QUMICA DE 2 BACHILLERATO

TEMA 7

TEMA 7: ELECTROQUMICA.
NDICE:
TEMA 7: ELECTROQUMICA..........................................................................................................1
1.- CONCEPTO DE OXIDACIN-REDUCCIN.............................................................................2
1.1.- REGLAS DE ASIGNACIN DEL NMERO DE OXIDACIN.........................................3
2.- AJUSTE DE REACCIONES REDOX. CONCEPTO DE SEMIRREACCIN............................3
2.1.- MTODO DE VARIACIN DEL NMERO DE OXIDACIN..........................................4
2.2.- MTODO DEL IN-ELECTRN.........................................................................................4
2.2.a.- En medio cido..................................................................................................................5
2.2.b.- En medio bsico................................................................................................................5
3.- VALORACIONES REDOX...........................................................................................................6
4.- ESPONTANEIDAD DE LAS REACCINS DE OXIDACIN-REDUCCIN..........................7
5.- CELDAS GALVNICAS..............................................................................................................8
6.- REPRESENTACIN DE PILAS. .................................................................................................9
7.- TIPOS DE ELECTRODOS..........................................................................................................10
7.1. Electrodos metal-in metlico................................................................................................10
7.2. Electrodos redox.....................................................................................................................10
7.3. Electrodos de gas....................................................................................................................11
8.- POTENCIALES NORMALES DE ELECTRODO......................................................................11
9.- CLCULO DE LA F.E.M. NORMAL, Eo, DE UNA PILA.......................................................13
10.- RELACIN ENTRE LA F.E.M. Y G DE LA REACCIN....................................................14
11.- INFLUENCIA DE LA CONCENTRACIN EN LA F.E.M. DE LA PILA.............................15
12.- CONSTANTE DE EQUILIBRIO DE UNA ECUACIN REDOX..........................................15
13.- PREDICCIN DE LA ESPONTANEIDAD DE UN PROCESO REDOX EMPLEANDO LOS
VALORES TABULADOS DE LOS POTENCIALES NORMALES...............................................16
14.- CELDAS ELECTROLTICAS...................................................................................................17
14.1.- NATUREZA DE LOS PRODUCTOS DE LA ELECTRLISIS.......................................18
a) Sales fundidas........................................................................................................................18
b) Disoluciones acuosas de cidos, bases y sales......................................................................19
15.- ASPECTOS CUANTITATIVOS DE LA ELECTRLISIS......................................................21
16.- APLICACIONES INDUSTRIALES DE LA ELECTRLISIS.................................................22
16.1.- RECUBRIMIENTOS METLICOS...................................................................................22
16.2.- PURIFICACIN ELECTROLTICA DEL COBRE...........................................................22

Vistas ya, en el Tema 6, las reacciones de transferencia de protones, vamos a estudiar ahora
reacciones que implican una transferencia de electrones. No ser tan sencillo averiguar cul es la
substancia que cede o gana electrones, como averiguar en las reacciones cido-base cul es el cido y
cul es la base.
La transferencia de electrones puede llevarse a cabo de manera directa e indirecta. En este
segundo caso veremos como se puede transformar energa qumica en elctrica, mediante dispositivos
denominados pilas, en reacciones en las que G<0. O proceso inverso, la utilizacin de energa
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TEMA 7

elctrica para llevar a cabo reacciones qumicas en las que G>0, nos llevar al estudio de la
electrolisis.

1.- CONCEPTO DE OXIDACIN-REDUCCIN.

Antiguamente la unin de una substancia con el oxgeno se denomin oxidacin, y la merma de
oxgeno en un compuesto se denomin reduccin. Actualmente el conocimiento de la naturaleza
electrnica del tomo permite extender el concepto de oxidacin-reduccin a uno amplio conjunto de
reacciones en las que no participa el oxgeno.
Consideremos las reacciones siguientes:
4 Fe(s) + 3 O2(g) 2 Fe2O3(s)
2 Zn(s) + O2(g) 2 ZnO(s)
Zn(s) + Cl2(g) ZnCl2(s)
+
2 Ag (aq) + Cu(s) Cu2+(aq) + 2 Ag(s)
Todas ellas tienen en comn que algunos tomos ceden electrones y que otros los ganan. Es decir, tiene
lugar una transferencia de electrones de unos tomos a otros.
El concepto de oxidacin va unido al concepto de reduccin, ya que un tomo no puede perder
electrones si no hay quien los gane, y viceversa. De este modo podemos definir oxidacin como el
proceso en el que un tomo cede electrones y reduccin como el proceso en el que un tomo gana
electrones.
EJERCICIO 1: Distingue en las reacciones anteriores los tomos que se oxidan y los que se reducen.
Llamaremos agente oxidante, u oxidante, a la sustancia que provoca la oxidacin 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 reduccin de otra. Para
esto tendr que proporcionarle o cederle electrones, por lo que perder dichos electrones y se oxidar.
El reductor se oxida.
OXIDANTES

REDUCTORES

Halgenos: F2, Cl2, Br2, I2

Oxgeno: O2
Oxoaniones: NO3, IO3, MnO4,
Cr2O72,...

Metales alcalinos y alcalinotrreos: Li, Na,... Mg, Ca,...

Metales: Zn, Fe, Sn, Al
Oxoaniones: C2O42, SO32,...
No metales: H2, C...

