la obtención de trióxido de
azufre por síntesis:
Significa que la reacción sólo se produce en
o
P, 450 C las condiciones que se especifican en la
2 SO2( g) + O2( g) 2 SO3(g) ecuación, o sea a 450oC, altas presiones y
Pt en presencia de platino como catalizador.

Además se indica que esta reacción es reversible.

Para indicar que la reacción se produce por calentamiento se utiliza también el

símbolo: 

Hay signos que se emplean para destacar otras características de una reacción.

Cuando se produce un desprendimiento de gases se indica con una flecha hacia

arriba.

Por ejemplo:

Zn + 2 HCl  ZnCl2 + H2 

 FeS + 2 HCl  FeCl2 + H2S 

Cuando se forma un precipitado (producto insoluble) se emplea una flecha hacia abajo
o se subraya la fórmula correspondiente. Ejemplo:

BaCl2 + Na2SO4  BaSO4  + 2 NaCl

que puede escribirse como:

BaCl2 + Na2SO4  BaSO4 + 2 NaCl

AgNO3 + NaCl  AgCl + NaNO3

Una flecha indica que el equilibrio está totalmente desplazado en la dirección

de la flecha.
Una doble flecha,  o = indica que la reacción es reversible y que existe un
equilibrio entre reactivos y productos.

¿Por qué se producen algunas reacciones químicas en una determinada

dirección?

Las reacciones químicas se producen espontáneamente en una determinada dirección

cuando la energía libre de los productos es menor que la de los reactivos, o sea
cuando en la reacción hay una disminución de energía libre.

46
¿Por qué algunas reacciones químicas son reversibles? 
Las reacciones químicas son reversibles cuando la energía libre de los productos
es muy semejante a la de los reactivos, o sea cuando no hay variación de
energía libre (o la variación es pequeña; G = 0

RECUERDE:

- La dirección espontánea de una reacción química es la que posee G< 0.

El cambio:
REACTIVOS  PRODUCTOS se produce si:
Gproductos< Greactivos o sea si G< 0

-Si una reacción posee G < O, se produce espontáneamente, aun si es muy

lenta desde el punto de vista cinético.

-Si una reacción posee G = O, se produce un equilibrio.

REACTIVOS PRODUCTOS

- Las sustancias químicamente estables son las que poseen Gof < O.

- Si una sustancia posee Gof > O es inestable y si Gof >> O se descompone

violentamente!

TIPOS DE REACCIONES
Las reacciones se clasifican en distintos tipos, según las formas de recombinación de
los átomos.
 SINTESIS
 DESCOMPOSICION
 SUSTITUCION O DESPLAZAMIENTO ( que son también de óxido reducción)
 REACCIONES DE DOBLE SUSTITUCIÓN, también llamadas de DOBLE
DESPLAZAMIENTO O METÁTESIS, (que incluye las de HIDRÓLISIS y
NEUTRALIZACIÓN)
 OXIDO-REDUCCION

SINTESIS

Es la reacción en la que se obtiene un compuesto

por unión de:
- Los elementos que lo componen: en este caso se trata
de una síntesis total:

N 2 + O 2  2 NO

N2 + 3 H2  2 NH3 Síntesis del HCl

47
-Otros compuestos: se trata entonces de una síntesis parcial:

2 NO + O2  2 NO2

NH3 + HCl  NH4Cl
Na2SO3 + S  Na2S2O3

DESCOMPOSICIÓN

Es la reacción en la que a partir de un solo reactivo se obtienen dos o más

productos.

2 NaHCO3  Na2CO3 + CO2 + H2O

2 HgO  2 Hg + O2

CaSO4.2 H2O  CaSO4 + 2 H2O

yeso anhidrita
Por calentamiento del yeso se obtiene anhidrita.

REACCIONES DE SUSTITUCIÓN O DE DESPLAZAMIENTO

Son aquellas en las cuales un elemento reemplaza a otro. Ejemplo:
2 KBr + Cl2  2 KCl + Br2 

Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2
Como se explicará más adelante, estas reacciones son también de óxido-reducción.

REACCIONES DE DOBLE SUSTITUCIÓN

Se denominan también de metátesis. En ellas un elemento reemplaza a otro y este

a su vez al primero. Para que se produzca una metátesis debe haber una fuerza
impulsora que conduce a que la reacción se efectúe. Dicha fuerza impulsora puede
ser:

a) Formación de un producto volátil, o sea de un gas que escapa de la solución:


FeS(s) + H2SO4 (ac)  FeSO4( ac) + H2S(g)


2 NaCl(s) + H2SO4(ac)  Na2SO4 (ac) + 2 HCl(g)

b) Formación de un producto insoluble (precipitado)

ZnSO4 + H2S  ZnS + H2SO4

AgNO3+ NaCl  AgCl + NaNO3

48
Recordando…
Reglas de solubilidad en agua
1. Todos los compuestos de los metales alcalinos son solubles.
2. Todos los compuestos del amonio son solubles.
3. Todos los compuestos que contienen nitratos, cloratos y percloratos son solubles.
4. La mayoría de los hidróxidos son insolubles, las excepciones son los hidróxidos de
los metales alcalinos y el Ba(OH)2. El Ca(OH)2 es ligeramente insoluble.
5. La mayoría de los compuestos que contienen Cl-, Br-, I-, son solubles, con
excepción de aquellos que contienen Hg22+, Ag+, Pb2+.
6. Todos los carbonatos, fosfatos y sulfuros son insolubles, excepto los de los metales
alcalinos y del ión amonio.
7. La mayoría de los sulfatos son solubles. CaSO4 y Ag2SO4 son ligeramente solubles.
BaSO4 y HgSO4 son insolubles.

c) Formación de un producto poco disociado (ácido o base más débil),

NH4Cl + NaOH  NaCl + NH4OH
CaCO3 + HCl  CaCl2 + H2CO3 

CO2 + H2O

Recordemos que los ácidos y bases fuertes son los que están completamente
disociados. A continuación se detallan algunos ácidos y bases fuertes:


Ácidos fuertes Bases fuertes

H2SO4 (ácido sulfúrico) Hidróxidos del grupo I
HCl (ácido clorhídrico) LiOH (hidróxido de litio)
HBr (ácido bromhídrico) NaOH (hidróxido de sodio)
HI (ácido yodhídrico) KOH (hidróxido de potasio)
HNO3 (ácido nítrico) RbOH (hidróxido de rubidio)
HClO4 (ácido perclórico) CsOH (hidróxido de cesio)
Hidróxidos del grupo II (sólo los siguientes)
Ca (OH)2 (hidróxido de calcio)
Sr (OH)2 (hidróxido de estroncio)
Ba (OH)2 (hidróxido de bario)

