1. Estudio de la Interrelación de los Fenómenos
Químicos y Eléctricos
Electroquímica
ALEXÁNDER GUTIÉRREZ M.
ROBERTO GUTIÉRREZ P.
ALEXÁNDER GUTIÉRREZ M.
ROBERTO GUTIÉRREZ P.
Compilado por:
Programa de Licenciatura en
Biología y Química

2. Baterías
Batería de celular
Corrosión
Carro eléctrico

3. 2Mg (s) + O2 (g) 2MgO (s)
2Mg 2Mg2+
+ 4e-
O2 + 4e-
2O2-
Oxidación media reacción
(pierde e-
)
Reducción media reacción
(gana e-
)
Los procesos electroquímicos son las reacciones de
oxidación-reducción (transferencia de electrones) en que:
• La energía liberada por una reacción espontánea se
convierte en electricidad o
• La energía eléctrica se usa para causar una reacción no
espontánea (electrólisis).
0 0 2+ 2-
Las dos semireacciones son simultaneas; no puede haber una
sin la otra

4. Número de oxidación
La carga del átomo que tendría en una molécula (o un compuesto
iónico) si los electrones fueran completamente transferidos.
1. Los elementos libres (estado no combinado) tienen
un número de oxidación de cero.
Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0
2. En los iones monoatómicos, el número de oxidación
es igual a la carga en el ion.
Li+
, Li = +1; Fe3+
, Fe = +3; O2-
, O = -2
3. El número de oxidación del oxígeno es normalmente
–2. En H2O2 y O2
2-
este es –1.

5. 4. El número de oxidación del hidrógeno es +1 excepto
cuando está enlazado a metales en los compuestos
binarios. En estos casos, su número de la oxidación
es –1.
6. La suma de los números de oxidación de todos los
átomos en una molécula o ion es igual a la carga en
la molécula o ion.
5. Los metales del grupo IA son +1, metales de IIA son +2
y los halogenos (grupo VIIA) son –1.
HCO3
-
O = -2 H = +1
3x(-2) + 1 + ? = -1
C = +4
¿Los números de
oxidación de todos los
elementos en HCO3
-
?

6. Conceptos REDOX
OXIDACION: Reacción mediante la cual un átomo
pierde electrones. (Aumento en el numero de
oxidación)
- 0 +
REDUCCION
OXIDACION
REDUCCION: Reacción mediante la cual un átomo
gana electrones (disminución en el numero de
oxidación).

7. Agentes REDOX
AGENTE OXIDANTE: Es aquella especie que
oxida a otra y en ese proceso disminuye su
numero de oxidación (o sea, se reduce).
AGENTE REDUCTOR: Es aquella especie
que reduce a otra y en ese proceso aumenta
su numero de oxidación (o sea, se oxida).

8. Para las siguientes reacciones determine:
a) El numero de oxidación para cada elemento
b) Indique si es reacción redox
c) ¿Cuál es el elemento oxidado y cuál el
reducido?
D) Establezca cual es el agente oxidante y cual
el reductor.

9. 1) Fe2O3 + CO -------> Fe + CO2
2) PbS + O2 ---------> PbO + SO2
3) NaCl + AgNO3 ------> AgCl + NaNO3
4) MnO2 + HCl --------> MnCl2 + H2O + Cl2
5) KClO3 ---------> KCl + O2
Reacciones

10. Balanceo de las ecuaciones redox
1. Escriba la ecuación no balanceada para la reacción en su
forma iónica .
¿La oxidación de Fe2+
a Fe3+
por Cr2O7
2-
en solución ácida?
Fe2+
+ Cr2O7
2-
Fe3+
+ Cr3+
2. Separe la ecuación en dos semirreacciones.
Oxidación:
Cr2O7
2-
Cr3+
+6 +3
Reducción:
Fe2+
Fe3+
+2 +3
3. Balancee los átomos de “O” y “H” en cada semirreacción.
Cr2O7
2-
2Cr3+

11. Balanceo de las ecuaciones redox
4. Para reacciones en ácido, agregue H2O para balancear los
átomos O y H+
para balancear los átomos H.
Cr2O7
2-
2Cr3+
+ 7H2O
14H+
+ Cr2O7
2-
2Cr3+
+ 7H2O
5. Agregue electrones a un lado de cada semirreacción para
balancear las cargas en la semirreacción.
Fe2+
Fe3+
+ 1e-
6e-
+ 14H+
+ Cr2O7
2-
2Cr3+
+ 7H2O
6. Si es necesario, iguale el número de electrones en las dos
semirreacciones multiplicando las semirreacciones por los
coeficientes apropiados.
6Fe2+
6Fe3+
+ 6e-
6e-
+ 14H+
+ Cr2O7
2-
2Cr3+
+ 7H2O

