Este documento explica los procesos redox espontáneos y no espontáneos. Describe dos experimentos donde una lámina de cobre se coloca en disoluciones de nitrato de plata y sulfato de zinc. Solo ocurre una reacción con la plata, formándose plata metálica en la lámina y cobre iónico en disolución. Esto se debe a que el potencial estándar de reducción del cobre frente a la plata es positivo, haciendo la reacción espontánea. No ocurre reacción con el zinc porque

1. II) ESPONTANEIDAD DE LOS PROCESOS REDOX:
Realizamos 2 experimentos, en el laboratorio: (Ver imagen)
Por ejemplo, en el caso (a), se introduce una lámina de Cu sólido en una disolución 1 M de
nitrato de plata, se espera un cierto tiempo (horas, días, …), y se observa que la zona de la
lámina de Cu que está en contacto con la disolución de AgNO3, aparece recubierta de una capa
blanquecina (que resulta ser Ag sólida). Además, después de realizar algunas mediciones de
las concentraciones de las sustancias en disolución, se observa que la concentración de Ag+
(que inicialmente era 1 M), es ahora < que 1 M , es decir, hay menos plata disuelta que al inicio
del experimento, y también se observa que aparece una concentración de Cu +2, y sin embargo
al principio no había nada de Cu en disolución, todo el Cu estaba en forma sólida en la lámina.
¿Qué ha sucedido? Un proceso redox. Algunos átomos de Cu sólido de la lámina han cambiado
a Cu+2, mientras que algunos átomos de Ag+ se han depositado en la lámina como Ag sólida.
Es decir, el Cu se ha oxidado a Cu +2 y la Ag+ se ha reducido a Ag. Cu (s) Cu +2(ac) + 2 e-
y Ag+(ac) + 1 e- Ag (s) ¿Ha tenido lugar de forma espontánea (por sí sola)? Sí.
En el caso (b), se introduce una lámina de Cu sólido en una disolución 1 M de sulfato de zinc,
(b),
se espera un cierto tiempo (horas, días, …), y se observa que las condiciones iniciales NO
cambian. Es decir, NO HUBO NINGUNA REACCIÓN.
¿PORQUÉ ANTES SÍ Y AHORA NO? ¿Porqué el Cu reacciona con la Ag+ pero no con el Zn+2?
Algunos procesos redox son espontáneos (tienen lugar por sí solos) y otros no. ¿Pero porqué?
¿Pero porqué?
LAMINA DE Cu
LAMINA DE Cu
Disolución de Zn+2
(p.e. ZnSO4 1 M)
Disolución de Ag+
(p.e. AgNO3 1 M)

2. Si visualizasemos, con un gran aumento, lo que sucede en el caso (a), observaríamos que el
Cu (s) pasaría a Cu +2(ac), dejando en la lámina los 2 e-, que serían captados por 2 iones de
Ag+(ac) que se convertirían en Ag (s).
OXIDACIÓN: Cu (s) Cu +2(ac) + 2 e-
REDUCCIÓN: ( Ag+(ac) + 1 e- Ag ) x 2
REACCIÓN GLOBAL: Cu + 2 Ag+(ac) Cu +2(ac) + 2 Ag
(Más adelante, comprobaremos que los e- que pierde el Cu son los mismos que los que gana el
Ag+)
no.
Pero aún no hemos analizado el porqué unas reacciones son espontáneas y otras no.

3. ASPECTO CLAVE: LOS POTENCIALES ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN (E0)
La clave está en que algunas especies tienen más tendencia a reducirse que otras. Es decir,
algunas especies químicas son más oxidantes que otras. Ese “poder oxidante” viene
cuantificado por un término denominado: Potencial de electrodo o Potencial estándar de
:
reducción (E0). Cuanto mayor sea el valor de (E0)
reducción mayor poder oxidante, es decir, mayor
tendencia a reducirse. Los potenciales de reducción están tabulados:
(Nota: Los potenciales de un electrodo no se pueden medir de forma individual, sino que se
individual,
mide su diferencia de potencial respecto a un electrodo de referencia al que se le asigna el
valor E0 = 0 voltios, ese electrodo de referencia es el electrodo de hidrógeno)

4. Por ejemplo, si tenemos dos valores de potencial de reducción (E0):
ejemplo,
E0 Fe+2/Fe = -0,44 V y E0 Zn+2/Zn = -0,763 V
El que tenga un valor de E0 mayor, tendrá más tendencia a reducirse, y el otro se verá obligado
a oxidarse (lógicamente, no puede haber dos reducciones y ninguna oxidación).
En el caso planteado, se reducirá el Fe+2 a Fe y se oxidará el Zn a Zn+2. Es decir, las
Al ser una oxidación, en vez de una reducción, se le cambia de signo
reacciones que tendrán lugar serán:
OXIDACIÓN: Zn (s) Zn +2(ac) + 2 e- E0 =+0,763 V
REDUCCIÓN: Fe+2(ac) + 2 e- Fe E0 = -0,44 V
REACCIÓN GLOBAL: Zn + Fe+2(ac) Zn +2(ac) + Fe E0Pila = -0,44 + 0,763 V = + 0,323 V
IMPORTANTE: Solo son espontáneos aquellos procesos redox cuyo E0Pila sea > 0. O
dicho de otro modo, si un E0Pila es < 0, ese proceso es no espontáneo (Y el que sería
espontáneo sería el proceso inverso).
En nuestro ejemplo, si una lámina de Zn la introducimos en una disolución de Fe+2(ac) , al
cabo del tiempo, SI se observará una reacción, y en la parte sumergida de la lámina de Zn,
aparecerá una capa de Fe. Peo si una lámina de Fe la introducimos en una disolución de
Zn +2(ac), NO se observará ninguna reacción.
Pero, ¿ porqué solo son espontáneos aquellos proceso cuyo valor de E0Pila sea > 0?
La fórmula que relaciona la ∆G con EPila es la siguiente:
Nº de electrones que se transfieren
Nº de Faradays de carga eléctrica
∆G = - n F EPila
De ahí se deduce que si:
EPila es > 0 , ∆G será < 0 (Proceso espontáneo)
EPila es < 0 , ∆G será > 0 (Proceso no espontáneo)
Ahora podríais comprobar lo que sucedía en los casos expuestos al principio, y explicar porqué
el Cu sí reaccionaba con la Ag+ , pero no reaccionaba con el Zn +2(ac).
(Ver valores de E0 correspondientes en la tabla)