Entre las reacciones de doble sustitución por formación de un producto poco disociado
(ácido o base débil) se incluyen las de neutralización y las de hidrólisis.
En la neutralización un ácido reacciona con una base para dar una sal más agua.
NaOH + HCl H2O + NaCl
En la hidrólisis el agua reacciona con una sal, cuando la sal está formada por:
a) ácido fuerte y base débil
NH4NO3 + H2O  HNO3 + NH4OH (hidrólisis parcial)
NH4Cl + H2O  HCl + NH4OH (hidrólisis parcial)

49
b) ácido débil y base fuerte
NaCN + H2O  HCN + NaOH (hidrólisis parcial)
Na2S + 2 H2O  H2S + 2 NaOH (hidrólisis parcial)
c) ácido débil y base débil,
NH4CN + H2O  NH4OH + HCN (hidrólisis parcial)
(NH4)2S + 2 H2O  2 NH4OH + H2S (hidrólisis parcial)
d) dos o más no metales: en este caso la hidrólisis es total ya que se producen dos
ácidos, que no pueden reaccionar entre sí.
PI3 + 3 H2O 3 HI + H3PO3
PCl3 + 3 H2O  3 HCl + H3PO3

¿Por qué se producen las reacciones de doble sustitución?

Recordemos el principio de Le Chatelier:

"Cuando uno de los factores que influyen sobre un sistema en equilibrio se altera, el
sistema se modifica para oponerse a dicha modificación".
Si consideramos la reacción: A + B = C + D
la constante de equilibrio correspondiente sería :
[C ] [ D]
Kc = ________________
[ A] [ B ]

Si C es poco soluble, A + B = C + D

A
+ =

cuando A y B reaccionan y se produce C , como C es un precipitado se separa del

sistema a medida que se va produciendo. En consecuencia; la reacción se desplaza
hacia la derecha para oponerse a la modificación, porque el sistema trata de
seguir produciendo C.
La reacción se produce entonces por formación de un producto insoluble.


Si uno de los productos de la reacción es volátil, A + B = C + D

A

+ =

entonces, cuando A y B reaccionan para formar D, como D es volátil va

desapareciendo del sistema. En consecuencia la reacción se desplaza hacia la
derecha para oponerse a la modificación, porque el sistema trata de seguir
produciendo D a medida que desaparece.
La reacción se produce entonces por formación de un producto volátil.

50
Si uno de los productos de la reacción es un electrolito débil, por ejemplo:
HCl + Ac- = Cl- + HAc

donde HCl es ácido fuerte y HAc es ácido débil, la constante de la reacción sería:

[HAc ] [ Cl-]
________________
Kc =
[ HCl ] [ Ac- ]

y podría escribirse como:

[HAc ] [H3O+] [ Cl-] KHCl
________________. __________________ ___________
Kc = =
[ Ac- ] [H3O+] [ HCl ] KHAc

Si KHCl > KHAc , es decir si el electrolito que actúa como reactivo es más fuerte que
el electrolito que se produce, la reacción se desplaza hacia la derecha, por
formación de un electrolito más débil.

REACCIONES DE OXIDO-REDUCCION
El concepto antiguo de "oxidación" y "reducción" está ligado con las reacciones del
oxígeno. Se denominaban de "oxidación" las reacciones en las que una sustancia fija
oxígeno y de "reducción" aquellas en las que una sustancia pierde oxígeno.

Pero no siempre la oxidación o reducción implica pérdida o ganancia de oxígeno.

Actualmente se entiende por oxidación a la pérdida de electrones y por reducción a la
ganancia de electrones. Paralelamente la oxidación implica aumento en el número de
oxidación; y la reducción una disminución del número de oxidación.

OXIDACION REDUCCION
Fijación de oxígeno Pérdida de oxígeno
Pérdida de electrones Ganancia de electrones
Aumento del número de oxidación Disminución del número de oxidación

NUMERO DE OXIDACIÓN

El número de oxidación se define para sustancias sencillas (monoatómicas)

como la carga neta del átomo. Ejemplos:

Especie S2- Cl- Cu2+ Co2+ Fe3+

Número de
-2 -1 +2 +2 +3
oxidación

Determinar el estado de oxidación de un átomo en una molécula es más

complicado. Para ello existen las siguientes reglas:

1) El estado de oxidación de los elementos en cualquier forma alotrópica es cero.

Ejemplo: el oxígeno en O2 y en O3 tiene número de oxidación =0
2) El estado de oxidación del oxígeno en todos sus compuestos es (-2) excepto en
los peróxidos en que es (-1) (H2O2 - Na2O2).

51
3) El estado de oxidación del hidrógeno es (+1) en todos sus compuestos excepto
en los que forma con los metales en los que es (-1). Ej LiH
4) Todos los otros estados de oxidación se escogen para que la suma algebraica
de todos los estados de oxidación sea la carga neta de la molécula o ión.
Es conveniente recordar que algunos elementos presentan siempre el mismo
estado de oxidación. Por ejemplo: metales alcalinos (+1), metales alcalino-térreos
(+2), boro y aluminio (+3) etc.

¿Cómo determinar el número de oxidación?

Se parte de la siguiente premisa: la carga neta total de un compuesto químico es igual

a cero. A continuación, se dan ejemplos de cómo determinar el número de oxidación.

Ejemplo A)
Determinar el número de oxidación del S en el Na2SO3 :
carga de 2 Na+1 + carga de 3 O-2 + carga del S = carga total = 0
o sea que: carga del S = - (carga de 2 Na+1 + carga de 3 O-2 )
2 Na+1  2 (+1) = 2
3O -2
 3 (-2) = -6
Entonces, el número de oxidación del S en Na2SO3 es:
número de oxidación del S = - (2 - 6) = 4

Ejemplo B)
Hallar el número de oxidación del nitrógeno en el HNO3.
Conocemos el número de oxidación para O y para H, que podemos indicar con
números escritos debajo de la fórmula:
H N O3
+1 x -2
La carga neta será 0, porque la molécula no tiene carga:
+1 + x + 3 (-2) = 0 o sea que x = 6 -1 = 5
Ejemplo C)
Hallar el número de oxidación del Cr en el Cr2O72- :

La carga neta del ion es -2 : [Cr2O7]-2 

entonces : 7 (-2) + 2 x = -2
donde 2x representa la carga de dos átomos de Cr. En este caso x=6

¿Cómo calcular rápidamente el número de oxidación?

