UNIDAD 8

EQUILIBRIO
REDOX
 Reacción de óxido-reducción
Una reacción redox es una reacción de transferencia de electrones de una
especie a otra.
Especie se oxida: cuando pierde electrones
Especie se reduce: cuando gana electrones

Agente oxidante (oxidante) toma electrones de otra sustancia y se reduce.

Agente reductor (reductor) cede electrones a otra sustancia y se oxida en ese
proceso.

Reduce
Oxida

En toda reacción redox debe haber tanto oxidación como reducción. En

otras palabras,si una sustancia se oxida, entonces otra se debe reducir.
 Conceptos Básicos
Cuando los electrones procedentes de una reacción redox circulan por un circuito
eléctrico, se puede recabar información sobre la reacción: corriente y el voltaje
en el circuito.

Carga eléctrica (q): es la circulación de electrones a través de un material

conductor que se mueven siempre del polo (-) al polo (+) de la fuente de
suministro. Se mide en culombios (C) .

1e- =1.602 x10-19 C

1 mol e- = 9.649x10 4 C = Constante de Faraday
Donde:
F = Constante de Faraday (C/mol )
n = moles
q = carga eléctrica (C)
Ejercicio:
Si se reducen 5.585 g de Fe3+.¿Cuántos culombios de carga se deben transferir
de V2+ al Fe3+ ?
Datos:
Masa = 5.585 g Fe3+
q=?
F =9.649x10 4 C/mol
Escribir la reacción redox

Fe3+ + V2+ = Fe2+ + V3+ REACCIÓN GLOBAL

Fe 3+ + 1e = Fe 2+ Reduciendo
V2+ = V3+ + 1 e Oxidando Semirreacciones

2.- Calcular el número de moles PM Fe =55.84 g/mol

N = masa/PM = 5.585 g/ 55.84 g/mol =0.1 mol Fe3+
3.- Calcular la carga
Q = n x F = (0.1 molFe3+ )(9.649x10 4 C/ mol) = 9649 C
 Corriente Eléctrica
Es la cantidad de carga eléctrica que circula por un segundo a través de un
circuito. Unidad de corriente eléctrica es el amperio A.

1 A = 1C/ s
ESPIRAL DE HILO DE Pt
 Voltaje
La diferencia de potencial eléctrico (E) entre dos puntos es una medida del
trabajo necesario hacer (o que puede realizarse) cuando una carga eléctrica se
mueve de un punto al otro. La diferencia de potencial se mide en voltios (V).

El trabajo tiene dimensiones de energía, cuya unidad es el julio (J)

Cuando la carga q se mueve a través de una diferencia de potencial E, el trabajo
realizado es :
1V= 1J/C
1J =CV

Donde:
E = diferencia de
potencial (V) FUERZA
q = carga eléctrica (C)
EJERCICIO:

¿Qué trabajo se necesita para transportar 2.36 mmol de electrones a través de una
diferencia de potencial de 1.05 voltios?.
Datos:
n=2.36 mmol, E =1.05 V , t =?, F = 9.649x10 4 C/mol

T=Exq

2.- Calcular la q =n x F
n =2.36 mmol =0.00236 mol
q= (0.00236 mol)(9.649x10 4 C/mol)=227.7 C

3.- Calcular el t
T = (1.05V)(227.7 C)=239.1J
 Célula Galvánica
Una célula galvánica (celda voltaica) es un dispositivo que utiliza una reacción
química espontánea para generar electricidad. Para llevar a cabo este proceso se
tiene que oxidar un reactivo y reducir otro. La transferencia de electrones tiene
lugar a lo largo de un camino externo, y no directamente entre los reactivos.