Hay reacciones en las que no hay una transferencia real de electrones y sin embargo pueden
considerarse cmo reacciones de oxidacin-reduccin. Como por ejemplo en la reaccin
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
tomo ms electronegativo dando un carcter polar a dicho enlace. Por lo tanto cada tomo de un
compuesto se puede caracterizar por un estado de carga, real en los compuestos inicos y ficticia en los
compuestos covalentes. El nmero que indica dicho estado de carga se denomina nmero de oxidacin
del elemento en dicho compuesto. El concepto de nmero de oxidacin se deduce nicamente a partir
de la frmula emprica del compuesto y no depende de la estructura y tipo de enlace del mismo.
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El nmero de oxidacin nos da idea de los electrones que se ponen en juego en una reaccin,
es por lo tanto un concepto que nos facilita la comprensin de las reacciones redox; es simplemente un
concepto til aunque no se ajuste a la distribucin real de carga de los compuestos.
El nmero de oxidacin ser positivo cuando un elemento pierda electrones o los comparta con
un elemento ms electronegativo, y ser negativo cuando capte electrones o los comparta con un
elemento ms electropositivo. Para asignar el nmero de oxidacin a cada elemento en los compuestos
que participan en una reaccin redox se deben seguir una serie de reglas como las siguientes:
1.1.- REGLAS DE ASIGNACIN DEL NMERO DE OXIDACIN.
1.- El nmero de oxidacin de todo elemento, en cualquiera estado alotrpico, en estado libre
es cero. Fe, Cl2, S8, P4(rojo), P4(blanco), C(diamante), C(grafito), etc.
2.- En los iones monoatmicos el nmero de oxidacin coincide con la carga real. Los nmeros
de oxidacin de los iones S2, Cl, Na+, Ca2+, son 2, 1, +1, y +2, respectivamente.
3.- El nmero de oxidacin del hidrgeno en sus compuestos con los metales es 1, y en sus
combinaciones con no metales es +1.
4.- El nmero de oxidacin del oxgeno es 2 en todos sus compuestos, excepto en los
perxidos donde es 1, y con el flor que es +2.
5.- La suma algebraica de los nmero de oxidacin de todos los tomos de una especie qumica
poliatmica debe ser igual a la carga neta de la misma. En el Fe2O3 el hierro debe ser +3, en el SO42 el
azufre debe ser +6, en el NH4+ el nitrgeno debe ser 3.
6.- En los compuestos entre no metales, en los que no intervengan ni el hidrgeno ni el
oxgeno, al elemento ms electronegativo se le asigna el nmero de oxidacin que presenta ms
frecuentemente. En el CCl4 si el Cl es 1 el C ser +4; en el As2Se5 si el Se es 2 el As ser +5.
En base al concepto de nmero de oxidacin se pode definir una reaccin de oxidacinreduccin o reaccin redox como aquella en la que tiene lugar un cambio en los nmeros de
oxidacin de algunos tomos de las sustancias que intervienen en la reaccin.
De una manera general una reaccin redox se puede escribir:
Oxidante(1) + Reductor(2) Reductor(1) + Oxidante(2)
Esto pone de manifiesto, de manera anloga a las reacciones cido-base, el hecho de que dichas
reacciones slo ocurren cuando se ponen en contacto pares oxidante/reductor. Posteriormente
estudiaremos la manera de medir la tendencia a que la reaccin 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 nmero de oxidacin de los elementos que forman las siguientes
sustancias: H2O, HCl, NaCl, ZnCl2, ZnO, H2SO4, SO42, HNO3, NO3, H2S, S2, KMnO4, MnO2, VO3+,
P4O10, LiH, ICl5, NF3, SO32, S2O42, Cr2O72.
EJERCICIO 3: Cul es el agente oxidante y cul 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

SEMIRREACCIN.

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Las ecuaciones redox ms sencillas pueden ajustarse por simple tanteo. Sin embargo, muchas
reacciones redox son demasiado complejas para ajustarlas de este modo. Conviene emplear algn
mtodo que permita el acoplamiento con relativa facilidad. Estudiaremos el mtodo de variacin del
nmero de oxidacin y el mtodo del in-electrn.
El hecho de que en una reaccin redox el nmero de electrones cedidos por el agente reductor
debe ser igual al nmero de electrones ganados por el agente oxidante puede emplearse como un
mtodo til para ajustar este tipo de reacciones.
2.1.- MTODO DE VARIACIN DEL NMERO DE OXIDACIN.
En este mtodo el acoplamiento de una reaccin se realiza comparando el aumento del nmero
de oxidacin experimentado por el tomo que se oxida con la merma sufrida por el tomo que se
reduce. Ajustemos la ecuacin:
Fe2O3 + CO Fe + CO2
seguiremos los siguientes pasos:
Observamos en la ecuacin los elementos que cambian su nmero de oxidacin:
+3

+2

+4

Fe2O3 + CO Fe + CO2
1) Se escriben las semirreacciones de oxidacin y reduccin con los tomos o iones
monoatmicos que cambian de N.O.
+2

+4

C C + 2 e
+3

Oxidacin

Fe + 3 e Fe
Reduccin
2) Se igualan los electrones que intervienen en ambas semirreacciones. Se multiplica cada una
de ellas por el nmero que permita conseguir el mnimo comn mltiplo de los e intercambiados.
+2

+4

3 C 3 C + 6 e
+3

2 Fe + 6 e 2 Fe
3) Se suman ambas semirreacciones, eliminndose los electrones y obtenindose una reaccin
global en la que intervienen los elementos que se oxidan y reducen con los coeficientes ya ajustados:
+3

+2

+4

2 Fe + 3 C 2 Fe + 3 C
4) Se pasan los coeficientes a la reaccin inicial y se terminan de ajustar por tanteo las
sustancias que sin oxidarse ni reducirse intervienen en la reaccin:
Fe2O3 + 3 CO 2 Fe + 3 CO2
2.2.- MTODO DEL IN-ELECTRN.
Es el mtodo que ms se adapta a los procesos que transcurren en disolucin acuosa, donde es
frecuente encontrar especies en forma inica.
Las etapas de este mtodo dependen de que la reaccin tenga lugar en medio cido o en medio
bsico. En cualquiera caso es til desglosar el proceso global en dos semirreacciones, una
correspondiente a la oxidacin y otra a la reduccin, es decir:
Reductor(2) Oxidante(2) + n e
Oxidante(1) + n e Reductor(1)

[Oxidacin]
[Reduccin]

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

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Despus veremos que estas semirreacciones pueden tener lugar realmente en las pilas
galvnicas y en las cubas electrolticas.
2.2.a.- En medio cido.
Ajustar la reaccin
+5

+4

+6

IO3(aq) + SO2(aq) + H2O(l) I2(aq) + SO42(aq) + H3O+(aq)

De la observacin de los nmeros de oxidacin se deduce que el IO 3 es el oxidante y el SO2 es
el reductor. La presencia de H3O+ indica que la reaccin tiene lugar en medio cido. Para proceder al
ajuste seguiremos las siguientes reglas:
1) Escribir las semirreacciones, sin ajustar, de oxidacin para el elemento que aumente el N.O.
y de reduccin para el elemento que disminuye el N.O.:
SO2 SO42 Oxidacin
IO3 I2
Reduccin
2) Ajustar estequiometricamente el elemento reducido u oxidado en cada semirreaccin:
SO2 SO42
2 IO3 I2
3) Ajustar los tomos de oxgeno aadiendo molculas de agua:
SO2 + 2 H2O SO42
2 IO3 I2 + 6 H2O
4) Ajustar los tomos de hidrgeno aadiendo ins H+ (procedentes del medio cido):
SO2 + 2 H2O SO42 + 4 H+
2 IO3 + 12 H+ I2 + 6 H2O
5) Ajustar la carga elctrica aadiendo electrones e:
SO2 + 2 H2O SO42 + 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 reaccin de oxidacin y se requieren diez electrones en la
reaccin de reduccin, la ecuacin correspondiente a la oxidacin 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 SO42 + 8 H+ + I2
Puesto que es ms adecuado escribir H 3O+ que H+, basta aadir 8 H2O a ambos lados de la
ecuacin:
5 SO2 + 2 IO3 + 12 H2O 5 SO42 + I2 + 8 H3O+
La ecuacin anterior corresponde a la reaccin inica ajustada; para obtener la ecuacin
completa basta aadir las especies inertes y tener en cuenta que se debe conservar la neutralidad
elctrica.
2.2.b.- En medio bsico.
Ajustar la reaccin
+7

-3

4 (aq)

+5

+4

3 (aq)