Una forma más rápida para calcular el número de oxidación del no metal en un
compuesto es la siguiente: (ecuación válida solamente para una sal) (1)

(2 . No de át. de oxígeno ) - ( No de át. del metal . No de oxid. del metal)

o __________________________________________________________________________________________
N de oxid =
No de átomos del elemento central

52
Ejemplo D)
Calcular el No de oxidación del S en Na2S2O3:
Aplicando la ecuación (23):
No de oxid . S = [ (2.3) - (2.1) ] / 2 = 2
Una forma rápida para calcular el número de oxidación del átomo central en un ion
que contenga oxígeno es la siguiente:
(2 . No de át. de oxígeno )+ ( carga del ion ) (2)
N de oxidación = ________________________________________________________
o

No de at. del elemento central

Por ejemplo, aplicando la ecuación (24) para el S2O82- :

No de oxidación del S = [ (2 . 8) + (-2) ] / 2 = 7

Para un ion que contenga hidrógeno:

(-1. No de át. de hidrógeno )+ ( carga del ion ) (3)
o ________________________________________________________
N de oxidación =
No de at. del elemento central

Por ejemplo, aplicando la ecuación (25) para el NH4+:

No de oxidación del N = [( -1. 4 ) + 1] /1 = -3

IGUALACION O BALANCEO DE ECUACIONES

Para igualar reacciones de óxido reducción se usa el método de cambio de número
de oxidación.

En una reacción un elemento se oxida si aumenta su número de oxidación. Dicha

oxidación es producida por otro elemento o compuesto llamado oxidante.
Por el contrario, siempre que un elemento disminuye su número de oxidación, se
reduce. Esto es producido por el reductor.

Cuando una sustancia se oxida, pierde electrones.

Cuando una sustancia se reduce, gana electrones.

En una ecuación de oxido-reducción, hay que igualar el número de electrones

ganados y perdidos.
Ej: ... SnCl2 + ....AsCl3 ....SnCl4 + ....As
2 -1 3 -1 4 -1 0
Los elementos que han cambiado su número de oxidación son:
reductor: oxidante:
El Sn pasa de +2 +4 ; El As pasa de + 3  0 ;
se oxida, se reduce,
cambia en 2 su número de oxidación cambia en 3 su número de oxidación
o sea que cede 2 electrones: o sea que recibe 3 electrones:
Sn2+ Sn4+ + 2 e- As3+ + 3 e-  As

Para igualar el número de electrones cedidos con el número de electrones recibidos,

se escribe delante del reductor un coeficiente igual al cambio en el número de

53
oxidación del elemento que se reduce, y delante del oxidante un coeficiente igual al
cambio en el número de oxidación del elemento que se oxida.

3 SnCl2 + 2 AsCl3  SnCl4 + As

Si es necesario, se ajustan luego los otros coeficientes y la reacción queda
balanceada.
3 SnCl2 + 2 AsCl3  3 SnCl4 + 2 As
Ejercicio:
Sb2S3 + Fe  FeS + Sb
¿Cómo igualar ecuaciones más complicadas?
Para igualar ecuaciones mas complicadas, se siguen los siguientes pasos:

1) Se determinan los números de oxidación en reactivos y productos.

2) Se observa en qué elementos se producen cambios en el número de oxidación,

cuál es el elemento que se oxida (reductor) y cuál es el que se reduce (oxidante),

3) Se coloca como coeficiente del reductor el cambio en el número de oxidación del

oxidante, y como coeficiente del oxidante el cambio en el número de oxidación del
reductor.

4) Se ajusta el número de átomos de cada elemento, y finalmente el número de

átomos de H y de O.
Ejemplo: P + HNO3 + H2O  H3PO4 + NO

1) Indiquemos números de oxidación en reactivos y productos.

P + H N O3 + H2O  H3 P O4 + N O
0 +1 +5 -2 +1 -2 +1 +5 -2 +2 -2

2) Observemos qué elementos cambian su número de oxidación:

P : 0 +5 ( se oxida, es el reductor ; cambia en 5 su número de oxidación)
N : +5 +2( se reduce, es el oxidante, cambia en 3 " " " " )

3) Coloquemos los coeficientes: 5 para N y 3 para P

3 P + 5 HNO3 + H2O  H3 PO4 + NO

4) Ajustemos el número de átomos de cada elemento:

3 P + 5 HNO3 + H2O  3 H3 PO4 + 5 NO

y finalmente el número de átomos de O y de H:

3 P + 5 HNO3 + 2 H2O  3 H3 PO4 + 5 NO

Ejercicios:
KIO3 + KI + H2SO4  K2 SO4 + H2O + I2
HNO2 + Br2 + H2 O  HNO3 + HBr
NH3 + CuO  H2O + N2 + Cu
Cr(OH)3 + NaClO + Na2CO3  Na2CrO4 + NaCl + H2O + CO2
HNO3 + H2S  NO + H2O + S

54
 ECUACIONES IONICAS
En las ecuaciones iónicas se incluyen solamente las sustancias que experimentan
cambios en su número de oxidación. Por ejemplo, en la ecuación:
KIO3 + KI + H2SO4  K2SO4 + H2O + I2

Escribamos todas las sustancias en forma iónica:

K+ + IO3- + K+ + I- + H+ + SO4 2- K+ + SO42- + H2O + I2
Hay iones que son "espectadores": están en ambos lados de la ecuación, y no los
tendremos en cuenta porque no cambian su número de oxidación:

K+ + IO3- + K+ + I- + H+ + SO42-  K+ + SO42- + H2 O + I2
La ecuación iónica sólo incluye a:
IO3- + I- + H+  H2O + I2
Para igualar este tipo de ecuaciones se siguen los pasos (1-2-3), como se indicó
anteriormente. Por ejemplo:
I O3- + I- + H H2 O + I2
5 -2 -1 +1 +1 -2 0
oxidante reductor
cambia en 5 cambia en 1

IO3- + 5 I- + H+  H2O + 3 I2. Pero en esta ecuación, deben igualarse

también las cargas. Observando, hay 6 cargas negativas entre los reactivos y cero
cargas en los productos.

El número de cargas debe ser igual en ambos miembros. El número de cargas (-)
se equilibra colocando 6 H+ (la reacción es en medio ácido).

IO3- + 5 I- + 6 H+  H2 O + 3 I2
Finalmente, se iguala el número de átomos de H, quedando además, igualado el
número de átomos de O:
IO3- + 5 I- + 6 H+  3 H2O + 3 I2

En caso necesario, se agregan en la ecuación iones H+ si la reacción se produce

en medio ácido, o iones OH-, si el medio es alcalino.

Para escribir ecuaciones iónicas es necesario tener en cuenta que los compuestos
insolubles no se disocian en solución.
Tampoco se deben escribir como iones los electrolitos débiles o las sustancias
gaseosas.