12. Balanceo de las ecuaciones redox
7. Sume las dos semirreacciones y balancee la última ecuación
por inspección. El número de electrones en ambos lados
se debe cancelar.
6e-
+ 14H+
+ Cr2O7
2-
2Cr3+
+ 7H2O
6Fe2+
6Fe3+
+ 6e-
Oxidación :
Reducción :
14H+
+ Cr2O7
2-
+ 6Fe2+
6Fe3+
+ 2Cr3+
+ 7H2O
8. Verifique que el número de átomos y las cargas están
balanceadas.
14x1 – 2 + 6x2 = 24 = 6x3 + 2x3
9. Para reacciones en disoluciones básicas, agregar OH-
en
ambos lados de la ecuación para cada H+
que aparezca en
la ecuación final.

13. Ejercicio:
-Ajuste la siguiente ecuación en medio ácido:
Cr2O7
2-
+ Cl-
------> Cr+3
+ Cl2

14. Ajuste medio básico:
CASO A:Ajuste comienza por “ O”
a) Ajuste de Oxigeno: Por cada átomo de oxígeno
que se necesita, agregue 2 iones OH-
al lado de la
ecuación parcial que tenga menos oxígeno,
b) Ajuste de Hidrógenos: Agregue 1 molécula de H2O
en el lado que falten hidrógenos (lado opuesto.)
CASO B: Ajuste comienza por “ H”
a) Ajuste de Hidrógenos: Por cada átomo de
hidrógeno que se necesita agregue 1 molécula de
agua al lado de la ecuación parcial que es
deficiente en H.
b) Ajuste de Oxígenos: Agregue un ion OH-
al lado
opuesto, por cada oxígeno que falte.

15. Ejercicio:
Ajuste la siguiente ecuación en medio básico:
MnO4
-
+ N2H4 ------> MnO2 + N2

16. CELDAS ELECTROQUIMICAS
Se clasifican en:
• Celdas Galvánicas: Son aquéllas en las que
las reacciones químicas espontáneas
producen electricidad y la suministran a un
circuito externo.
Celdas Electrolíticas: Son aquellas en las
que la energía eléctrica procedente de
alguna fuente externa hace que tenga lugar
una reacción química no espontánea.

17. CELDAS VOLTAICAS O GALVANICAS
Son celdas electroquímicas en las que las
reacciones redox espontáneas producen
energía eléctrica.
• Está formada por: dos semiceldas en las
cuales ocurre cada semireacción y se
conectan mediante un puente salino.
• dos electrodos los cuales están ubicados en
cada semicelda.
• Un voltimetro para medir la diferencia de
potencial entre los electrodos.

18. ELECTRODOS
• Los electrodos son superficies sobre las que
tienen lugar las semi-reacciones de oxidación y
reducción.
• Para ambos tipos de celdas los electrodos se
identifican de la manera siguiente:
CATODO:Electrodo en el que ocurre reducción
ANODO:
Electrodo en el que ocurre oxidación
• Estos pueden ser positivos o negativos.

19. ¿Cómo se conduce la corriente eléctrica?
La corriente eléctrica representa transferencia de carga.
La carga se puede conducir a través de metales y
de electrólitos líquidos puros o de disoluciones
conteniendo electrólitos.
Conducción metálica: flujo de electrones que
atraviesan lasredes relativamente fijas de los iones
metálicos positivos.
Conducción iónica o electrolítica: conducción eléctrica
mediante movimiento de iones a través de una
solución, o un líquido puro.
Iones (+) migran hacia el cátodo ( - )

20. ¿Qué es el puente salino?
Puede ser cualquier medio (solución) a
través del cual pueden pasar iones
lentamente.
FUNCIONES: Permite contacto eléctrico
entre las disoluciones.
• Evita mezcla de las disoluciones de los
electrodos.
• Mantiene la neutralidad eléctrica en cada
semicelda a medida que los iones fluyen
dentro y fuera del puente salino.