MnO
+ NH3(aq) NO
+ MnO2(s) + OH(aq) + H2O(l)
De la observacin de los nmeros de oxidacin se deduce que el MnO4 es el oxidante y el NH3
el reductor. La presencia de OH indica que la reaccin tiene lugar en medio bsico. Para ajustarla
seguiremos las siguientes reglas:
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1) Escribir las semirreacciones, sin ajustar, de oxidacin para el elemento que aumente el N.O.
y de reduccin para el elemento que disminuye el N.O.:
NH3 NO3
Oxidacin

MnO4 MnO2
Reduccin
2) Ajustar estequiometricamente el elemento reducido u oxidado en cada semirreaccin. (En
este caso no hace falta)
3) Ajustar los tomos de oxgeno aadiendo ins OH (procedentes del medio bsico):
NH3 + 3 OH NO3
MnO4 MnO2 + 2 OH
4) Ajustar los tomos de hidrgeno aadiendo una molcula de agua H 2O por cada hidrgeno
necesario. Aadir un nmero igual de iones OH en el lado contrario.
NH3 + 9 OH NO3 + 6 H2O
MnO4 + 2 H2O MnO2 + 4 OH
5) Ajustar las cargas elctricas aadiendo electrones e:
NH3 + 9 OH NO3 + 6 H2O + 8 e
MnO4 + 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 semirreaccin 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 ecuacin anterior corresponde a la ecuacin inica; para obtener la ecuacin completa basta
aadir las especies inertes y tener en cuenta que se debe conservar la neutralidad elctrica.
En cuanto a las semirreaccins redox hay dos puntos importantes que deben tener en cuenta:
1) El hecho de que toda reaccin redox pueda escribirse como un par de semirreacciones no
implica que estas representen necesariamente el mecanismo por el cual tiene lugar la reaccin. Hay
reacciones redox que tienen lugar por transferencia de tomos de oxgeno en lugar de transferencia de
electrones libres. Como por ejemplo:
ClO3(aq) + 3 SO32(aq) Cl(aq) + 3 SO42(aq)
2) El estado del electrn en la semirreaccin no est bien definido. Se conocen electrones
hidratados en estado libre, pero son altamente reactivos y de corta vida, y no es este estado lo que est
implicado en el smbolo e. Esta incertidumbre sobre el estado del electrn hace poco significativo todo
clculo energtico en una semirreaccin.
EJERCICIO 4: Ajusta las siguientes reacciones redox:
Cr2O72 + SO32 Cr3+ + SO42
H2O2 + I I2 + H2O
VO3 + Al VO2+ + Al3+
BrO3 + Br Br2
Br2 + AsO2 AsO43 + Br
SO32 + Cl2 SO42 + Cl
Cl2 Cl + ClO3
MnO4 + NO2 NO3 + MnO2

(medio cido)
(medio cido)
(medio cido)
(medio cido)
(medio bsico)
(medio bsico)
(medio bsico)
(medio bsico)

3.- VALORACIONES REDOX.

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Una aplicacin muy til de las reacciones redox es la valoracin o determinacin de la

concentracin de una disolucin a partir de otra disolucin de un oxidante o reductor de concentracin
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 valoracin de este tipo es conveniente ajustar primero la reaccin y
proceder como en cualquier valoracin cido-base.
En una valoracin redox el nmero de electrones que cede el reductor es igual al nmero de
electrones que gana el oxidante.
Consideremos la siguiente reaccin redox:
MnO4 + 5 Fe2+ + 8 H+ Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O
Para determinar la concentracin desconocida de Fe2+, mediante una valoracin con una disolucin de
MnO4 de concentracin conocida, se toma un volumen determinado V(Fe 2+) de la disolucin que
contiene el Fe2+ y se va aadiendo a la disolucin de MnO 4 hasta alcanzar el punto final. Este se
visualiza fcilmente debido a la gran diferencia de color entre los iones Mn 2+ (incoloro) y MnO4
(violeta). Una gota en exceso de disolucin valorante comunica un color violceo. Supongamos que el
punto final se alcanza cuando se consume un volumen V(MnO4).
Fe+2 Fe+3 + e

Oxidacin

+7

MnO4 + 5 e Mn+2
Reduccin
En el punto final debe verificarse que:
n de electrones x n moles de oxidante = n de electrones x n moles de reductor
n Mox Vox = m M red V red
5 [MnO4 ] V(MnO4 ) = 1 [Fe 2+ ] V(Fe2+ )
[MnO 4 ] V(MnO4 ) [Fe+2]V(Fe+2)
=
1
5
Tomando como referencia la ecuacin ajustada el nmero de moles de oxidante entre su
coeficiente es igual al nmero de moles de reductor entre su coeficiente.
EJERCICIO 5: Cuando 25,00cm3 de una disolucin de Na 2S2O3 se valoran con una disolucin
0,051M de I2, se necesitan 22,63cm3 de esta. La ecuacin sin ajustar para esta reaccin es:
S2O32 + I2 S4O62 + I
Ajusta la reaccin y calcula la concentracin de la disolucin de Na2S2O3.
EJERCICIO 6: Calcula la concentracin de una disolucin de oxalato de potasio, K2C2O4, si se
necesitan 35,16cm3 de la misma para alcanzar el punto final con 46,72cm 3 de una disolucin cida
0,0617M de KMnO4. La reaccin sin ajustar es:
MnO4 + C2O42 Mn2+ + CO2

4.- ESPONTANEIDAD DE LAS REACCINS DE OXIDACINREDUCCIN.

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Segn lo considerado en el Tema 4, las reacciones qumicas son espontneas cuando la

variacin de energa libre de Gibbs es menor que cero, y a medida que la reaccin transcurre su G se
va aproximando a cero, que alcanza en el momento del equilibrio.
Esta consideracin se aplica a los procesos de oxidacin-reduccin de forma que algunos de
ellos se producen espontneamente y otros no se producen:
G<0 proceso redox espontneo: Tiene aplicacin en las celdas galvnicas o pilas que
permiten obtener corriente elctrica a partir de una reaccin. En este caso G = W elctrico.
G>0 proceso redox no espontneo: Estas reacciones tienen lugar en las celdas electrolticas,
donde el paso de la corriente permite producir dichas reacciones.

5.- CELDAS GALVNICAS.

Si sumergimos una lmina de Zn en una disolucin que contenga iones Cu 2+, tal como indica la
fig.1, tiene lugar la siguiente reaccin redox
Zn(s) + Cu2+(aq) Cu(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 direccin de la reaccin anterior no se pode obtener una
corriente elctrica.
Sin embargo existe un camino para llevar a cabo la misma
reaccin convirtiendo la transferencia de electrones en una corriente
elctrica aprovechable. Esto puede llevarse a cabo mediante la
utilizacin de los dispositivos de las figuras 2 y 3.
Analicemos primero el dispositivo de la fig. 2. A la izquierda hay
una disolucin de ZnSO4 1M en la que se sumerge una lmina de
Zn. Esta combinacin metal-disolucin se denomina electrodo. A la
derecha hay otro electrodo formado por una disolucin de CuSO4
1M y una lmina de Cu.
Ambas disoluciones estn
separadas por un tabique
fig.1
poroso. Si se unen las
lminas de Zn y Cu mediante
un hilo conductor, el ampermetro A seala el paso de
electrones de la lmina de Zn a la lmina de Cu, es decir, hay
una circulacin de corriente elctrica a travs del conductor
exterior. Esto puede explicarse fcilmente si se admite que en
los dos electrodos ocurren simultneamente las semirreaccins:
Zn(s) Zn2+(aq) + 2 e
fig. 2 Pila Daniell con tabique
Cu2+(aq) + 2 e Cu(s)
poroso.
Siendo la reaccin global la suma de ambas:
Zn(s) + Cu2+(aq) Cu(s) + Zn2+(aq)
En el electrodo de Zn tiene lugar una
oxidacin y en el electrodo de Cu una reduccin.
Los electrones puestos en juego no se transfieren