Ejemplo: Para la siguiente reacción: AgNO3 (ac) + NaCl (ac)  AgCl + NaNO3 (ac)
la forma iónica sería:

Ag+(ac) + Cl-(ac)  AgCl

55
EJERCICIOS PARA IGUALAR:

Pasar a forma iónica e igualar:

Na2S2O3 + Br2 + H2O  NaHSO4 + HBr

HNO3 + Cu Cu(NO3)2 + NO + H2O
Igualar:
MnO4- + H2O2 + OH- Mn2+ + H2O


APLICACIONES DE LA ECUACIÓN DE NERNST

Para la reacción de obtención de Cl2 en el laboratorio a partir de ácido clorhídrico:
K2Cr2O7 + 14 HCl  2 KCl + 2 CrCl3 + 7 H2O + 3 Cl2

los potenciales de semicelda son:

Cr2O72- + 14 H+ + 6 e-  2 Cr3+ + 7 H2O Eo =1,33 V

Cl2 + 2 e-  2 Cl- Eo =1,36 V

Eo para la reacción neta es negativo (-0,03 V) ya que Eo de Cr2O7 /Cr 3+

es mayor
que Eo de Cl2 /Cl- (el cual se invierte quedando, Eo= -1,36 V).

Según la ecuación de Nernst: 


E = Eo - R T ln [Cr3+]2 [Cl2]3
nF [Cr2 O72-] [H+]14 [Cl-]6

Para que la diferencia de potencial sea positiva, y la reacción sea útil para obtener
cloro, se aumentan las concentraciones de Cr2O72-, H+ y Cl-. Para ello se utiliza HCl
concentrado (12 M) y dicromato de potasio sólido.

DIAGRAMA DE POTENCIALES DE LATIMER

El diagrama de potenciales de un elemento dado indica las posibles reacciones de

reducción u oxidación y sus respectivos potenciales, en medio básico, ácido o neutro
según el caso. El diagrama presentado es el correspondiente al Mn, en medio ácido:

0,56 2,26 0,95 1,59 -1,18

- 2- 3+ 2+
MnO4 ------------- MnO4 ---------- MnO2------------ Mn ------------- Mn ---------- Mn
0,57 1,23

1,51

Por ejemplo, la primera semirreacción indicada en el mismo, es la reducción

del ión permanganato a manganato, cuyo potencial asociado es 0,56 V:
MnO4- + e-  MnO42- Eo = 0,56 V

La segunda semirreacción sería, la reducción del MnO42- a MnO2:

MnO42- + 2 e- + 4 H +  MnO2 + 2 H2O Eo = 2,26 V

56
CALCULO DE POTENCIALES DE UNA SEMIREACCIÓN

Si se desea conocer Eo para una semireacción que no figura en el diagrama de

Latimer, por ejemplo:
MnO4- + 3 e- + 4 H+  MnO2 +2 H2O Eºx = ?
El mismo no puede obtenerse simplemente por suma de los potenciales de las
semirreacciones consecutivas(a) y (b), porque los potenciales no son aditivos.

MnO4- + e-  MnO42- Eo = 0,56 V (a)

MnO42- + 2 e- + 4 H+  MnO2 +2 H2O Eo = 2,26 V (b)

En cambio, pueden sumarse los respectivos Go: ( Gº = - n F Eo)

Goa + Gob = Gox
O sea que:
(-na F Eoa) + (- nb F Eob ) = - nx F Eox

Simplificando obtenemos:
na Eoa + nb Eob = nx Eox

Reemplazando para nuestro caso:

(1 . 0,56 ) + (2 . 2,26 ) = 3. Eox Eox = 1,7 V

REACCIONES DE DISMUTACION
Una reacción de dismutación es aquella en la cual una misma sustancia se oxida y se
reduce. Por ejemplo para el ion manganato, la dismutación sería:
MnO42-  MnO4- + MnO2

A partir del diagrama de Latimer, se puede determinar si es posible la dismutación de

un compuesto. Para ello es necesario escribir las dos semirreacciones involucradas en
la dismutación: una donde MnO42- se oxide, y otra donde MnO42- se reduzca.

Las semirreacciones correspondientes al ejemplo dado serían:

MnO4- + e-  MnO42- Eo = 0,56 V

MnO42- + 2 e- + 4 H+  MnO2 + 2 H2O Eo = 2,26 V

Si invertimos la primera reacción y duplicamos los coeficientes:

2 MnO42-  2 MnO4- + 2 e- Eo = -0,56 V

MnO42- + 2 e- + 4 H+  MnO2 + 2 H2O Eo = 2,26 V

y sumamos, obtenemos:

3 MnO42- + 2 e- +4 H+  2 MnO4- + MnO2 + 2e- +2 H2O Eo = 1,7 V

Esta reacción es espontánea porque al ser Eo positivo, Go resulta negativo (criterio
de espontaneidad), por lo tanto la dismutación es posible.

En consecuencia, para que sea posible la dismutación de una especie dada, el

potencial a la derecha (reducción) en el diagrama de potenciales, debe ser mayor
que el potencial a la izquierda (oxidación).

57
 ANEXO
CONCEPTOS DE TERMODINAMICA
PRIMER PRINCIPIO

Se refiere a la energía y las distintas formas en que la

misma se presenta, y establece que:

La energía del universo es constante

O sea, que la energía no se crea ni se pierde, sólo se

transforma. Una de las formas de expresar esta ley sería la
ecuación:
E=q-w (4) 
en la que E es la variación de energía interna en un proceso, q el calor
absorbido y w el trabajo producido en el mismo.

ENERGÍA INTERNA
La energía interna, E, es una función de estado o variable termodinámica, es decir
una variable que cumple con las siguientes condiciones:
- El valor de la función depende sólo del estado inicial y final y no del camino
recorrido.
- El valor de cualquier función de estado puede ser calculado a partir de los
valores de otras dos funciones de estado.
No podemos conocer el valor absoluto de E, sino solamente su variación E.

ENTALPÍA
Puede definirse una función entalpía, H, que representa el contenido energético
total, y se define por la ecuación:
H = E + PV (5)

No podemos conocer el valor absoluto de H sino solamente su variación H.

La entalpía de formación standard,Hfo, se define como el calor
absorbido cuando se forma un mol del compuesto en su estado
standard a partir de los elementos en sus estados standard.
El estado standard de una sustancia es la variedad más estable,
a 298 K y a una atmósfera de presión. Para los elementos en sus
estados standard, las entalpías de formación son iguales a cero.

Ejemplo: En la reacción de combustión del carbono, C + O 2 = CO2 se desprenden 94,05

Kcal/mol. Por lo tanto Hfo del CO2 es –94,05 Kcal/mol.

ENERGÍA LIBRE
Se define la energía libre como:
G=H-TS (6)
y , en consecuencia
 G = H - (T S) (7)

58
La energía libre es una función que "resume" la entalpía (H) y la entropía(S).
Físicamente representa la energía aprovechable de un sistema.
Las variaciones de energía libre representan cambios en la energía aprovechable del
sistema. Cuando un sistema produce un trabajo, pierde energía aprovechable y
por lo tanto, G=-w (8)
Para T= cte G =H - T  S (9)
La expresión (9) es la que se utiliza para calcular las variaciones de energía libre en
los procesos químicos, a partir de las variaciones de entalpía y de entropía.

