Tema 5

Electroquímica
Tema 5

Electroquímica
Rama de la química que estudia la interconversión entre
la energía eléctrica y la energía química
de las reacciones químicas
para producir electricidad
(pilas galvánicas)

de la electricidad para
producir reacciones químicas
(electrolisis)

Reacción espontánea

Reacción no espontánea

Reacciones de oxidación-reducción
(transferencia de electrones)
2Mg + O22MgO

semirreacción de oxidación: cede e-

2Mg

semirreacción de reducción: acepta e-

O2 + 4e-

Reacción red-ox

2Mg + O2 + 4e-

2Mg2+ + 4e2O22Mg2+ + 2O2- + 4e-

Reductor y oxidante
Reductor: La especie que se oxida (reduce al oxidante)  Mg
Oxidante: La especie que se reduce (oxida al reductor)  O2

Número de oxidación
Es la carga que un átomo tendría en una molécula
(o en un compuestoiónico) si los electrones fueran
transferidos completamente.
1. Los elementos libres o solos (sin combinar) tienen un
número de oxidación igual a cero.

Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0
2. En iones monoatómicos, el número de oxidación es
igual a la carga del ion.

Li+, Li = +1; Fe3+, Fe = +3; O2-, O = -2
3. El número de oxidación del oxígeno es por lo general -2.
En peróxidos como el H2O2 y O2-2 es -1.

4.El número de oxidación del hidrógeno es +1 excepto
cuando esto es vinculado a metales en compuestos
binarios. En estos casos, su número de oxidación es
-1.
5. Los metales del grupo IA tienen +1, los metales del IIA
tienen +2 y el del flúor es siempre -1.
6. La suma de los números de oxidación de todos los
átomos en una molécula es igual a cero o si se trata
de un ión es igual a la carga del ión.(HCO3)-1
¿Cuáles
son
los
números de oxidación
de todos los átomos en
el (HCO3)-1?

O = -2

H = +1

3x(-2) + 1 + ? = -1
C = +4

Balances redox
¿Como se balancea una reacción en la que se oxida el Fe2+ a
Fe3+ mediante Cr2O72- en una solución ácida?
1. Escribir la ecuación sin balancear en forma iónica.
Fe2+ + Cr2O72-

Fe3+ + Cr3+

2. Separar la ecuación en dos semireacciones.
+2

+3

Fe2+Oxidación:
+6

Reducción:

Fe3+
+3

Cr2O7

2-

Cr3+

3. Balancear por inspección todos los elementos que no sean
ni oxígeno ni hidrógeno en las dos semireacciones.
Cr2O722Cr3+

Balances redox
4. Para reacciones en medio ácido, agregar H2O para
balancear los átomos de O y H+ para balancear los átomos
de H.
Cr O 22Cr3+ + 7H O
2

7

14H+ + Cr2O72-

2

2Cr3+ + 7H2O

5. Agregar electrones en el lado apropiadode cada una de las
semireacciones para balancear las cargas.
Fe2+
6e- + 14H+ + Cr2O72-

Fe3+ + 1e2Cr3+ + 7H2O

6. Si es necesario, igualar el número de electrones en las dos
semireacciones multiplicando cada una de las reacciones
por un coeficiente apropiado.
6Fe3+ + 6e6Fe2+
6e- + 14H+ + Cr2O72-

2Cr3+ + 7H2O

Balances redox
7. Unir el lado izquierdo de una semireacción con el lado
izquierdo dela otra y el derecho con el derecho y eliminar lo
que sea posible. El número de electrones en ambas
partes debe cancelarse.
Oxidación:
6Fe2+
6Fe3+ + 6eReducción: 6e- + 14H+ + Cr2O7214H+ + Cr2O72- + 6Fe2+

2Cr3+ + 7H2O

6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O

8. Verificar que el número de átomos y las cargas estén
balanceadas.
14x1 – 2 + 6x2 = 24 = 6x3 + 2x3
9. Para reacciones en solución básica, agregar (OH)- enambos
lados de la ecuación por cada H+ que aparezca en la
ecuación.

Se reduce

<> disminuye nºox

Se oxida <> aumenta nºox

HBr
+1 -1

+

H2SO4

+ 1 +6 -2

→

Br2 +
0

el azufre se reduce
el bromo se oxida

SO2 + H2O

+4 -2

+ -2

Tipos de reacciones de oxidación-reducción
Formación
Descomposición

2Al + 3Br2

2 KClO3

S + O2

Combustión

2Mg + O2
CH4 + 2 O2

TiCl4 + 2 Mg

2 AlBr3

2 KCl + 3O2SO2
2 MgO
CO2 + 2 H2O

Ti + 2 MgCl2

Desplazamiento
Cl2 + 2 KBr

2 KCl + Br2

Reacción de desproporción o dismutación
El elemento se oxida y se reduce simultáneamente
0
l2 +

2OH-

+1
-1
IO + I- + H2O

Peso Equivalente = masa (g) que intercambia un mol de eMnO4- + 8H+ + 5e-

→ Mn 2+ + 4 H2O

MnO4- + 4H+ + 3e-

→ MnO2 + 2 H2O

MnO4- + 4 H2O + 3e-

→ MnO2 + 4OH-

ácido
neutro-básico

Cu2+

H2O...