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fig. 3 Pila Daniell con puente salino

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directamente del Zn al Cu2+, sino que lo hacen a travs del hilo conductor dando lugar a una corriente
elctrica.
Qu papel desempea el tabique poroso? La funcin del mismo es doble. Por una parte impide
la mezcla de ambas disoluciones, evitando as que la transferencia de electrones tenga lugar de manera
directa. Por otra parte mantiene la neutralidad elctrica. La oxidacin del electrodo de Zn produce un
aumento de la concentracin de ins Zn 2+, con el cual la disolucin de la izquierda queda cargada
positivamente y se crea un campo elctrico, el sentido del mismo va de la disolucin a la lmina de Zn,
frenando la tendencia a que pasen nuevos iones Zn2+ a la disolucin. Por el contrario, en el electrodo de
Cu ocurre lo contrario, ya que al disminuir la concentracin de iones Cu2+ la disolucin queda cargada
negativamente y se crea un campo elctrico, de sentido de la lmina de Cu a la disolucin, lo cual se
opone a que nuevos iones Cu2+ se depositen sobre la lmina de Cu. Los efectos anteriores se anulan si
el anin de las sales (en este caso el sulfato) puede circular a travs del tabique poroso desde la
disolucin de Cu2+ a la disolucin de Zn2+, de forma que ambas permanezcan electricamente neutras.
En el dispositivo de la fig. 3 las dos disoluciones estn unidas por un puente salino, que
contiene una disolucin de un electrolito muy conductor, como por ejemplo, KCl o NaNO 3. En este
caso son los iones de la sal del puente salino los que preservan la neutralidad elctrica de ambas
disoluciones. El catin de la sal se dirige hacia la disolucin de iones Cu 2+ y el anin hacia la
disolucin de iones Zn2+, tal como se ve en la fig. 3.
Los dispositivos anteriores, que permiten la conversin de energa qumica en energa elctrica,
reciben el nombre de pilas o celdas galvnicas. La explicada en este apartado es la pila Daniell.
El electrodo donde tiene lugar a semirreaccin de oxidacin recibe el nombre de nodo
(del griego nodos, camino ascendente) y se le asigna polaridad negativa. El electrodo donde tiene
lugar a semirreaccin de reduccin se denomina ctodo (del griego kthodos, camino descendente)
y se le asigna polaridad positiva. La polaridad de los electrodos se determina experimentalmente
mediante un galvanmetro, que indica la direccin de flujo de los electrones. En una pila los electrones
circulan del nodo al ctodo (o del polo negativo al polo positivo) a travs 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 elctrico.
Se denomina fuerza electromotriz (f.e.m.) de la pila al valor mximo de esta diferencia de
potencial cuando la intensidad de corriente es cero; se simboliza por Epila.
Hay dos mtodos para determinar el valor mximo de Epila:
1. Utilizar un voltmetro de transistores. Este instrumento es un dispositivo que mide
diferencias de potencial tomando una cantidad muy pequea de corriente.
2. Utilizar un dispositivo potenciomtrico.

6.- REPRESENTACIN DE PILAS.

A efectos prcticos, en lugar de dibujar un diagrama completo de una pila es conveniente
utilizar una notacin 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 notacin:
1) Las lineas verticales simples indican una separacin de fases. La doble linea vertical
representa un tabique poroso o un puente salino.
2) El electrodo de la izquierda es el nodo y por lo tanto la semirreaccin asociada con l se
escribe como una oxidacin. El electrodo de la derecha es el ctodo y la semirreaccin asociada con l
se escribe como una reduccin. En nuestro ejemplo:
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Zn(s) Zn2+(aq) + 2 e
Cu2+(aq) + 2 e Cu(s)
La reaccin 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 travs 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 superndice a la Epila, as Epila. La polaridad del electrodo de Cu es (+) y por lo tanto la f.e.m. es
+1,10V
()
(+)
2+
2+
Zn(s) | Zn (aq) || Cu (aq) | Cu(s) E = +1,10V
5) Si la f.e.m. de la pila es positiva significa que la reaccin tiene lugar espontaneamente tal
como est escrita. Veremos que este criterio de signos est ntimamente relacionado con el criterio
termodinmico de espontaneidad. En nuestro ejemplo, E es positivo, luego la reaccin espontnea es:
Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)
La notacin
(+)
()
2+
2+
Cu(s) | Cu (aq) || Zn (aq) | Zn(s) E = 1,10V
corresponde a la reaccin
Cu(s) + Zn2+(aq) Zn(s) + Cu2+(aq)
que no es espontnea.
El signo menos () de la f.e.m. indica que el flujo de electrones tiene lugar de forma espontnea
de derecha a izquierda, es decir, del Zn al Cu contrariamente a como est escrita la reaccin anterior.

7.- TIPOS DE ELECTRODOS.

7.1. Electrodos metal-in metlico.
Son los electrodos formados por un metal sumergido en una disolucin de sus iones. Los
electrodos de la pila Daniell constituyen un ejemplo de este tipo.
7.2. Electrodos redox.
Estn formados por un metal inerte,
usualmente platino, el cual no sufre ningn
cambio durante el proceso, ya que nicamente
hace de transportador de electrones. Este
metal se sumerge en una disolucin en la que
se encuentran iones del mismo elemento en
diferentes estados de oxidacin. Un ejemplo
de este tipo de electrodos lo constituye el Pt
sumergido en una disolucin que contenga
iones Fe2+ y Fe3+. Las reacciones que pueden
tener lugar son:
Fe2+(aq) Fe3+(aq) + 1 e
Oxidacin
Fe3+(aq) + 1 e Fe2+(aq)
Reduccin
Cuando en una pila hay electrodos
fig.4 Pila formada por un electrodo redox y un
redox, las especies ms reducidas se escriben
electrodo de gas.
junto al metal inerte. En nuestro ejemplo,
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TEMA 7