21. Celda Galvánica
Reacción redox
espontánea
oxidación
ánodo
Reducción
cátodo
Voltímetro
Cátodo
de cobre
Ánodo
de zinc
Puente
salino
Solución
de CuSO4
Solución
de ZnSO4
El Zinc se oxida
a Zn2+
en el ánodo
El Cu2+
se reduce
a Cu en el cátodo
Reacción neta
Tapones
de
algodón
Zn(s)→ Zn2+
(ac) + 2e-
Zn(s) + Cu2+
(ac) → Zn2+
(ac) + Cu(s)
2e-
+ Cu2+
(ac) → Cu(s)

22. Zn(s)→ Zn2+
(ac) + 2e-
El Zinc se oxida
a Zn2+
en el ánodo
El Cu2+
se reduce
a Cu en el cátodo
2e-
+ Cu2+
(ac) → Cu(s)
Reacción netaZn(s) + Cu2+
(ac) → Zn2+
(ac) + Cu(s)

23. El anodo, electrodo en el que tiene lugar la
oxidación , se sitúa a la izquierda.
El cátodo, electrodo en el que tiene lugar la
reducción, se sitúa a la derecha.
El contacto del electrodo con la solución y sus
iones mediante una sola línea oblicua (/)
La unión líquida (puente salino) entre las dos
semiceldas, se representa mediante una doble línea
oblicua (//)
Notación de una Celda
Las especies en solución acuosa se sitúan a ambos
lados de la doble línea oblicua.
Las especies distintas de la misma solución, se
separan entre sí por una coma.

24. Especie (conc) // Especie (conc)
Oxida (ánodo) P.salino Reduce (cátodo)
Ejemplos:
• Pila de Daniell: Celda de cinc-cobre:
Zn/Zn+2
(1,0 M) // Cu+2
(1,0 M) / Cu
• Celda de cobre-plata:
2 Ag+
(aq) +Cu(s) ---2 Ag(s) + Cu+2
(aq)
Pila: Cu/Cu+2
(1,0 M) // Ag+
(1,0 M) /Ag
NOTACION DE UNA CELDA
Zn (s) + Cu2+
(ac) Cu (s) + Zn2+
(ac)
ánodo cátodo

25. Corresponde a la diferencia de potencial entre dos
electrodos de una celda. Se denomina fuerza
electromotriz (FEM) o potencial de celda y se mide
mediante el uso de un voltímetro.
En condiciones estándar (1M de concentración para
soluciones y 1 atm de presión para gases) a 25ºC (298 K)
, se denomina potencial estandar (Eº).
Potencial de una Celda
En cada semicelda, existe un potencial: el de
oxidación Eºoxidación y el de reducción Eºreducción.
La fem estándar de la celda corresponde a la suma de
los potenciales estándar de oxidación y reducción.

26. Potenciales estándares del electrodo
El potencial estándar reducción (E0
) es el voltaje secundario a
una reacción de reducción en un electrodo cuando todos los
solutos son 1 M y todos los gases están a 1 atm.
E0
= 0 V
Electrodo estándar de hidrógeno (EEH)
2e-
+ 2H+
(1 M) H2 (1 atm)
Reacción de reducción
Electrodo de Pt
Gas H2 a 1 atm

27. Potenciales estándares del electrodo
Zn (s) | Zn2+
(1 M) || H+
(1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s)
2e-
+ 2H+
(1 M) H2 (1 atm)
Zn (s) Zn2+
(1 M) + 2e-
Ánodo (oxidación):
Cátodo (reducción):
Zn (s) + 2H+
(1 M) Zn2+
+ H2 (1 atm)
Voltímetro
Puente
salino
Electrodo de zinc Electrodo de hidrógeno
Electrodo de Pt
Gas H2 a 1 atm

28. E0
= + 0.76 Vcelda
Estándar fem (E0
)Celda
0.76 V = 0 + EZn /Zn
0 2+
EZn /Zn = + 0.76 V0 2+
Zn Zn2+
(1 M) + 2e-
E0
= + 0.76 V
E0
= EH /H + EZn /Zncelda
0 0+ 2+
2
Cálculo de la fem
E0
= Ecátodo + Eánodocelda
0 0
Zn (s) | Zn2+
(1 M) || H+
(1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s)
Gas H2 a 1 atm
Electrodo de Pt
Electrodo de hidrógenoElectrodo de zinc
Puente
salino
Voltímetro