Consta de los siguientes elementos:

 2 electrodos: ocurren las reacciones de oxidación y reducción

 Disoluciones: se colocan los electrodos

 Puentes salinos: es un tubo en forma de U lleno de gel de NaNO 3(u otro

electrolito que no influya en la reacción). Los extremos de los tubos se tapan
con dos discos porosos que permiten que los iones fluyan. Su finalidad es
permite una migración de iones que mantiene la neutralidad eléctrica de las
 Celda Voltaica
Se lleva a cabo una reacción espontánea de este tipo cuando se coloca una tira de zinc en
contacto con una disolución que contiene Cu2+. A medida que la reacción avanza, el color
azul de los iones Cu2+(ac) se desvanece, y se deposita cobre metálico sobre el zinc. Al mismo
tiempo, el zinc comienza a disolverse.

Zn (s) = Zn2+ +2 e- Oxidando

Cu2+ +2 e =Cu Reducción

 Puente salino

Electrodo NaNO3
(oxidación)

Electrodo
NaCl (reducción)
KCl
NaNO3
KNO3

Reacción de
Reacción de
reducción
oxidación
Fluyen hacia el Fluyen hacia el (ganancia e)
(pierde e)
ánodo cátodo
 Procesos químicos que ocurren en los electrodos
Los electrones (e) no se transfieren directamente entre las especies que
reaccionan. Se lleva a cabo una reacción espontánea

El Zn pierde 2 e
 Notación a rayas de una celda
Las celdas electroquímicas se describen mediante una notación esquemática
que utiliza 2 símbolos:

Disolución Disolución

Izquierdo Puente Derecho

salino

Electrodos
 FEM de Celda
¿Por qué se transfieren electrones espontáneamente de un átomo de Zn a un ion
Cu2+ mediante una celda voltaica?
Se debe a una fuerza electromotriz
(FEM) que empuja a los electrones a
lo largo del circuito externo.
Diferencia de energía
potencial

Provoca una FEM (provoca el movimiento de e-)

1 Volt (V) =1 J/C

La fem de una celda, que se denota como

E°,se llama también potencial de celda.
 FEM de Celda
La FEM de una celda voltaica en particular depende de:

 Las reacciones específicas que se llevan a cabo en el cátodo y en el ánodo

 Las concentraciones de reactivos y productos
 Temperatura

Condiciones Estándar = FEM estándar (E°)

Temperatura de 25 °C y concentraciones 1 M en el caso de reactivos y

productos en disolución, y una presión de 1 atm en el de los que son
gases
 Potenciales Estándar de Reducción (Media Celda)
Para predecir el voltaje que se observará cuando se conectan entre sí dos
semicélulas diferentes, hay que medir el potencial estándar de reducción (E °) de
cada semicélula.

Se puede determinar los potenciales estándar de reducción de otras medias

reacciones con respecto a esa referencia. La media reacción de referencia es la
reducción de H(ac) a H2(g) en condiciones estándar la cual se asigna un
potencial estándar de reducción de exactamente 0 V.

Un electrodo ideado de modo que produzca esta media reacción se denomina

electrodo estándar de hidrógeno (EEH).
 Electrodo de Hidrógeno
Par conjugado : H+/H2. En el electrodo de hidrógeno se pueden llevar reacciones
de oxidación y reducción depende de la otra semicelda.
Reacción de reducción

Reacción de oxidación
H2 (g) →2H+ + 2e-

Se inyecta H2 que
burbujea en la
disolución el que no Placa de Pt
logra absorberse
Electrodo de H2 es un electrodo de referencia que permite comparar la fuerza de diferentes
reacciones de óxido-reducción.