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

Si intervienen varias especies qumicas, como por ejemplo en la semirreaccin,
MnO4(aq) + 8 H+(aq) + 5 e Mn2+(aq) + 4 H2O(l)
la notacin correspondiente es:
[MnO4(aq) + 8 H+(aq)],[Mn+2(aq) + 4 H2O(l)]|Pt
7.3. Electrodos de gas.
Estn formados por un metal inerte tal como Pt, en contacto con el gas y la disolucin del anin
correspondiente. El electrodo de cloro es un ejemplo de este tipo. Las reacciones que pueden tener
lugar son:
2 Cl(aq) Cl2(g) + 2 e
Cl2(g) + 2 e 2 Cl(aq)
la notacin 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 disolucin
(potencial de electrodo).
E pila = E ctodo - E nodo
por estar el ctodo cargado positivamente y el nodo negativamente.
El potencial del ctodo y el potencial del nodo se denominan potenciales absolutos de
electrodo. El potencial de electrodo depende de la naturaleza del metal, de la concentracin de la
disolucin y de la temperatura, por tratarse el proceso de un equilibrio qumico.
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 travs de una interfase (metal-disolucin) conlleva introducir una
nueva interfase, como es el hilo terminal del voltmetro para cerrar el circuito, de suerte que lo que
realmente se determina es la diferencia de las diferencias de potencial a travs de por lo menos dos
interfases. Por lo tanto slo 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, E, como el potencial que se obtiene en una pila
construida con dicho electrodo y un electrodo de hidrgeno cuando las concentraciones de las
sustancias que participan en la reaccin es 1M y la presin es 1atm (para las substancias gaseosas).
Por acuerdo internacional se escoge el electrodo de
hidrgeno como electrodo de referencia. Est formado por Pt que
acta de metal inerte, sobre lo que se deposit,
electroliticamente, platino finamente dividido, que acta como
catalizador. El platino est en contacto con hidrgeno a la
presin de una atmsfera y con una disolucin 1M de iones H+
(aq).
En este electrodo son posibles las dos semirreacciones
siguientes:
H2(1atm) 2 H+(1M) + 2 e
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fig.5 Electrodo
normal
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11 de 23de
hidrgeno

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TEMA 7

2 H+(1M) + 2 e H2(1atm)
Que se produzca una u otra depende de que la semirreaccin que tenga lugar en el otro
electrodo sea de reduccin o de oxidacin.
Al potencial de electrodo de hidrgeno en las condiciones anteriores (P(H 2)=1atm, [H+]=1M)
se le asigna el valor cero, a cualquier temperatura.
o
E( H + / H 2 ) = 0
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 reduccin,
Mn+(1M) + ne M(s)
Fase oxidada + ne Fase reducida
que mide la mayor o menor tendencia del in Mn+ a aceptar electrones frente a la reaccin
2 H+(1M) + 2 e H2(1atm)
Por esta razn al potencial normal de electrodo se le denomina tambin potencial normal de reduccin
del electrodo y se designa con el smbolo
o
E Mn+ /M
As, si Epila es positivo quiere decir que la reaccin transcurre espontneamente segn el convenio
asignado a la pila. Si Epila es negativo quiere decir que la reaccin transcurre en el sentido contrario,
teniendo lugar la oxidacin de M y la reduccin de H+.
Potenciales normales de reduccin a 298K
Semirreaccin

F2(g) + 2e 2 F (aq)
O3(g) + 2 H+(aq) + 2e O2(g) + H2O(l)
H2O2(aq) +2 H+(aq) + 2e 2 H2O(l)
Ce4+(aq) + e Ce3+(aq)
MnO4(aq) + 8 H+(aq) + 5e Mn2+(aq) + 4 H2O(l)
Au3+(aq) + 3e Au(s)
Cl2(g) + 2e 2 Cl(aq)
Cr2O72(aq) + 14 H+(aq) + 6e 2 Cr3+(aq) + 7 H2O(l)
O2(g) + 4 H+(aq) + 4e 2 H2O (l)
MnO2(s) + 4 H+(aq) + 2e Mn2+(aq) + 2 H2O(l)
Br2(l) + 2e 2 Br(aq)
NO3(aq) + 4 H+(aq) + 3e NO(g) + 2 H2O(l)
2 Hg2+(aq) + 2e Hg22+(aq)
Ag+(aq) + e Ag(s)
Hg22+(aq) + 2e 2 Hg(l)
Fe3+(aq) + e Fe2+(aq)
O2(g) + 2 H+(aq) + 2e H2O2(aq)
MnO4(aq) + 2 H2O(l) + 3e MnO2(s) + 4 OH(aq)
I2(s) + 2e 2 I(aq)
Cu+(aq) + e Cu(s)
O2(g) + 2 H2O(l) + 4e 4 OH(aq)
Cu2+(aq) + 2e Cu(s)
SO42(aq) + 4 H+(aq) + 2e SO2(g) + 2 H2O(l)
Cu2+(aq) + e Cu+(aq)
Sn4+(aq) + 2e Sn2+(aq)
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E (V)
+2,87
+2,07
+1,77
+1,61
+1,51
+1,50
+1,36
+1,33
+1,23
+1,21
+1,07
+0,96
+0,92
+0,80
+0,79
+0,77
+0,68
+0,59
+0,53
+0,52
+0,40
+0,34
+0,20
+0,15
+0,13
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2 H+(aq) + 2e H2(g)
Pb2+(aq) + 2e Pb(s)
Sn2+(aq) + 2e Sn(s)
Ni2+(aq) + 2e Ni(s)
Cd2+(aq) + 2e Cd(s)
Cr3+(aq) + e Cr2+(aq)
Fe2+(aq) + 2e Fe(s)
Cr3+(aq) + 3e Cr(s)
Zn2+(aq) + 2e Zn(s)
2H2O (l) + 2e H2 (g) + 2 OH(aq)
Mn2+(aq) + 2e Mn(s)
Al3+(aq) + 3e Al(s)
H2(g) + 2e 2 H(aq)
Mg2+(aq) + 2e Mg(s)
Na+(aq) + e Na(s)
Ca2+(aq) + 2e Ca(s)
Ba2+(aq) + 2e Ba(s)
K+(aq) + e K(s)
Li+(aq) + e Li(s)

TEMA 7
0,00
0,13
0,14
0,25
0,40
0,41
0,44
0,74
0,76
0,83
1,18
1,66
2,23
2,37
2,71
2,87
2,90
2,93
3,05

Observa la tabla de potenciales normales, tabulados para 25C, sin olvidar que van acoplados
con la semirreaccin
H2(1atm) 2 H+(1M) + 2 e
En la tabla aparece el valor del potencial normal de reduccin para algunas semirreacciones
tpicas. 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 l se produzca la reduccin.
Por lo tanto, dada una semirreaccin cualquiera:
Oxidante + n e Reductor
cuanto mayor sea su potencial, E, 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 Eox/red indica en que extensin la semirreaccin
Oxidante + n e Reductor
est desplazada cara a la derecha.
Las especies Oxidante y Reductor, que se diferencian en n electrones, se denominan par
oxidante-reductor conjugados. Cuanto ms fuerte sea un oxidante ms dbil es su reductor conjugado.
Segn lo dicho el mejor oxidante de la tabla es el F 2, y el peor el Li+. El F ser el reductor ms dbil, y
el Li metlico el ms fuerte.