29. Pt (s) | H2 (1 atm) | H+
(1 M) || Cu2+
(1 M) | Cu (s)
2e-
+ Cu2+
(1 M) Cu (s)
H2 (1 atm) 2H+
(1 M) + 2e-
Ánodo (oxidación):
Cátodo (reducción):
H2 (1 atm) + Cu2+
(1 M) Cu (s) + 2H+
(1 M)
E0
= Ecátodo + Eánodocelda
0 0
E0
= 0.34 Vcelda
Ecelda = ECu /Cu+ EH /H2+ +
2
0 0 0
0.34 = ECu /Cu + 0
0
2+
ECu /Cu = 0.34 V2+0
Voltímetro
Puente
salino
Electrodo de hidrógeno Electrodo de cobre
Gas H2 a 1 atm
Electrodo de Pt
Cálculo de la fem

30. • E0
es para la reacción como
esta escrito
• Cuanto más positivo E0
mayor
será la tendencia de la
sustancia a reducirse
• Las reacciones de semicelda
son reversibles
• El signo de E0
cambia cuando
la reacción se invierte
• Si se cambia los coeficientes
estequiométricos de una
reacción de semicelda no
cambia el valor de E0

31. Dependiendo del valor del potencial total de
la celda, se puede predecir si una redox será
espontánea o no:
Eº > 0 : reacción espontánea
Eº < 0 : reacción no espontánea
Espontaneidad de una reacción REDOX

32. ¿Cuál es la fem estándar de una celda electroquímica
formada de un electrodo de Cd en una disolución 1.0 M de
Cd (NO3)2 y un electrodo de Cr en una disolución 1.0 M de
Cr(NO3)3?
Cd2+
(ac) + 2e-
Cd (s) E0
= -0.40 V
Cr3+
(ac) + 3e-
Cr (s) E0
= -0.74 V
Cd es el oxidante más
fuerte
Cd oxidará Cr
2e-
+ Cd2+
(1 M) Cd (s)
Cr (s) Cr3+
(1 M) + 3e-
Ánodo (oxidación):
Cátodo (reducción):
2Cr (s) + 3Cd2+
(1 M) 3Cd (s) + 2Cr3+
(1 M)
x 2
x 3
E0
= Ecátodo + Eánodocelda
0 0
E0
= -0.40 + 0.74celda
E0
= 0.34 Vcelda

33. Consta de un recipiente con el material de reacción y los
electrodos inmersos en el material de reacción y
conectados a una fuente de corriente continua.
Generalmente se usan electrodos inertes.
Estas celdas transforman la energía eléctrica producida
mediante un generador en energía química.
Anodo ( +) Catodo (-)
Eº < 0 Reacción no espontánea
CELDAS ELECTROLITICAS

34. Electrólisis Es el proceso en el cual la energía eléctrica se
usa para inducir una reacción química no espontánea .
Ánodo Cátodo
Batería
Oxidación Reducción
NaCl fundido

35. • Electrólisis del NaCl fundido
2Cl-
---- Cl2(g) + 2 e oxidación (Ánodo)
2 Na+
+ 2e --- 2Na(l) reducción (Cátodo)
2 Na+
+ 2Cl-
----- 2 Na(l) + Cl2(g)
Los electrones se desplazan desde ánodo a cátodo.
Eºc < Eºa  Eºc - Eºa < 0 reacción no espontánea.
Eºc = (-) Eºa = (+)Eºc < Eºa  Eºc - Eºa < 0
2Na+
+ 2e-
→ 2Na -2,713
2Cl-
→ Cl2 + 2e-
-1,36

36. Referencias
-Chang, Raimond. Química. 7ª ed. McGraw-Hill. México. 2003.
-Gutiérrez, Alexander; Gutiérrez, Roberto, Fisicoquímica II para Licenciados en
Química y Biología, Educación Abierta y a Distancia. Universidad Tecnológica
del Chocó. Quibdó. 2000.
-Petrucci, R. H.; Harwood, W. S. y Herring, F. G. Química General. 8ª ed.
Prentice Hall. Madrid. 2003.
-Ebbing , Darrell D. Química general. 5a
ed. McGraw-Hill. México.1997.
-Levine, Iran. Fisicoquímica. 6a
ed. Volumen I y II. Madrid. Mcgraw-Hill. 1996.
-Ayuso M., Luis. Termodinámica. Unisur. Santafe de Bogóta. 1995.
-Atkins, P. W. Fisicoquímica. 3a
ed. New York. Addison-Wesley. 1991.
-Mark, Melvin. Termodinámica. Marimar.
-Metz, Clyde R. Fisicoquímica. Segunda edición. Bogotá. McGraw Hil, 1991.‑
-Moore, Walter J. Fisicoquímica básica. México, Prentic -Hall,1986.
-
http://www.monografias.com/trabajos/termodinamica/termodinamica.shtml
- http://www.textoscientificos.com/quimica/termodinamica.