La energía libre de formación Standard (Gfo) se define como la variación de energía

libre cuando se forma un mol del compuesto en su estado standard a partir de los
elementos en sus estados standard.
Utilizando las tablas de energía libre de formación standard, puede calcularse la
variación de energía libre en una reacción.
 Goreacción =Gfo(productos) - Gfo(reactivos) (10)

Por otra parte, para una reacción cualquiera,

Go = - R T ln K (11)

Para una reacción espontánea, la variación de energía libre es negativa y la constante

de equilibrio mayor que 1.

CRITERIOS DE ESPONTANEIDAD DE REACCION

Un proceso espontáneo es el que se produce naturalmente. La dirección del proceso

espontáneo está dada por dos tendencias:
 al mínimo de energía 
 al máximo desorden (representado por la Entropía, S)
Sobre la base de estas tendencias, los criterios para determinar la dirección
espontánea de un proceso dado son:
- la dirección espontánea es la que implica disminución de la
H proceso < 0 entalpía del sistema

- la dirección espontánea es la que implica aumento de la

Suniverso > 0 
entropía del universo
Estos criterios no son absolutos, es decir no se cumplen
siempre.

El criterio siempre válido es que: "la dirección espontánea de un proceso es la que

implica disminución de la energía libre del sistema".

Gsistema < 0

59
 LAS REACCIONES QUÍMICAS Y LAS APLICACIONES
DE TERMODINAMICA Y ELECTROQUIMICA
Existe una enorme cantidad de posibles reacciones inorgánicas.
Para cada una de ellas hay una variedad de datos: entalpías,
entropías, constantes de equilibrio, etc.
Para sistematizar esta gran cantidad de información, se han
confeccionado:
a) Tablas de PARÁMETROS TERMODINÁMICOS ( Hf - Gf – Sf )

b) Tablas de POTENCIALES DE ÓXIDO REDUCCIÓN

Dichas tablas resumen los datos correspondientes a cada sustancia, a partir de los
cuales pueden calcularse las variables para cualquier reacción.

ELECTROQUIMICA

Energía eléctrica Energía química

La electroquímica estudia lo procesos químicos que se producen con transferencia

neta de electrones.

Los principales procesos electroquímicos son:

a) El proceso en el cual por medio de una reacción química espontánea (reacción

redox) se obtiene energía eléctrica, se denomina Pila o Celda Galvánica. Por
ejemplo:

Batería de automóvil

Pila de Daniell

Pila seca

60
b) El proceso en el que mediante una corriente eléctrica se induce una reacción
química (redox) no espontánea, se denomina electrólisis o celda electrolítica.

Ejemplo: obtención de sodio, de lavandina, de

agua oxigenada, de hidrógeno y oxígeno.

FUERZA ELECTROMOTRIZ DE UNA PILA

La fuerza electromotriz standard de una pila, Eo, es la que corresponde a una pila
que funciona en condiciones standard (concentración 1 M para reactivos y productos,
presión de 1 atm, 25oC).

Eo también puede expresarse como:

E A-B = EoB - EoA
o
(12)

donde EoA-B es la FEM standard de la pila, o diferencia de potencial standard; EoA ,

EoB son los potenciales standard de las medias celdas, o semiceldas o sea de las
siguientes semirreacciones:
As  Aacn+ + n e- EoA (13)
n+ -
Bac + ne  Bs EBo
(14)

EoA , EoB miden la tendencia de los elementos correspondientes a ceder

electrones; y EoA-B es la diferencia entre el potencial standard de la reacción (10)
y el de la reacción (11), o sea :

 
Eoreacción = Eooxidante - Eoreductor  (15)

Por acuerdo de la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, el

potencial de electrodo standard o normal, Eo, es el valor de la fuerza electromotriz
para la reacción de reducción en la semicelda.

El potencial standard de cada semicelda, Eo, no puede ser determinado en forma

aislada. Sólo podemos determinar diferencias de potencial entre dos semiceldas,
es decir para una celda galvánica o pila.

61
 Convenciones y estados standard

Por convención se han fijado los siguientes estados standard para los electrodos y
semiceldas:
* Estado standard de un gas: Una atmósfera y 298 K.
* Estado standard de un líquido o sólido: El líquido o sólido puro a una atmósfera o
actividad=1.
* Estado standard de un soluto: Concentración 1 molar o actividad=1
(La "actividad" equivale a la concentración efectiva).

Para representar una pila se utilizan las siguientes convenciones:

- Se escribe a la izquierda el electrodo negativo, ánodo, en el que se produce la
oxidación, por ejemplo:
Zns / Zn2+ac donde / representa la interfase sólido-líquido.
- Una doble barra // representa el puente salino.
- Luego se escribe el electrodo positivo, cátodo, en el que se produce la
reducción:
Cu2+ac / Cus
En consecuencia, la pila de Daniell se representa:
Zns / Zn2+ac // Cu2+ac / Cus

ENERGIA LIBRE Y TRABAJO EN UNA REACCION

La variación de energía libre en una reacción está relacionada con el valor de la

constante de equilibrio de la reacción, por la siguiente ecuación:



G = - R T ln K (16)
o G o
es la variación de energía libre standard de
reacción y T la temperatura Kelvin.

Go también está relacionada con el trabajo que puede obtenerse Go = - wrev (17)
de la reacción, por la ecuación (17) donde wrev es el trabajo
reversible.

ENERGIA LIBRE Y FUERZA ELECTROMOTRIZ

Cuando en un proceso hay trabajo eléctrico se cumple que: wrev = Q V (18)

donde Q : carga eléctrica en colulombios; V : diferencia de potencial en voltios.

Para un proceso electroquímico, en el que la carga es n F y la diferencia de potencial

es la fuerza electromotriz,
wrev = n F Eº , que puede escribirse como: Go = - n F Eº
(19)
n : número de electrones en juego en una reacción
F: Faraday = 96500 coulombios, que equivale a 6,02.1023 electrones.
Eº : diferencia de potencial de una pila, o FEM (fuerza electromotriz ) que
debe ser positiva para que el proceso sea espontáneo (Go es negativo).

En consecuencia, se deduce que para un proceso

electroquímico: -R T ln K = - n F Eº (20)

62
 o sea que:
n F E = n F Eo - R T ln K (21)
 E = Eo - (R T/ n F ) ln K (22)

Para una reacción de óxido-reducción, por ejemplo:

A (s) + B (ac)n+  B (s) + A (ac)n+ (23)

(24)
EA-B = EoA-B - ( R T/ n F ) ln [A n+ n+
]/ [B ]

Ecuación denominada ECUACION DE NERNST.

E es función de la constante K, y en consecuencia es una medida de la tendencia

que tiene A para ceder electrones a B. También es una medida de la tendencia a
producirse que tiene la reacción.

