Serie Electroquimica

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Química General

Profesores:
Dra. Mercedes Alacid Cárceles
Dr. José Antonio Fernández López
Dr. Gerardo León Albert
Dra. Mª José Martínez García
Dra. Beatriz Miguel Hernández
Dr. Juan Ignacio Moreno Sánchez

mercedes.alacid@upct.es
josea.fernandez@upct.es
gerardo.leon@upct.es
mariaj.martinez@upct.es
beatriz.miguel@upct.es
juani.moreno@upct.es

Reacciones de transferencia deelectrones. Electroquímica

Índice

1.

Reacciones redox
1.1. Oxidación y reducción
1.2. Número de oxidación
1.3. Ajuste de reacciones redox

2.

Sistemas electroquímicos
2.1. Células galvánicas y electrolíticas
2.2. Diagrama de la pila
2.3. Tipos de electrodos
2.4. Leyes de Faraday de la electrolisis
2.5. Intervención del disolvente: reacciones

electroquímicas del agua
2.6. Serie electroquímica
2.7.Ecuación de Nernst

3.

Celdas galvánicas comerciales

1. Reacciones redox
HISTORIA
El término OXIDACIÓN comenzó a usarse para
indicar que un compuesto incrementaba la
proporción de átomos de Oxígeno.
Igualmente, se utilizó el termino de REDUCCIÓN
para indicar una disminución en la proporción de
oxígeno.

DEFINICIÓN
Una sustancia se oxida cuando cede electrones.
Una sustancia se reduce cuandotoma electrones.
SUSTANCIA QUE SE OXIDA

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SUSTANCIA QUE SE REDUCE

•Cede electrones

•Gana electrones

•Aumenta su número de oxidación

•Reduce su número de oxidación

•Es un reductor

•Es un oxidante

Reacciones redox. Oxidación y reducción

Zn + Pb(NO3)2  Pb + Zn(NO3)2
Al introducir una placa de zinc en una
disolución de plomo, el Pb se deposita en la
placa, pasando iones Zn2+ a ladisolución

Imagen cedida por © Grupo ANAYA
S.A. Química 2º de bachillerrato

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oxidación: Zn  Zn2+ + 2e–
reducción: Pb2+ + 2e–  Pb

Cu + AgNO3  Cu(NO3)2 + Ag
Al introducir cobre en disolución de iones Ag+,
la plata metálica se deposita sobre el alambre,
y pasan a la disolución iones Cu2+ (color azul)

Imagen cedida por © Grupo ANAYA
S.A. Química 2º de bachillerrato

oxidación: Cu  Cu2+ + 2e–reducción: Ag+ + 1e–  Ag

Reacciones redox. Oxidación y reducción

PROCESO REDOX  Reacción química en la que unas
especies ceden electrones a otras  unas se oxidan y
otras se reducen.

2 HCl + Zn  ZnCl2 + H2
El Zn cede 2 electrones y
se transforma en Zn2+ 
El Zn se oxida

Dos iones H+ cogen los
electrones del Zn y se
transforman en Hº (H2) 
Los H+ se reducen

Para determinar la especie que se oxida yla que se reduce se utiliza
el número de oxidación.
NÚMERO DE OXIDACIÓN  La carga que tendría un átomo si todos
los electrones que comparte se asignasen al átomo más
electronegativo. Si el enlace es iónico, coincide con la carga del ion.
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PAR REDOX  Formado por un oxidante y la especie en la que se
convierte al reducirse. Ej: Zn2+(aq)/Znº(s) Cl2(g)/Cl-(aq) H+(aq)/H2(g)

Reacciones redox.Número de oxidación

REGLAS PARA LA ASIGNACIÓN DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN
1.

El número de oxidación (nºox) de todos los elementos es cero.

2.

En los iones monoatómicos, el nºox coincide con la carga del ion.

3.

HIDRÓGENO  nºox = +1 en todos sus compuestos, excepto en
hidruros metálicos (-1) (y en H2, que es cero).

4.

OXÍGENO  nºox = -2 en todos sus compuestos, salvo en
peróxidos (-1) ( y en O2,que es cero).

5.

METALES ALCALINOS  nºox siempre +1 (salvo compuesto puro).
METALES ALCALINOTÉRREOS  siempre +2 (,,
,,
,, ).

6.

HALÓGENOS  En los haluros, el nºox es -1. En otros compuestos
puede ser positivo, excepto Flúor, que es el elemento más
electronegativo de la tabla periódica (siempre -1)(salvo F2).

7.

La suma de los números de oxidación de los átomos de una
molécula neutra esigual a cero, y en el caso de un ion es igual a
su carga neta.

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Reacciones redox. Número de oxidación

Diferencia entre NÚMERO DE OXIDACIÓN y VALENCIA
VALENCIA  Representa en número de enlaces sencillos que
un átomo puede formar. No lleva asignado signo.

EJEMPLO: Cloruros de metano
En todas estas moléculas, la valencia del carbono es 4

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+4
-4 +1

+3
-2 +1 -1

+2 -2
0 +1 -1

CH4

CH3Cl...