La clase trata sobre reacciones redox y el cálculo de la fuerza electromotriz (FEM) de celdas galvánicas. Se presentan ejemplos de balanceo de ecuaciones redox en medio ácido y básico, así como talleres y ejercicios para calcular la FEM usando los potenciales estándar de reducción. Finalmente, se explican los conceptos clave relacionados con celdas galvánicas como ánodo, cátodo y puente salino.

1. Curso de Electroquímica
AICHE – ESPOL 2022
DOCENTE: ING. LUIS VACA.
CLASE 2: REACCIONES REDOX
Y FEM DE LA CELDA

2. Reacciones REDOX
 Quiz 1 de entrada: https://forms.office.com/r/5jWwPM62Xa

3. Tarea 1 (próxima clase)
 Balancee las siguientes ecuaciones redox identificando el agente oxidante y reductor en cada caso.
Aplique el método de las medias reacciones:
a) Cr2O7 2-(ac) + I-(ac)→ Cr3+(ac) + IO3-(ac)
b) Permanganato de potasio + ácido clorhídrico produce cloruro manganoso + cloro molecular + cloruro
de potasio y agua.

4. Tarea 1 (próxima clase)
a) Cr2O7 2-(ac) + I-(ac)→ Cr3+(ac) + IO3-(ac)
𝑟𝑒𝑑: 𝐶𝑟2𝑂7
−2
→ 𝐶𝑟+3 𝑜𝑥𝑑: 𝐼−
→ 𝐼𝑂3
−
𝐶𝑟2𝑂7
−2
+ 𝟏𝟒 𝑯+
+ 𝟔 𝒆− → 𝟐 𝐶𝑟+3
+ 𝟕𝑯𝟐𝑶 𝐼−
+ 𝟑𝑯𝟐𝑶 → 𝐼𝑂3
−
+ 𝟔 𝑯+
+ 𝟔 𝒆 −
𝐶𝑟2𝑂7
−2
+ 𝟏𝟒 𝑯+
+ 𝟔 𝒆− → 𝟐 𝐶𝑟+3
+ 𝟕𝑯𝟐𝑶
𝐼− + 𝟑𝑯𝟐𝑶 → 𝐼𝑂3
−
+ 𝟔 𝑯+ + 𝟔 𝒆 −
𝐶𝑟2𝑂7
−2
+ 𝟖 𝑯+
+ 𝐼−
→ 𝟐 𝐶𝑟+3
+ 𝟒 𝑯𝟐𝑶 + 𝐼𝑂3
−
Elemento R P
Cr 2 2
I 1 1
O 7 7
H 8 8

5. Tarea 1 (próxima clase)
b) Permanganato de potasio + ácido clorhídrico produce cloruro manganoso + cloro molecular + cloruro
de potasio y agua. 𝐾𝑀𝑛𝑂4 + 𝐻𝐶𝑙 → 𝑀𝑛𝐶𝑙2 + 𝐶𝑙2 + 𝐾𝐶𝑙 + 𝐻2𝑂
𝑟𝑒𝑑: 𝑀𝑛𝑂4
−
→ 𝑀𝑛+2 𝑜𝑥𝑑: 𝐶𝑙−
→ 𝐶𝑙2
𝑀𝑛𝑂4
−
+ 𝟖 𝑯+
+ 𝟓 𝒆− → 𝑀𝑛+2
+ 𝟒𝑯𝟐𝑶 𝟐 𝐶𝑙−
→ 𝐶𝑙2 + 𝟐 𝐞 −
𝑀𝑛𝑂4
−
+ 𝟖 𝑯+
+ 𝟓 𝒆− → 𝑀𝑛+2
+ 𝟒𝑯𝟐𝑶 (2)
𝟐 𝐶𝑙− → 𝐶𝑙2 + 𝟐 𝐞 − (5)
𝟐 𝑀𝑛𝑂4
−
+ 𝟏𝟔 𝑯+
+ 𝟏𝟎 𝒆− → 𝟐 𝑀𝑛+2
+ 𝟖𝑯𝟐𝑶
10 𝐶𝑙− → 5 𝐶𝑙2 + 𝟏𝟎 𝐞 −
𝟐 𝑴𝒏𝑶𝟒
−
+ 𝟏𝟔 𝑯+ + 𝟏𝟎 𝑪𝒍− → 𝟐 𝑴𝒏+𝟐 + 𝟓 𝑪𝒍𝟐 + 𝟖𝑯𝟐𝑶
𝟐 𝑲𝑴𝒏𝑶𝟒 + 𝟏𝟔 𝑯𝑪𝒍 → 𝟐 𝑴𝒏𝑪𝒍𝟐 + 𝟓 𝑪𝒍𝟐 + 𝟐 𝑲𝑪𝒍 + 𝟖 𝑯𝟐𝑶
Elemento R P
K 2 2
Mn 2 2
Cl 16 16
O 8 8
H 16 16

6. Balanceo en medio básico
 Considerando el método aplicado en medio ácido, para el caso del medio básico, se debe:
 A) Balancear los átomos de oxígeno colocando el doble de moléculas de agua.
 B) Para balancear los hidrógenos se debe agregar iones OH- para igualarlos.
 El resto se balancea igual como en el caso anterior.
 * NOTA 1: Si hay H, primero se ajusta éste, añadiendo tantos OH – como H hay en exceso en el lado en
que hay más hidrógeno, y el H2O necesaria en el otro lado. A continuación se ajusta el O, como se indica
en el primer punto.