9.- CLCULO 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 reaccin global en las correspondientes semirreacciones de reduccin y de
oxidacin.
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TEMA 7

2. A la semirreaccin de oxidacin se le asigna un potencial de oxidacin, igual al potencial de

reduccin, pero de signo opuesto.
3. Se suman las semirreacciones anteriores, as como los potenciales de reduccin y de
oxidacin:
o
o
o
E pila = E red, ctodo + E ox, nodo
O lo que es lo mismo, se restan los correspondientes potenciales de reduccin:
o
o
o
E pila = E red, ctodo - E red, nodo
4. Si la suma (o resta) de los potenciales anteriores es positiva la reaccin tiene lugar de forma
espontnea tal como est escrita. Si la suma (o resta) es negativa la reaccin espontnea es la inversa.

10.- RELACIN ENTRE LA F.E.M. Y G DE LA REACCIN.

Como sabemos en toda reaccin qumica se debe cumplir que
G=H TS
El trmino H representa el calor intercambiado en el proceso a presin constante, y el trmino
TS el calor intercambiado en el proceso cuando se realiza a travs de infinitos estados de equilibrio,
en un proceso que llamamos reversible. La diferencia de estos dos calores nos permite calcular cul es
el valor mximo del trabajo que puede realizar este sistema (en nuestro caso la reaccin qumica), que
tambin denominaremos como trabajo til. Por lo tanto
G = H T S = Q p Q rev = W til
El trabajo mximo que puede obtenerse a presin y temperatura constantes viene dado por la
ecuacin
( Wtil )rev = Gp,T
En una reaccin qumica que puede llevarse a cabo en una pila, el trabajo til es de tipo
elctrico. El trabajo elctrico viene dado por
( W elec ) rev = q E pila
donde Epila es la f.e.m. de la pila y q es la carga que circula a travs de dicha diferencia de
potencial.
En la reaccin 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 smbolo F. El trabajo
elctrico mximo que se puede obtener en la pila Daniell viene dado por la ecuacin
( W elec ) rev = 2 F E pila
En general, para un proceso en el que se intercambian n electrones, el trabajo elctrico es
( W elec ) rev = n F E pila
Evidentemente si el trabajo elctrico mximo se obtiene cuando la intensidad de corriente es
prcticamente nula (condicin para que el proceso sea reversible), el proceso transcurrir con una
lentitud tal que el trabajo no sera aprovechable, dicho de otro modo, la potencia sera nula. En la
prctica cuando circula corriente a travs de una pila el trabajo obtenido es menor que el calculado
anteriormente.
Combinando las ecuaciones anteriores tenemos que
G p,T = - n F E pila
En condiciones normales:
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G op, T = - n F E opila
Esta ecuacin es de gran importancia qumico-fsica, ya que proporciona uno de los mejores
mtodos para determinar las variaciones de entalpa libre de aquellas reacciones que pueden llevarse a
cabo mediante una pila.

11.- INFLUENCIA DE LA CONCENTRACIN 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 concentracin de los
reactivos aumenta la f.e.m tambin lo hace pero cuando la concentracin de los productos aumenta la
f.e.m. disminuye.
La dependencia de la f.e.m. de la pila respecto a la concentracin se obtiene de la relacin de la
G respecto a la concentracin.
G = G + RT ln Q
donde Q es el cociente de reaccin. Como G = nFE
nFE = nFE + RT ln Q
despejando E obtenemos una expresin que se conoce como ecuacin de Nernst, debida al qumico
alemn Walther Hermann Nernst (1864-1941).
RT
E = E ln Q
nF
Utilizando logaritmos decimales:
2,303RT
E = E log Q
nF
a 298K, 2,303RT/F es igual a 0,0592 con lo que podemos simplificar la expresin:
0,0592
E = E log Q
(T = 298K)
n
Con esta expresin podemos encontrar la f.e.m. de una pila no estndar, o calcular la
concentracin de un reactivo o producto midiendo la f.e.m. de la pila.
Por ejemplo para la ecuacin siguiente:
Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)
2+
Calcula la f.e.m. Cuando [Cu ]=3,0M y [Zn2+]=0,030M sabiendo que E=1,10V
0,0592V
[Zn 2+ ]
0,0592V
0,030
E = 1,10V log
= 1,10V log
= 1,159V
2+
n
[Cu ]
2
3,0

12.- CONSTANTE DE EQUILIBRIO DE UNA ECUACIN REDOX

Para que un sistema est en equilibrio G = 0, como G = -nFE una f.e.m nula significa que la
reaccin est en equilibrio, entonces Q = K, sustituyendo estos valores en la ecuacin de Nernst a
298K
0,0592
0 = E log K
n

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TEMA 7
logK =

nE
0,0592
nE

K = 10 0,0592
Podemos calcular la constante de equilibrio de una reaccin redox a partir del valor de la f.e.m.
estndar de la reaccin.

13.- PREDICCIN DE LA ESPONTANEIDAD DE UN PROCESO REDOX

EMPLEANDO LOS VALORES TABULADOS DE LOS POTENCIALES
NORMALES.
Los valores de los potenciales normales de reduccin permiten predecir si una reaccin redox
es o no espontnea en un sentido determinado.
Toda reaccin redox espontnea puede, en principio, aprovecharse para construir una pila
galvnica que suministre una f.e.m. positiva. Luego si calculamos la f.e.m. de la pila que funcione
aprovechando dicha reaccin sabremos si esta es o no espontnea. El clculo de E pila pode hacerse a
partir de los potenciales normales de reduccin correspondientes, empleando la ecuacin
o
o
o
E pila = E red, ctodo - E red, nodo
Consideremos, como ejemplo, la reaccin redox
Zn2+(aq) + Sn(s) Zn(s) + Sn2+(aq)
Esta reaccin es la suma de las semirreacciones
Zn2+(aq) + 2 e Zn(s)
Reduccin (ctodo)
2+

Sn(s) Sn (aq) + 2 e
Oxidacin (nodo)
Para una pila que emplee esta reaccin
Epila = Ecat En = EZn+2/Zn ESn+2/Sn = 0,76 ( 0,14) = 0,62V
Este valor negativo indica que la reaccin no es espontnea. La reaccin en sentido contrario si ser
espontnea.
Un OXIDANTE oxidar a los REDUCTORES que estn por debajo de l en la tabla de
potenciales de reduccin. Y un REDUCTOR reducir los OXIDANTES que estn por encima
de l en la tabla de potenciales de reduccin.
As el H+ oxida a todos los metales que estn por debajo de l en la tabla, desprendiendo H 2.
Pero no oxidar a los metales que estn por encima de l en la tabla.
Los valores de E slo nos permiten hacer predicciones en condiciones normales.
EJERCICIO 7: Calcula E para las reacciones siguientes:
a) Sn + 2 H+ Sn2+ + H2
b) Ag + H+ Ag+ + H2
Se disuelve algn de los metales anteriores, Sn o Ag, en disolucin cida?
EJERCICIO 8: Empleando los valores tabulados de E responde a las siguientes preguntas:
a) Ser espontnea la reaccin siguiente?
Zn2+ + Sn2+ Zn + Sn4+
b) Ser espontnea la reaccin siguiente?
Sn2+ + 2 Fe3+ Sn4+ + 2 Fe2+
c) Reducir el Ni metlico al
1. Fe3+ a Fe2+;
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TEMA 7

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
estndar de reduccin son E= +0,34V y 1,66V, respectivamente. a) Escribe las reacciones que
tienen lugar en cada uno de los electrodos y la reaccin global de la pila. b) Haz un esquema de
dicha pila, indicando todos los elementos necesarios para su funcionamiento. En qu sentido circulan
los electrones? c) Cul ser la fuerza electromotriz de la pila?