Para 25oC, reemplazando los valores, la ecuación de Nernst puede escribirse así:

 (25)
EA-B = EoA-B - (0,059 /n) log [An+] / [Bn+]

BIBLIOGRAFÍA
Fundamentos de Química R. Burns 4º Edición – Pearson Education – 2003.
Química K. Whitten, R. Davis – 8º Edición – Mc Graw Hill – 2008.
Química general Superior. W. Masterton- E.Slowinski- C. Stanitski. - 6ª Edición - Mc
Graw Hill – 1998.
Química General, K. Whitten, R. Davis, M. Peck - 5ª Edición - McGraw-Hill,
Interamericana de España – 1999.
Química General. Enlace químico y estructura de la materia” Volumen I R
Petrucci, W Harwood, F.G Herring - 8ª Edición - Prentice Hall – 2004.
Química General. Reactividad Química. Compuestos inorgánicos y orgánicos”
Volumen II. R Petrucci, W Harwood, F.G Herring - 8ª Edición - Prentice Hall – 2004.
Química Inorgánica Básica. F.A. Cotton- G. Wilkinson– Limusa – 2006.
Química, La Ciencia Central, T.L.Brown, H.E.LeMay, Jr., B.Burnsten - 11ª Edición -l
Pearson Prentice-Hall – México – 2009.

63
 TEÓRICO PRÁCTICO: REACCIONES QUÍMICAS
1- a) Oxidación es la pérdida de..............., por ejemplo para la semirreacción:
Co  Co3+ +……..
¿Cuál es el estado de oxidación inicial? …………¿Cuál es el final? .........
¿Hubo aumento o disminución en el número de oxidación?............................
b) Reducción es la……………….. de electrones, por ejemplo para:
Cl2 +………..  Cl-
¿Cuál es el estado de oxidación inicial? ..........¿Cuál es el final? .............
¿Hubo aumento o disminución en el número de oxidación?.............................

2- Para la siguiente reacción:

K2Cr2O7 + 3 H2O2 + 4 H2SO4  Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7 H2O + 3 O2
a) Escribe la ecuación en forma iónica
b) ¿Quién es el Agente oxidante? ……....... . d) ¿Quién se oxida?............................
c) ¿Quién es el Agente reductor?.................... e) ¿Quién se reduce? …………………

3- a) Aplica las reglas para cálculo de números de oxidación al elemento que se

señala:
Cr en K2Cr2O7 Mn en MnO2
P en K2HPO4 N en NH4OH
Bi en NaBiO3 Mn en MnO4-
Mn en MnO4= S en S4O6=

4- Interprete y exprese con palabras el significado de todos los símbolos que

aparecen en la siguiente ecuación química:
NH4NO3 (s) Ø⇒ N2O (g) + 2 H2O (g) ΔH= 19,5kcal/mol

5- Aplique el principio de Le Chatelier para analizar las condiciones en las que se

produce la siguiente reacción:
500°C, 300 atm

N2(g) + 3H2 (g) ⇔ 2 NH3 (g) ΔH = -11,04 kcal/mol

Fe + Al2O3 ΔG = -3,98 kcal/mol
6- a) Completa las ecuaciones moleculares:
i) KNO2 (ac) + H2SO4(conc) ⇒

ii) BaCl2(ac) + CuSO4(ac) ⇒

iii) Na2CO3 (ac) + HCl(ac) ⇒

b) Escribe las ecuaciones anteriores en forma iónica.
c) Explica, para cada reacción, qué tipo de reacción es y por qué se produce.

7- a) Complete e iguale la siguiente ecuación, en medio ácido por el método de las

semirreacciones. Diga si es espontánea:
Ni (s) + Cr2O72- (ac) ⇒ Cr3+ (ac) + Ni2+ (ac)
b) Escriba la expresión matemática de la ecuación de Nernst para esta reacción y
explique cómo influye el aumento de! pH en el ΔE.

64
8- a) Coloca el número de oxidación del Cl en cada especie del diagrama de Latimer
en medio básico.
0,36 0,33 0,66 0,40 1,36
ClO4-  ClO3-  ClO2-  ClO-  Cl2  Cl -
I 1,70 II 0,89 I

b) Complete la siguiente semirreacción y calcule el potencial E°

ClO4-………………….⇔ ClO2-……………….

c) Indique cual es la especie que dismuta, escribe las semirreacciones

correspondientes.
d) Señale las especies que son espontáneamente oxidantes. Ordene las mismas en
forma decreciente de poder oxidante.
e) Señale las especies que son espontáneamente reductoras. ¿Cuál es la más
reductora?.
9- Para la reacción:
C + HNO3 ⇒ NO + CO2 + H2O
a) Coloca arriba de los símbolos de C y de N el número de oxidación de cada uno.
b) En la reacción aumenta el número de oxidación de...........y disminuye el
de................
c) Por lo tanto para el C hubo una...................... y para el HNO 3
una……………………...
d) Entonces el C actúa como…………………….y el HNO3 actúa
como……………………

10- a) Determina cuáles de las siguientes ecuaciones no balanceadas corresponden a

reacciones redox. Indica en cada una de éstas el agente oxidante y el reductor.
b) Nombra las especies que intervienen en las reacciones según la nomenclatura
IUPAC.
Zn + HCI  ZnCI2 + H2
CIO- + NO2-  NO3- + CI-
KCI + AgNO3  AgCl + KNO3
KCIO3 + I2 + H2O  KCI + HIO3
H2SO4 + NaOH  Na2SO4 + H2O
11- Escribe la ecuación para la reacción entre el dicromato de potasio y el sulfato de
hierro (II) en medio ácido, para dar como productos sulfato de hierro (III) y sulfato de
cromo (III).
12- A partir del diagrama de potenciales de Latimer para el manganeso en medio
ácido:
0,56 2,26 0,95 1,59 -1,18
MnO4-  MnO42-  MnO2  Mn3+  Mn2+  Mn

Explica por qué.

a) Indica si podría ocurrir espontáneamente la reacción: MnO2  Mn3+ + MnO42-
b) Calcula el potencial (Eo) correspondiente a la siguiente semirreacción:
MnO42- + 4 e- + 8 H+  Mn2+ + 4 H2O

65
13- Dada la semirreacción:
MnO4- + 8 H+ + 5 e- ⇒ Mn2+ + 4 H2O Eº MnO4-/Mn+2 = 1.51 V

Suponiendo que la MnO4-/Mn2+ = 10, calcular el potencial de la misma para los

siguientes valores de pH:
a) pH = 2 b) pH = 8 c) ¿Qué puede concluir con respecto a la variación del
potencial de reducción según el pH?

14- Completa las reacciones e iguala por el método del ión-electrón. Indica cuáles
reacciones son espontáneas:
a) CuSO4 + Zn
b) Pb(NO3)2 + Cu
c) Pb(NO3)2 + Zn
d) ZnCl2 + Cu

15- Completa y balancea las siguientes ecuaciones redox por el método del ion-
electrón:
a) En medio básico:
Cr3+ + H2O2 ⇒ CrO4= +..............................................................
MnO4- + I- ⇒ MnO2 + I2 + ....................................................

b) En médio ácido:
Cr2O7= + H2O2 ⇒ Cr3+ +……….............................…….........
NO3- + I2 ⇒ IO3- + NO + ...................................................