Valores se encuentran en tablas

El electrodo de Zn2+/Zn es el ánodo y el EEH es el cátodo, y que el voltaje de
celda es de 0.76 V. Con base en el potencial estándar de reducción definido del
H (E°red =0). Se puede determinar el potencial estándar de reducción de la
media reacción de Zn2+/Zn:

Tablas está escrita como

Reacción de oxidación reacción de reducción
 Potenciales estándar de Reducción
El electrodo de hidrógeno se utiliza para comparar la capacidad oxidante y
reductora de diferentes semireacciones. Estos valores se encuentran en tablas

POTENCIALES ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN

Representan Reacciones de reducción y las

comparan con el hidrógeno que tiene un valor Potenciales de Media Celda
de cero
Un cambio en el coeficiente estequiométrico de una media reacción no influye en
el valor del potencial estándar de reducción
Semireacción
de reducción
(CÁTODO)

Semireacción
de oxidación
(ANODO)
EL APENDICE H DE HARRIS ESTÁ LA LISTA COMPLETA
 Espontaneidad de las Reacciones Redox
Las celdas voltaicas emplean reacciones redox que se llevan a cabo
espontáneamente. Toda reacción capaz de efectuarse en una celda voltaica con
producción de una fem positiva debe ser espontánea

Donde :
E° = Potencial estándar redox de la celda

Un valor positivo de E indica un proceso espontáneo, y un

valor negativo de E indica un proceso no espontáneo
 Ecuación de Nernst
En las reacciones redox las condiciones estándar en los reactivos y productos son
dificiles de mantener. Existe una relación matemática entre la fem de la celda y la
concentración de los reactivos y productos de una reacción redox en condiciones
que no corresponden al estado estándar. Está ecuación es la de Nernst.

Semireacción

Donde:
E° = Potencial estándar de reducción C. E.
E = Potencial de la semireacción
Q= cociente de reacción Se representa con
N= número de electrones en la semireacción base a las
semireacciones
 Medición de Potencial
Se puede crear una celda voltaica con los electrodos indicador y de referencia
(pHmetro). El voltaje de la celda se puede medir, lo que da una lectura del
potencial del electrodo indicador relativo al de referencia. Éste se puede
relacionar con la actividad o la concentración del analito usando la ecuación de
Nernst.

Donde:
E+ = potencial del electrodo conectado al terminal positivo del potenciómetro
E- = potencial del electrodo conectado al terminal negativo del potenciómetro.
E = Voltaje de la celda
 Procedimiento para escribir la reacción de una celda
1.- Escribir las semireacciones de reducción de las dos semiceldas y buscar los
valores de E° en el apéndice H. Multiplicar las semireacciones por el factor que
sea necesario para que las dos tengan los mismos número de electrones.

2.- Escribir la ecuación de Nernst de la semicelda de la derecha, que se conecta

al terminal positivo del potenciómetro. Su potencial es E+

3.- Escribir la ecuación de Nernst de la semicelda de la izquierda, que se conecta

al terminal negativo del potenciómetro. Su potencial es E-

4.- Hallar el potencial de la celda completa : E = E+ - E-

5.- Escribir una reacción completa ajustada de toda la celda, restando la

semireacción de la izquierda de la semireacción de la derecha. (Esto es
equivalente a sumar a la semireacción de la derecha la de la izquierda invertida).
CRITERIO PARA DEFINIR SI LA REACCIÓN ES
ESPONTÁNEA

Si el voltaje de la celda completa, E =(E+ - E-), es POSITIVO , la reacción es

espontánea en el sentido en que está escrita la reacción.

Si el voltaje de la celda es NEGATIVO, la reacción es espontánea en sentido

contrario.
Ejercicio:
Hallar el voltaje de la celda, si la celda de la derecha contiene AgNO 3 (ac) 0.50 M y
la celda de la izquierda contiene Cd (NO3)2 (ac) 0.010 M. Escribir la reacción de la
celda completa y decidir si la reacción será espontánea tal como se indica o en
sentido inverso.