14.- CELDAS ELECTROLTICAS.

La reaccin
2 I(aq) + Zn2+(aq) I2(aq) + Zn(s)
tiene una variacin de energa libre positiva, por lo que no tiene lugar espontneamente. Una manera
de llevar a cabo dicha reaccin consiste en introducir en una
disolucin acuosa de yoduro de cinc unos electrodos inertes
de carbn 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
circulacin de corriente elctrica y simultneamente tiene
lugar la reaccin anterior. Este fenmeno se denomina
electrlisis. Es el fenmeno opuesto al que se produce en las
pilas galvnicas, en la electrlisis se transforma energa
elctrica en energa qumica.
En una cuba electroltica el electrodo conectado al
polo positivo de la fuente externa se denomina nodo y en l
tiene lugar la semirreaccin de oxidacin:
2 I(aq) I2(aq) + 2e
El electrodo conectado al polo negativo de la fuente
externa se denomina ctodo y en l tiene lugar la fig. 6 Electrolisis del ZnI2 en agua
semirreaccin de reduccin:
Zn2+(aq) + 2e Zn(s)
Fijaos que la polaridad de los electrodos en una cuba electroltica es la contraria a la de una pila
galvnica. En cambio, los procesos de oxidacin y reduccin, en ambos casos, tienen lugar en el nodo
y en el ctodo respectivamente.
Analogas y diferencias entre una pila galvnica y una cuba electroltica:
Los e entran al
sistema por el

La reduccin tiene
lugar en el

La polaridad del
ctodo es

La reaccin es

Pila
galvnica

Ctodo

Ctodo

Positiva

Espontnea

Cuba
electroltica

Ctodo

Ctodo

Negativa
(impuesta por la
fuente externa)

No espontnea

En toda electrlisis de una sal fundida o disoluciones acuosas de cidos, bases o sales tiene
lugar una conduccin inica. Los iones positivos (cationes) se mueven hacia el ctodo y los iones
negativos (aniones) lo hacen hacia el nodo. Este movimiento de iones constituye la corriente elctrica
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en el seno del electrlito. Esta conduccin elctrica va acompaada de reacciones qumicas en los
electrodos.
1. En el ctodo los electrones salen del electrodo y toman parte en la semirreaccin de
reduccin, que puede consistir en:
a) Descarga de un in metlico dando un depsito metlico:
Mn+(aq) + n e M(s)
b) Reduccin del agua o del in hidrgeno para dar dihidrgeno, H2:
2 H2O(l) + 2 e 2 OH(aq) + H2(g)
2 H+(aq) + 2 e H2(g)
c) Cambio en el nmero de oxidacin de una especie qumica:
Fe3+(aq) + 1 e Fe2+(aq)
2. En el nodo los electrones entran en el electrodo. En dicho electrodo tiene lugar la
semirreaccin de oxidacin, que puede consistir en:
a) Disolucin del electrodo metlico dando lugar a iones positivos:
M(s) Mn+(aq) + n e
b) Oxidacin del agua o del in hidrxido para dar dioxgeno:
2 H2O(l) 4 H+(aq) + O2(g) + 4 e
4 OH(aq) 2 H2O(l) + O2(g) + 4 e
c) Descarga de aniones de los halgenos:
2 Cl(aq) Cl2(g) + 2 e
d) Cambio en el nmero de oxidacin de una especie qumica:
Fe2+(aq) Fe3+(aq) + 1 e
3. La suma de las dos semirreaccins es la reaccin qumica global, que no tendra lugar sin el
aporte de energa elctrica.
14.1.- NATUREZA DE LOS PRODUCTOS DE LA ELECTRLISIS.
La naturaleza de los productos depende de las condiciones en que se lleve a cabo la electrlisis.
Esta puede tener lugar en sales fundidas o en disoluciones acuosas de cidos, bases y sales.
a) Sales fundidas.
En este caso los resultados pueden interpretarse sin ambigedad, ya que los productos de la
electrlisis son los derivados de los iones que forman la sal. Si tomamos como ejemplo la electrlisis
del cloruro de sodio fundido (al que se le aade cloruro de calcio para rebajar su punto de fusin), las
semirreacciones que tienen lugar son:
NaCl(s) Na+(l) + Cl(l)
En el nodo:
2 Cl(l) Cl2(g) + 2 e

E red = 1,36V

En el ctodo:
2 Na+(l) + 2 e 2 Na(l)

E red = 2,71V

El proceso global que tiene lugar es:

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

+
Cl2

nodo

Na

Na+

Cl

Ctodo

E celda = E red (ctodo) E red (nodo) = 2,71V 1,36V = 4,07V

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TEMA 7

La f.e.m. calculada es negativa, lo que nos recuerda que el proceso no es espontneo, sino que debe ser
impulsado por una fuente externa de energa.
b) Disoluciones acuosas de cidos, bases y sales.
En este caso los productos no pueden predecirse con la misma facilidad que en el caso anterior,
ya que en la disolucin se encuentran presentes los iones H + y OH correspondientes a la disociacin
del agua, los cuales junto con la misma agua pueden participar en las semirreacciones que tienen lugar
en los electrodos. Adems, la naturaleza de los productos depende tambin de la concentracin del
electrlito.
Si la disolucin de cloruro de sodio NaCl es diluida, los productos de la electrlisis son dihidrgeno y
dioxgeno. En el nodo se puede oxidar el Cl a Cl2 o el H2O a O2. En el ctodo se reducir el Na+ a
Na o el H2O a H2. El producto que se obtenga depende de los potenciales de reduccin de cada
semirreaccin.
Las semirreacciones son:
NaCl(s) Na+(aq) + Cl(aq)
En el nodo:
2 Cl(aq) Cl2(g) + 2 e
H2O(l) 2 H+(aq) + O2(g) + 2e

E red = 1,36V
E red = 1,23V

En el nodo se producir O2, el Cl2 es ms oxidante que el

O2, lo vemos porque tiene un potencial de reduccin mayor.
Si se produjera Cl2 oxidara el agua a O2. Por tanto en el
nodo se producir la semirreaccin de menor potencial de
reduccin.
En el ctodo:
2 H2O(l) + 2 e 2 OH(aq) + H2(g)
2 Na+(aq) + 2 e 2 Na(aq)

H2

O2

nodo

H2O

H2O

Ctodo

E red = 0,83V
E red = 2,71V

En el ctodo se producir H2, el Na es ms reductor que el H2O, est por debajo del agua en la tabla de
potenciales. Si se produjera Na reducira el agua a H 2. Por tanto en el ctodo se producir la
semirreaccin de mayor potencial de reduccin.
El proceso global es:
H2O(l) H2(g) + O2(g)
E celda = E red (ctodo) E red (nodo) = 0,83V 1,23V = 2,06V
En este caso, ni el ion Na+ ni el ion Cl intervienen en las semirreacciones. nicamente favorecen la
conduccin elctrica de la disolucin. La disolucin sigue neutra, ya que en el proceso global no hay
formacin de iones H+ o OH.
Pero la electrlisis de una disolucin concentrada de cloruro de sodio da dihidrgeno y dicloro. Las
semirreacciones son:
NaCl(s) Na+(aq) + Cl(aq)
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En el nodo:
2 Cl(aq) Cl2(g) + 2 e
H2O(l) 2 H+(aq) + O2(g) + 2e

E red = 1,36V
E red = 1,23V

En el ctodo:
2 H2O(l) + 2 e 2 OH(aq) + H2(g)
2 Na+(aq) + 2 e 2 Na(s)

E red = 0,83V
E red = 2,71V

En el nodo debera producirse O2 y no Cl2, pero como los

potenciales son muy parecidos y como se necesita un
sobrepotencial para realizar la electrlisis, al ser alta la
concentracin de Cl se produce Cl2 y no O2.