16- Completa y balancea las siguientes ecuaciones redox por el método del cambio
del número de oxidación:

a) S2O32- + I2 ⇒ I- + S4O62-
b) H2O2 + Fe2+ ⇒ Fe3+ + H2O (en medio ácido)
c) K2Cr 2O7 + H2SO4 + H2S ⇒ Cr2(SO4)3 + KHSO4 + S + H2O

17- Clasifica las siguientes sustancias en: oxidantes, reductoras, u oxidantes y

reductoras:
Au Co2+ F-
Br Cr2O72- Fe2+
Br2 Cr3+ H2O2
Cl2 Cu Hg2+

18- ¿El Zn metálico reacciona con mayor facilidad en agua pura o en HCl 1 M?

19- Los metales nobles como el Au y el Pt no son atacados por ácidos. ¿A qué se
debe?
20- Busque en la tabla de potenciales dos especies que puedan reducir al:
a) ClO3- (en medio básico) b) H2O2 (en medio ácido)

66
 GUÍA DE EJERCICIOS ADICIONALES
REACCIONES QUIMICAS
1- Qué significa: a) Reacción química, b) Reactivo, c) Producto, d) Ecuación química
¿Qué ley se respeta al igualar una ecuación química?
Completa:
Si un elemento………………..su número de oxidación, …………….electrones y se oxida,
por lo tanto el compuesto al que pertenece ,es el agente…………………………
Si un elemento ……………….su número de oxidación, …………….electrones y …………
por lo tanto el compuesto al que pertenece es el agente…………………………
2- a) Coloca el número de oxidación del Mn en cada especie del diagrama de Latimer
en medio ácido.
0,56 2,26 0,95 1,59 -1,18
MnO4-  MnO42-  MnO2  Mn3+  Mn2+  Mn
I 1,70 II 1,23 I
I 1,51 I

b) Complete la siguiente semirreacción y calcule el potencial E°

MnO2 ...………………….⇒ Mn……………..
c) Indique cual es la especie que dismuta, escribe las semirreacciones
correspondientes.
d) Señale las especies que son espontáneamente oxidantes. Ordene las mismas
en forma decreciente de poder oxidante.
e) Señale las especies que son espontáneamente reductoras. ¿Cuál es la más
reductora?.

3- Para la reacción:
4NH2OH ⇒ 2 NH3 + N2O + 3H2O
a) Coloca arriba de los símbolos el número de oxidación de cada elemento.
b) Indica si es una reacción de óxido reducción, y si lo fuera, ¿cuál es el oxidante y
cuál el reductor?.
4- Para la reacción:
Ca3 (PO4)2 + H2 SO4 ⇒  H3PO4 + CaSO4
a) Coloca arriba de los símbolos P y de S el número de oxidación de cada
elemento.
b) Indica de qué tipo de reacción se trata. Explica por qué.
5- ¿Puede conservar una barra de Zn en una solución de ZnCl2? Explique.
6- Un método de obtención industrial del flúor es a partir de los fluoruros presentes en
la naturaleza. Sin embargo, la oxidación de estos compuestos no puede realizarse
por acción de agentes químicos. ¿A qué se debe este hecho?
7- Complete las siguientes ecuaciones teniendo en cuenta que se tratan de
reacciones de doble sustitución e indique en cada caso el tipo de producto que se
trata :
a) NaBr + H2SO4 ⇒ .................................
b) CaCO3 + HCl ⇒ …………………………
c) AgNO3 + HI ⇒ ......................................

67

POTENCIALES ESTANDAR DE REDUCCION A 25 oC

ELEMENTO SEMIRREACCIÓN Potencial(volts)

Aluminio Al3+
(ac) + 3 e  Al(s)
- -1,66 - 1,66
Antimonio SbCl6-(ac) + 2e- SbCl4-(ac) + 2Cl-(ac) 0,75
Arsénico H3AsO4(ac) + 2H+ (ac) + 2e- H3AsO3(ac) + H2O 0,58
SO32-(ac) + 3 H2O + 4 e  S(s) + 6 -
OH-(ac) -0,66
SO42-(ac) + H2O + 2 e-  SO32-(ac) + 2 OH-(ac) -0,93
S(s) + 2 e + H2O  -
HS-(ac) + OH-(ac) -0,48
Azufre
S(s) + 2 H+(ac) + 2 e-  H2S(ac) 0,14
SO42- (ac) +4H +
(ac) + 2 e  H2SO3(ac) + H2O
- 0,17
SO42- (ac) + 4 H+(ac) + 2 e-  SO2(g) + 2 H2O 0,20
Bario Ba 2+
(ac) + 2 e  Ba(s)
- -2,90 - 2,90
Bismuto NaBiO3(s) + 6 H+(ac) + 2 e-  Bi3+ (ac) + Na+(ac) + 3 H2O 1,60
Br2(l) + 2e-  2Br -(ac) 1,08
Bromo
BrO3-(ac) + 6 H+(ac) + 6 e-  Br-(ac) + 3 H2O 1,44
CdS(s) + 2 e- Cd(s) + S2-(ac) -1,21 - 1,21
Cadmio
Cd 2+
(ac) + 2 e  Cd(s)
- -0,40 - 0,403
Calcio Ca2+(ac) + 2 e- Ca(s) -2,87 - 2,87
Carbono 2 CO2(g) + 2 H + 2 e (COOH)2(ac)
+ - -0,49 - 0,49
Cerio Ce4+(ac) + e-  Ce3+(ac) 1,61
ClO-4(ac) + H2O + 2 e -
 ClO-3(ac) +2 OH-(ac) 0,36
ClO-3(ac) + 3 H2O + 6 e-  Cl-(ac) + 6 OH-(ac) 0,62
ClO-(ac) + H2O + 2 e -
Cl-(ac) +2 OH-(ac) 0,89
Cloro Cl2(g) + 2 e-  2 Cl-(ac) 1,36
ClO4-(ac) +2H +
(ac) + 2e -
 ClO3-(ac) + H2O 1,18
ClO3-(ac) + 6 H+(ac) + 5 e-  ½ Cl2(g) + 3 H2O 1,47
2 HClO(ac) + 2 H +
(ac) +2e -
 Cl2(g) + 2 H2O 1,63
Cr(OH)3(s) + 3 e-  Cr(s) + 3 OH-(ac) -1,3
Cr 2+
(ac) + 2 e  Cr(s)
- -0,91 - 0,91
Cr3+(ac) + 3 e- Cr(s) -0,74 - 0,74
Cromo
Cr3+(ac) + e- Cr2+ -0,41 - 0,41
CrO4 2-
(ac) + 4 H2O + 3 e  Cr(OH)3 (s) + 5 -
OH-(ac) -0,12
Cr2O72-(ac) + 14 H+(ac) + 6 e-  2 Cr3+(ac) + 7 H2O 1,33
Cobalto Co2+(ac) + 2 e-  Co(s) -0,28
Co3+(ac) + e-  Co2+(ac) 1,82