Solución :
1.- Escribir las semireacciones de reducción de las dos semiceldas y buscar los
valores de E° en el apéndice H. E+
0.50 M
E- 0.010 M
(2) Ag+
E+ Cd2+

2.- Escribir en la semicelda de la derecha es E+ y de

la izquierda E-
2Ag + +2 e- = 2Ag (s)
Obtener la ecuación de Nernst para cada semireacción E+
2Ag + +2 e- = 2Ag (s)

Q =[1]/Ag+]2
Obtener la ecuación de Nernst para cada semireacción E-

Q=[1]/[Cd+2]
 Hallar el potencial de la celda completa : E = E+ - E-

E = 0.781 V – (-0.461V) =1.242 V

RESPUESTA COMO EL VALOR DE E ES POSITIVO EL PROCESO SE LLEVARÁ A

CABO DE MANERA ESPONTÁNEA EN ESE SENTIDO DE LA REACCIÓN

Escribir una reacción completa ajustada de toda la celda, restando la semireacción

de la izquierda de la semireacción de la derecha. (Esto es equivalente a sumar a
la semireacción de la derecha la de la izquierda invertida
2Ag + +2 e- = 2Ag (s) E+ E-
Cd (s)↔ Cd2+ +2e- Cd (s)↔ Cd2+ +2e-
2Ag+ + Cd (s)↔ 2Ag (s) + Cd2+
EJERCICIO:
Calcular el voltaje de la siguiente celda:

Cu (s) Fe (s)

Cu2+ Fe2+

Cu(NO3)2 =Cu2+ NO3- Fe(NO3)2 = Fe 2+ + NO3-

0.020M 0.050M
 E° = -0.44 E+ E° = 0.34 E-

Q = [1]/[Cu2+]

Q = [1]/[Fe2+]
Hallar el potencial de la celda completa : E = E+ - E-

E =-0.48 V-0.29 V= -0.77 V

LA REACCIÓN NO ES ESPONTANEA EN ESTE SENTIDO EN EL QUE ESTÁN

CONECTADOS LOS ELECTRODOS PORQUE EL VALOR DE E ES NEGATIVO.
 E° y la constante de Equilibrio K
Una celda galvánica produce electricidad porque la reacción de la celda no está en
equilibrio.
Cuando una batería (que es una celda galvánica) decae a 0V, es porque los reactivos
que hay en su interior han llegado al equilibrio, y desde ese momento la batería ha
“muerto”.

En el caso en que la celda está en equilibrio, E=0 y Q=K, la constante de equilibrio

Ejercicio:
Hallar la constante de equilibrio de la siguiente reacción.

1.- Buscar las semireacciones en el apéndice H y el valor de E

E° = +0.77 V CÁTODO E+

E° = +0.34 V ÁNODO E-

2.-Identificar de las semireacciones la semicelda de la derecha (E+) y la semicelda de la

izquierda (E- ).
Semireacciones oxidación: Cu (s) =Cu 2+ + 2e ánodo
reducción: 2Fe 3+ + 2 e = 2Fe2+ cátodo

3.- Escribir la reacción global

4.-Hallar el potencial de la celda completa

E° =0.77 V – 0.34V =0.43 V

5.- Calcular la constante de equilibrio K

Ejercicio: A partir de potenciales estándar de reducción del apéndice H, calcule la
constante de equilibrio de la oxidación de Fe2 con O2 en disolución ácida.

O2(g) + 4H+(ac) + 4Fe2+ (ac) → 4Fe3+ac) + 2H2O(l)

Solución :Las dos medias reacciones y sus potenciales estándar de reducción

tomados del apéndice H son los siguientes:
E° =1.23 V CÁTODO E+

4Fe3+ (ac) + 4e- → 4Fe2+(ac) E° =0.77 V ÁNODO E-

Semireacción oxidación : 4Fe 2+ = 4 Fe 3+ + 4 e

Obteniendo la reacción global

4Fe 2+ = 4 Fe 3+ + 4 e
O2(g) + 4H+(ac) + 4Fe2+ (ac) → 4Fe3+ac) + 2H2O(l)
4.-Hallar el potencial de la celda completa

E° = 1.23- 0.77 =0.46 V

5.- Calcular la constante de equilibrio K

K =10(4)(0.46)/0.0516

K =1.26 X 1031
Fe3+ (ac) + e- → Fe2+(ac)

K =10(4)(0.46)/0.0516

K =1.26 X 1031