7. Balanceo en medio básico: Ejemplo 1
 Pb(OH)4 ^2-(ac) + ClO^-(ac)→ PbO2(s) + Cl^-(ac)
+2 +1 +4 -1
𝑂𝑥𝑑: 𝑃𝑏(𝑂𝐻)4
−2
→ 𝑃𝑏𝑂2 + 𝟐𝑯𝟐𝑶 + 𝟐 𝐞 −
𝑅𝑒𝑑: 𝟐𝑯𝟐𝑶 + 𝟐𝒆 − +𝐶𝑙𝑂− → 𝐶𝑙− + 𝟐𝑶𝑯−
𝑃𝑏(𝑂𝐻)4
−2
+ 𝐶𝑙𝑂−
→ 𝑃𝑏𝑂2 + 𝐻2𝑂 + 𝐶𝑙−
+ 2𝑂𝐻−
Elemento R P
Pb 1 1
Cl 1 1
O 5 5
H 4 4

8. Balanceo en medio básico: Ejemplo 2
+7 -3 +5 +4
𝑅𝑒𝑑: 𝟐𝑯𝟐𝑶 + 𝟑𝒆 − +𝑀𝑛𝑂4
−
→ 𝑀𝑛𝑂2 + 𝟒𝑶𝑯−
𝑂𝑥𝑑: 𝑁𝐻3 + 𝟗𝑶𝑯−
→ 𝑁𝑂3
−
+ 𝟔𝑯𝟐𝑶 + 𝟖𝒆 −
𝟏𝟔𝑯𝟐𝑶 + 𝟐𝟒𝒆 − +𝟖 𝑀𝑛𝑂4
−
→ 𝟖 𝑀𝑛𝑂2 + 𝟑𝟐𝑶𝑯−
(8)
(3)
𝟑 𝑁𝐻3 + 𝟐𝟕𝑶𝑯−
→ 𝟑 𝑁𝑂3
−
+ 𝟏𝟖𝑯𝟐𝑶 + 𝟐𝟒𝒆 −
8 𝑀𝑛𝑂4
−
+ 3 𝑁𝐻3 → 8 𝑀𝑛𝑂2 + 3 𝑁𝑂3
−
+ 5 𝑂𝐻−
+ 2 𝐻2𝑂
𝟖 𝑲𝑴𝒏𝑶𝟒 + 𝟑 𝑵𝑯𝟑 → 𝟖 𝑴𝒏𝑶𝟐 + 𝟑 𝑲𝑵𝑶𝟑 + 𝟓 𝑲𝑶𝑯 + 𝟐 𝑯𝟐𝑶
Elemento R P
K 8 8
Mn 8 8
N 3 3
O 32 32
H 9 9

9. Taller 1
 Balancear la siguiente ecuación por el método de las semirreacciones: identifique el agente oxidante,
reductor, la cantidad de electrones transferidos y la cantidad de moles de agua obtenidas: En parejas (15
min).
 Yodo sólido + Fosfato de hidrógeno  tetrafósforo + ácido yodoso+ monóxido de dihidrógeno. (medio
ácido).
 Cr(OH)3(s) + ClO-(ac) → CrO4 2-(ac) + Cl2(g) (medio básico)

10. Celda galvánica
 La energía liberada en una
reacción redox espontánea se
puede utilizar para generar
energía eléctrica. Esto se
realiza a través de una celda
voltaica (o galvánica), un
dispositivo en el cual la
transferencia de electrones se
realiza mediante una ruta
externa (puente salino).

11. Términos relacionados con la celda
 Ánodo: Oxidación (signo negativo, pierde electrones).
 Cátodo: Reducción (signo positivo, gana electrones).
 Puente salino: Tubo de vidrio que contiene una solución de una sal neutra para
permitir el paso de los electrones transferidos del ánodo al cátodo.
 Placas metálicas: Piezas de metal que contienen al elementos en estado sólido.

12. Notación de una celda galvánica

13. FEM estándar de una celda
 La diferencia de potencial entre los
dos electrodos de una celda voltaica
se denomina potencial de celda, que
se representa como E celda. La
diferencia de potencial proporciona la
fuerza impulsora que empuja a los
electrones a través del circuito
externo, por lo que también se le
llama fuerza electromotriz (“que causa
el movimiento de electrones”) o fem.
 Debido a que E celda se mide en volts,
con frecuencia se suele hacer
referencia a esta como el voltaje de la
celda.

14. Potencial estándar de reducción (H2)

15. Tabla de
potenciales de
reducción estándar

16. FEM de la celda

17. Cálculo FEM de la celda: Ejercicio 1
 Una celda voltaica se basa en las dos semirreacciones estándar:
 Cd2+(ac) + 2 e- → Cd(s): E° = -0,403 V
 Sn2+(ac) + 2 e- → Sn(s): E° = -0,136 V
 Utilice los datos adjuntos para determinar a) cuál semirreacción ocurre en el cátodo y cuál en el ánodo, y
b) el potencial estándar de celda.

18. Cálculo FEM de la celda: Ejercicio 2
 El potencial estándar de celda es 1.46 V para una celda voltaica con base en las siguientes
semirreacciones:
 Br2(l) + 2 e- → 2 Br-(ac)
 In+(ac)→ In3+(ac) + 2 e-
 Utilizando los datos de la tabla 20.1, calcule para la reducción de In3+ a In+.

19. Resumen de la clase de hoy
 Responder a este mentimeter
https://www.menti.com/7gwws881hr
CÓDIGO: 1391 0250