68
ELEMENTO SEMIRREACCIÓN Potencial(volts)
Cu(OH)2(s) + 2 e  Cu(s) + 2 -
OH-(ac) -0,36
Cu2+(ac) + 2 e- Cu(s) 0,34
Cobre
Cu2+(ac) + e-  Cu+(ac) 0,15
Cu+(ac) + e-  Cu(s) 0,52
[SnF6]2-(ac) + 4 e- Sn(s) + 6 F- (ac) -0,25
Estaño Sn2+(ac) + 2 e- Sn(s) -0,14
Sn4+ (ac) + 2 e-  Sn2+(ac) 0,15
Estroncio Sr2+(ac) + 2 e- Sr(s) -2,89 - 2,89
Flúor F2(g) + 2 e-  2 F-(ac) 2,87
Galio Ga 3+
(ac) + 3 e Ga(s)
- -0,53 - 0,53
H2(g) + 2 e- 2 H-(ac) -2,25 - 2,25
H+(ac) + e- H(g) -2,10
2 H+(ac) + 2 e- H2(g) 0,000
Hidrógeno
2 H2O + 2 e -
 H2(g) + 2 OH-(ac) -0,83
H2O2(ac) + 2 e-  2 OH-(ac) 0,88
H2O2(ac) + 2 H +
(ac) + 2 e  2 H2O
- 1,77
FeS(s) + 2 e-  Fe(s) + S2-(ac) -1,01 - 1,01
Hierro Fe2+(ac) + 2 e- Fe(s) -0,44 - 0,44
Fe 3+
(ac) + e-
 Fe 2+
(ac) 0,77
I2(s) + 2 e-  2 l- (ac) 0,53
Iodo
IO3-(ac) + 6H+(ac) + 5e-  ½ I2 (ac) + 3H2O 1,19
Litio Li+(ac) + e- Li(s) -3,04 - 3,045
Magnesio Mg 2+
(ac) + 2e  -
Mg(s) -2,37 - 2,37
Mn2+(ac) + 2 e-  Mn(s) -1,18 - 1,18
MnO2(s) + 2 H2O + 2 e  Mn(OH)2(s) + 2 -
OH-(ac) -0,05
MnO-4(ac) + e-  MnO2-4(ac) 0,56
Manganeso
MnO-4(ac) + 2 H2O + 3 e -
 MnO2(s) + 4 OH-(ac) 0,59
MnO2(s) + 4H+(ac) + 2 e-  Mn2+(ac) + 2 H2O 1,24
MnO4-(ac) +8H +
(ac) +5e -
 Mn 2+
(ac) + 4 H2O 1,51
HgS(s) + 2 e-  Hg(s) + S2-(ac) -0,72 - 0,72
HgO(s) + H2O + 2 e  Hg(l) + 2 -
OH-(ac) 0,09
Hg2Cl2(s) + 2 e-  2 Hg(l) + 2 Cl-(ac) 0,27
Mercurio
Hg22+(ac) + 2e -
 2Hg( l ) 0,79
Hg2+(ac) + 2e-  Hg( l ) 0,85
2Hg 2+
(ac) + 2e -
 Hg22+(ac) 0,92

69
ELEMENTO SEMIRREACCIÓN Potencial(volts)
Níquel Ni2+(ac) + 2 e- Ni(s) -0,25
NiO2(s) + 4 H+(ac) + 2 e-  Ni2+(ac) + 2 H2O 1,70
N2(g) + 4 H2O + 4 e-  N2H4(ac) + 4 OH-(ac) -1,15
2 NO3-(ac) + 2 H2 O + 2 e-  N2 O4(g) + 4 OH-(ac) -0,85
Nitrógeno NO3-(ac) + H2 O + 2 e-  NO2-(ac) + 2 OH-(ac) 0,01
NO3-(ac) + 3H+(ac) + 2e- HNO2(ac) + H2O 0,94
NO3-(ac) + 4H+(ac) + 3e- NO(g) + 2H2O 0,96
AuCl4-(ac) + 3e -
 Au(s) + 4Cl-(ac) 1,00
Oro Au3+(ac) + 3 e-  Au(s) 1,50
Au +
(ac) + e -
 Au(s) 1,68
O2(g) + 2 H2O + 4 e-  4 OH-(ac) 0,41
Oxígeno O2(g ) + 2H +
(ac) + 2e -
H2O2(ac) 0,68
O2(g) + 4H+(ac) + 4 e-  2 H2O 1,23
Paladio Pd 2+
(ac) + 2e -
 Pd(s) 0,99
AgI(s) + e-  Ag(s) + I-(ac) -0,15
AgBr(s) + e -
 Ag(s) + Br-(ac) 0,10
Plata AgCl(s) + e-  Ag(s) + Cl-(ac) 0,22
Ag2O(s) + H2O + 2 e-  2 Ag(s) + 2 OH-(ac) 0,35
Ag+(ac) + e-  Ag(s) 0,80
[PtCl6]2-(ac) + 2e- [ PtCl4]2-(ac) + 2Cl- (ac) 0,68
Platino [PtCl4]2-(ac) + 2e-  Pt(s) + 4Cl-(ac) 0,73
Pt2+(ac) + 2e-  Pt(s) 1,20
PbSO4(s) + 2 e- Pb(s) + SO42- (ac) -0,36 - 0,356
Pb2+(ac) + 2 e- Pb(s -0,13
Plomo
PbO2(s) + SO42-(ac) +4H +
(ac) + 2 e  PbSO4(s) + 2 H2O
- 1,68
Pb4+(ac) + 2 e-  Pb2+(ac) 1,80
Potasio K+
(ac) + e K (s)
- -2,92 - 2,925
Rubidio Rb+(ac) + e- Rb(s) -2,92 - 2,925
Selenio Se(s) + 2 H + 2 e H2Se(ac)
+ - -0,40 - 0,40
Sodio Na+(ac) + e-  Na(s) -2,71 - 2,714
Talio Tl +
(ac) + e Tl(s)
- -0,34 - 0,34
Vanadio V2+(ac) + 2 e- V(s) -1,19 - 1,18
Zirconio Zr4+(ac) + 4 e-  Zr(s) -1,53 - 1,53
ZnS(s) + 2 e-  Zn(s) + S2-(ac) -1,44 -- 1,44
Zinc [Zn(OH)4]2-(ac) + 2 e-  Zn(s) + 4 OH-(ac) -1,22
Zn2+(ac) + 2 e- Zn(s) -0,76 - 0,763

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