H2

Cl2

El proceso global es:

2 H2O(l) + 2 Cl(aq) Cl2(g) + H2(g) + 2 OH(aq)

nodo

H2O

Cl

Ctodo

E celda = E red (ctodo) E red (nodo) = 0,83V 1,36V = 2,19V

Podemos deducir dos cosas:
1. El ion Na+ no experimenta ningn cambio, es decir, se comporta como un ion espectador.
2. La disolucin queda bsica como consecuencia de la formacin de los iones OH.
Condiciones y productos obtenidos en la electrolisis del NaCl
Electrlito

Producto en el:

Potencial mnimo
descomposicin

nodo

ctodo

NaCl(fundido)

Cl2(g)

Na(l)

4,07V

NaCl(concentrado)

Cl2(g)

H2(g)

2,19V

NaCl(diluido)

O2(g)

H2(g)

2,06V

de

El voltaje mnimo que debe aplicarse para que tenga lugar a electrlisis se denomina potencial
mnimo de descomposicin y depende fundamentalmente de los siguientes factores:
1. De la f.e.m. (E) de la reaccin que tiene lugar.
2. De la polarizacin debida a los cambios de concentracin en los electrodos.
3. Del sobrepotencial de activacin.
El primero depende de los potenciales de reduccin de las semirreacciones que intervienen. El
segundo se debe a la acumulacin 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 ms difcil de determinar y depende de la misma transferencia
electrnica a travs de la interfase del electrodo. Se cree que la necesidad de un sobrepotencial se debe
a velocidades de reaccin lentas en los electrodos (un efecto cintico, no termodinmico).
EJERCICIO 10: a) Esplica por qu la electrlisis de una disolucin acuosa de CuCl 2 produce Cu(s) y
Cl2(g) b) cul es la f.e.m. externa mnima que se requiere para que este proceso se leve a cabo en
condiciones estndar?
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EJERCICIO 11: a) Cules son los productos esperados de la electrlisis de una disolucin acuosa
1M de HBr? b) cul es la f.e.m. externa mnima que se requiere para formar estos productos?

15.- ASPECTOS CUANTITATIVOS DE LA ELECTRLISIS.

Existe una relacin entre la cantidad de electricidad que pasa a travs de una disolucin y la
masa de sustancia depositada o desprendida en un electrodo. Esta relacin fue obtenida por Michael
Faraday (1791-1867) experimentalmente. Sus conclusiones se conocen como Leyes de Faraday y
pueden expresarse actualmente de la siguiente manera:
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 nmero de electrones intercambiados.
Supongamos que el proceso del electrodo es:
Mn+(aq) + n e M(s)
Qu masa de metal M se deposita cuando circula una carga Q?
La relacin entre el n de moles de e que circulan y el n de moles de metal que se depositan es
n moles e n
=
n moles M 1
El n de moles de e que circulan ser la carga Q entre el Faraday (que equivale a la carga de un mol de
electrones, 96500C)
Q
n moles e =
F
El n de moles de metal depositados ser la masa de metal entre la masa molar
m
n moles M =
Mm

La relacin entre el n de moles de e que circulan y el n de moles de metal la podemos escribir como
Q
F =n
m
1
Mm
La masa de metal depositada en el electrodo ser
Q
It
m = Mm = Mm
nF
n 96500
Esta relacin fue encontrada experimentalmente en 1833 por Faraday, primer qumico que
estudi cuantitativamente el fenmeno de la electrlisis. En sus estudios introdujo la hiptesis de que la
electricidad estaba formada por pequeos paquetes discretos de carga. Esta hiptesis se vio confirmada
en 1895 por Thomson al estudiar la naturaleza de los rayos catdicos y descubrir la partcula que
conocemos como electrn.
EJERCICIO 12: Qu cantidad de Br2 se libera por electrlisis de KBr fundido si se hace circular una
corriente de 2,0A durante 30min? Res.:2,98g Br2
EJERCICIO 13: Cunto tiempo deber circular una corriente de 20,0A a travs de CaCl 2 fundido
para producir 15,0g de calcio? Res.: 1h12s
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16.- APLICACIONES INDUSTRIALES DE LA ELECTRLISIS.

La electrolisis tiene importantes aplicaciones industriales, como:

Obtencin de metales muy reductores, como alcalinos y alcalinoterreos, as como elementos

no metlicos como cloro e hidrgeno.
Recubrimientos metlicos.
Purificacin de metales.

16.1.- RECUBRIMIENTOS METLICOS.

A travs de la electrlisis 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.
Recubrimientos con cinc, nquel, cromo, cobre, etc
para proteccin de objetos metlicos contra la
corrosin. Estos procedimientos se denominan
cincado, niquelado, cromado y cobreado,
respectivamente.

+
Zn

M
Zn2+

nodo

Ctodo

En el recubrimiento electroltico con cinc el electrlito es una sal de cinc, el nodo est formado por
una barra de cinc puro y el ctodo es la pieza que se desea recubrir. Sobre elle se deposita el cinc
como consecuencia de la semirreaccin de reduccin:
Zn2+(aq) + 2 e Zn(s)
16.2.- PURIFICACIN ELECTROLTICA DEL COBRE.
Despus de la obtencin de metales por diversos procesos metalrgicos es conveniente someterlos a
un proceso de purificacin o refinado posterior.
En el caso del cobre su utilidad como conductor depende
en gran medida de su grado de pureza. La purificacin de
este metal se lleva a cabo electrolticamente. El
electrlito es una sal de cobre como CuSO 4, el nodo es
una barra de cobre impuro y el ctodo una lmina de
cobre muy puro, sobre la que se depositar el cobre.
Manteniendo un potencial adecuado el cobre del nodo se
oxida, pasa a la disolucin y posteriormente se deposita
en el ctodo.
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+
Cu
nodo
Barros andicos

Cu
Cu2+

Ctodo

CuSO4(aq)
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Oxidacin en el nodo:

Cu(s) Cu2+(aq) + 2 e

Reduccin en el ctodo:

Cu2+(aq) + 2 e Cu(s)

TEMA 7

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

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