5. III)
II) APROVECHAMIENTO DEL FLUJO DE ELECTRONES ENTRE LA OXIDAXIÓN Y LA
REDUCCIÓN: CONSTRUCCIÓN DE LA PILA ELECTROQUIMICA.
Producen energía eléctrica (se produce una corriente de electrones aprovechable) a partir de
procesos redox espontáneos.
Cierra el circuito eléctrico.
Compensa las cargas
VAMOS A PARTIR SIEMPRE DE 2 SEMIPARES REDOX, en este caso: Cu+2 /Cu y Ag+ /Ag.
Observamos sus valores del potencial de reducción:
E0 Cu+2/Cu = +0,34 V y E0 Ag+/Ag = +0,8 V. Deducimos que el que tiene mayor valor de E0
tendrá más tendencia a reducirse y el otro se verá obligado a oxidarse, entonces:
OXIDACIÓN: Cu (s) Cu +2(ac) + 2 e- E0 =- 0,34 V
REDUCCIÓN: ( Ag+(ac) + 1 e- Ag ) x 2 E0 =+0,8 V
REACCIÓN GLOBAL: Cu + 2 Ag+(ac) Cu +2(ac) + 2 Ag E0Pila = -0,34 + 0,8 V = + 0,46 V

6. * A las superficies sobre las que suceden la oxidación y la reducción se les llama electrodos.
Existen siempre 2 electrodos:
ANODO: Electrodo donde sucede la oxidación .
CATODO: Electrodo donde sucede la reducción.
En la pila que acabamos de ver:
¿Quién sería el ánodo? ________ ¿Quién sería el cátodo? ________
¿Cuál sería la disolución anódica? _________ ¿Cuál sería la disolución catódica? __________
* Forma de nombrar una pila (NOTACIÓN DE LA PILA):
ANODO | DISOLUCIÓN ANÓDICA || DISOLUCIÓN CATÓDICA | CÁTODO
o
ANODO | DISOLUCIÓN ANÓDICA || PUENTE SALINO || DISOLUCIÓN CATÓDICA | CÁTODO
Entonces la pila anterior se llamaría así (completar)
| || |
o
| || || |
OTROS EJEMPLOS DE PILAS:
1.- PILA GALVÁNICA
1.- E0 Cu+2/Cu = +0,34 V y E0 Zn+2/Zn = -0,76 V

7. OTRO EJEMPLO, EN EL QUE UNO DE LOS ELECTRODOS ES UN ELECTRODO DE
GASES:
GASES E0 H+/H2 = 0 V y E0 Cu+2/Cu = + 0,34 V

8. IV) ELECTROLISIS
ELECTROLISIS:
Es el proceso en el cual la energía eléctrica se usa para que una reacción no espontánea
tenga lugar. A las pilas PILAS ELECTROLÍTICAS (Consumen Energía Eléctrica)
1.-
1.- ELECTROLISIS DEL CLORURO SÓDICO FUNDIDO:
DEL FUNDIDO:
2.- ELECTROLISIS DE UNA DISOLUCIÓN ACUOSA DE ÁCIDO SULFÚRICO:
2.- SULFÚRICO:

9. Cálculos Químicos en Electrolisis: Leyes de Faraday
“La cantidad de sustancia que se oxida en el ánodo o que se reduce en el cátodo es
La
proporcional a la cantidad de electricidad que atraviesa la pila”.
Por ello, mediante una serie de cálculos elementales podemos relacionar la cantidad (en
gramos o en litros si es un gas) de sustancia que se deposita o forma en cada uno de los
electrodos durante la electrolisis.
Tan solo debemos saber 3 cosas:
1.- Recordar una fórmula de física: I = Q/ t , en donde I es la intensidad de corriente que se
mide en Amperios (A), Q es la cantidad de carga eléctrica que circula por la pila y se mide en
culombios (C) y t es el tiempo que tarda en circular esa corriente y se mide en segundos (s).
2.- Además también debemos saber, qué es un Faraday y su relación con los culombios: “Un
Faraday, es la carga eléctrica de 1 mol de electrones” como en 1 mol de electrones hay 6,023
electrones”,
1023 electrones y la carga de un electrón es: 1 e- = 1,6 10-19Culombios. Con lo que al multiplicar
ambos valores: 1Faraday = 96500 Culombios. (aprox.)
Culombios.
3.- Y por último, hay que saber leer la semirreacción de reducción (o de oxidación según
corresponda).
Por ejemplo, un ejercicio típico sería:
* Durante cuanto tiempo debemos tener conectada a una disolución que contiene Au+3, una
batería que produce 6 A para depositar en el cátodo de esa pila electrolítica, 2 gr de Au.