El documento describe conceptos tradicionales y electrónicos de las reacciones de oxidación-reducción. Tradicionalmente, se referían a la combinación con oxígeno, pero el concepto electrónico se refiere al intercambio de electrones, donde la oxidación implica la pérdida de electrones y la reducción la ganancia de electrones. Las reacciones redox siempre involucran la oxidación simultánea y reducción de especies químicas a través del intercambio de electrones.

1. Concepto tradicional
En las reacciones de oxidación-reducción puede intervenir cualquier
sustancia: elemento, óxido, ácido, base, sal, hidrocarburos, alcoholes, etc.
Los términos oxidación y reducción originalmente se referían a la
combinación de las especies químicas con oxígeno.
2 Na + ½ O2 → Na2O CuO + H2 → Cu + H2O
Oxidación
Combinación de una
sustancia con oxígeno
Reducción
Pérdida de oxígeno
de una sustancia

2. Concepto electrónico
Cuando una sustancia pierde e-
Se dice que se ha oxidado
Cuando una sustancia gana e-
Se dice que se ha reducido
La reducción es el proceso en el
que una especie química gana e-
La oxidación es el proceso en el
que una especie química pierde e-
o Oxidación-reducción: proceso en el que dos especies químicas intercambian e-
o Ambos procesos se dan siempre de forma simultánea
A → A+ + e- B + e- → B-
Se oxida
porque
pierde e-
Se reduce
porque
gana e-

3. Procesos redox
Reacciones redox se caracterizan por ser procesos de intercambio de e-
Pares redox
conjugados
Semirreacción de oxidación:
A → A+ + e-
Semirreacción de reducción:
B + e- → B-

4. Reglas para calcular números de oxidación
▪ El nº o de oxidación de los ELEMENTOS EN SU ESTADO NATURAL ES SIEMPRE
0, tanto si son átomos aislados (Al, Cu…) como si son moléculas diatómicas (Cl2,
O2…) o poliatómicas (P4, S8)
▪ El nº o del O en sus compuestos es -2, salvo en los peróxidos que es -1
▪ El nº o del H en sus compuestos es +1, salvo en hidruros metálicos que es -1
▪ En los haluros el nº o del HALÓGENO es -1
Los procesos pueden ser:
Oxidación ⇒ cesión de e-
aumento del nº o
Reducción ⇒ ganancia de e-
disminución del nº o
Las sustancias pueden ser:
Oxidantes ⇒ sustancia que se reduce
Reductoras ⇒ sustancia que se oxida
número o estado de oxidación (nº o): es la carga eléctrica hipotética (si todos los
enlaces fueran iónicos) y, no la real, que se le asigna a un átomo en un compuesto.

5. Regla de oro
Y si se tratara de un ION, la suma de los nºo ha
de coincidir con la carga del ion
La suma de los nº o de los átomos de un compuesto debe ser cero

6. Ejercicios
Indique cuál o cuáles de las semirreacciones siguientes corresponden a una
oxidación y cuál o cuáles a una reducción. Indique la variación del n.o del cloro, el
hierro y el azufre son
❶
a) ClO2
- → Cl-
b) S → SO4
2-
c) Fe2+ → Fe 3+
a) ClO2
- → Cl- Como el n.o del cloro pasa de +3 a -1, tiene lugar una reducción
b) S → SO4
2-
En el caso del azufre su n.o pasa de 0 a +6, se trata de una oxidación
c) Fe2+ → Fe 3+ Es una oxidación pues el n.o del Fe pasa de +2 a +3
❷ Explique razonadamente si son ciertas o falsas estas afirmaciones:
a) El número de oxidación del cloro en ClO3
- es -1
b) Un elemento se reduce cuando su n.o cambia de menos a más negativo
c) Una especie se oxida cuando gana electrones
a) Falsa. El número de oxidación del cloro en ClO3
- es +5
b) Cierto. Reducirse es ganar electrones, con lo que el n.o del elemento se hace más negativo
c) Falso. Oxidarse es perder electrones
❸ Calcule el n.o de cada átomo en los compuestos e iones siguientes:
a) MnO4
- d) MnO2
b) HClO e) HNO3
c) C2O4
2- f) H2O2

7. Ajuste de reacciones redox
Es difícil ajustar reacciones redox por tanteo de forma intuitiva. Para facilitar esta
tarea hay métodos sistemáticos, como el método del ion electrón.
Básicamente se trata de descomponer la reacción redox en dos semirreacciones
iónicas, una de oxidación y otra de reducción, que se ajustan por separado.
Sólo se ionizan ácidos, bases y sales. NO SE IONIZAN los óxidos, ni
los hidruros de los elementos de los grupos 13, 14 y 15, ni el agua
▪ Escribir la ecuación química que representa el proceso sin ajustar
▪ Obtener la ecuación iónica del proceso sin ajustar
▪ Identificar la especie que se oxida y la que se reduce
▪ Escribir y ajustar las semirreacciones iónicas
▪ Ajustar el número de electrones entre las dos semirreacciones
▪ Obtener la ecuación iónica ajustada
▪ Obtener la ecuación molecular ajustada
☞ Etapas de ajuste de una reacción redox por el método del ion-electrón:

8. Ajuste por el método del ion-electrón

9. Ejercicio resuelto

10. Ejercicios
Ajusta la siguiente reacción redox que transcurre en medio ácido:
Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O
▪ Escribimos la ecuación iónica y se identifica la especie que se oxida y la que se reduce:
0 +1 +5 -2 +2 +5 -2 -3 +1 +5 -2 +1 -2
Zn + H+ + NO3
- → Zn 2+ + 2NO3
- + NH4
+ + NO3
- + H2O
Se oxida
Se reduce
▪ Escribimos las semirreacciones de oxidación y reducción
Oxidación: Zn → Zn 2+ + 2 e -
Reducción: NO3
- + 10 H+ + 8 e - → NH4
+ + 3 H2O
▪ Ajuste de electrones para escribir la ecuación iónica ajustada
Oxidación: Zn → Zn 2+ + 2 e - ) · 4
Reducción: NO3
- + 10 H+ + 8 e - → NH4
+ + 3 H2O
4 Zn + NO3
- + 10 H+ + 8 e - → 4 Zn 2+ + 8 e - + NH4
+ + 3 H2O
▪ Ecuación molecular ajustada: 4 Zn + 10 HNO3 → 4 Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O
❹

11. Ejercicios
Ajuste las siguientes reacciones de oxidación reducción por el método del ion
electrón:
a) Fe + KMnO4 + HCl → FeCl2 + MnCl2 + KCl + H2O
b) P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO
c) KMnO4 + NaNO2 + H2O → MnO2 + NaNO3 + KOH * medio básico
d) K2Cr2O7 + KI + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + I2
e) H2O2 + CrCl3 + KOH → K2CrO4 + KCl + H2O * medio básico
f) KMnO4 + FeCl2 + HCl → MnCl2 + FeCl3 + KCl + H2O
g) K2Cr2O7 + HCl → CrCl3 + Cl2 + KCl + H2O
h) Pb + PbO2 + H2SO4 → PbSO4 + H2O
❺
Ejercicio 5 libro pág. 171
Ajuste en medio ácido

12. Soluciones
Ejercicio 5 libro pág. 171
Ajuste en medio ácido
A veces hay que ajustar por tanteo
alguna especie que aparece en la
reacción global, pero que no
interviene directamente en el
intercambio electrónico que tiene
lugar en el proceso redox.

13. Ajuste por el método del ion-electrón

14. Más ejercicios de ajuste en medio ácido
Con la intervención estelar del agua oxigenada: H2O2
oxidante = sustancia que se reduce porque acepta e-
reductor = sustancia que se oxida, porque cede e-
Recuerda:
Oxidantes comunes:
K2Cr2O7 , KMnO4 y HNO3 (forma molecular)
Cr2O7
2- , MnO4
- y NO3
– (forma iónica)
El agua oxigenada en medio ácido puede actuar como oxidante o como reductor
Reducción: H2O2 → H2O 2e- + 2 H+ + H2O2 → 2 H2O OXIDANTE
Oxidación: H2O2 → O2 H2O2 → O2 + 2e- + 2 H+ REDUCTOR

15. Ejercicios
El agua oxigenada, en medio ácido, cuando actúa como oxidante se reduce a agua
y cuando actúa como reductor se oxida a dioxígeno. Escriba ajustadas las
semirreacciones de oxidación y de reducción, la reacción iónica global y la reacción
molecular, cuando:
a) en medio ácido sulfúrico, oxida al sulfuro de plomo(2+) a sulfato de plomo(2+)
b) en medio ácido sulfúrico, reduce al permanganato de potasio a manganeso(2+)
oxidante = H2O2
reductor = S2-
oxidante = MnO4
-
reductor = H2O2
Ej. 12 libro pág. 201
❻

16. Ejercicio resuelto (medio básico)

17. Ejercicios
Ajuste en medio básico: Ej. 5 libro pág. 171
❼
c) KMnO4 + NaNO2 + H2O → MnO2 + NaNO3 + KOH
e) H2O2 + CrCl3 + KOH → K2CrO4 + KCl + H2O

18. Ejercicios
Ajuste las siguientes reacciones que transcurren en medio básico:
❽
a) KMnO4 + KI + H2O → MnO2 + I2 + KOH
b) KMnO4 + NH3 → KNO3 + MnO2 + KOH + H2O
c) Na2SO3 + NaOH + I2 → Na2SO4 + NaI + H2O
d) Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH → K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O

19. Ejercicios
Ajuste las siguientes reacciones que transcurren en medio básico:
❽
b) KMnO4 + NH3 → KNO3 + MnO2 + KOH + H2O
Ya sabéis que las reglas se hacen para que haya excepciones, y que ésta no es una
ciencia del todo exacta, pero centraros en el método de ajuste para las reacciones
habituales, que no tienen las complicaciones de la del apdo. b)
Aplicar el método propio del ajuste en medio básico: poner en el miembro donde haya exceso de O tantas
moléculas de agua como O haya en exceso, pero si ya hubiera H:
1) ajustar los H añadiendo tantos OH- como H hay de más y el agua necesaria en el otro lado
2) ajustar O añadiendo 2 OH- por cada O que falte, en el lado con menos O y el H2O necesaria al otro lado
ecuación molecular:
8 KMnO4 + 3 NH3 → 3 KNO3 + 8 MnO2 + 5 KOH + 2 H2O
Recuerda:
En el miembro en el que
hay menos O se añaden 2
OH- por cada O que falte
Y en el otro se compensan
los H introducidos con
moléculas de H2O

20. Estequiometría de las reacciones redox
La estequiometría de los procesos redox se estudia a partir de las
ecuaciones químicas ajustadas, que nos van a permitir establecer
relaciones, entre moles de reactivos y moles de productos.
▪ Por cada 1 mol de Cu reaccionan 2 moles de H2SO4
▪ Por cada 2 mol de H2SO4 que reaccionan se forma 1 mol de SO2 …
Ya veis que es igual que en cualquier otro proceso, es
ESTEQUIOMETRÍA
Expresado algebraicamente:

21. Ejercicios
Ajusta la reacción:
a) ¿Qué especie se oxida y qué especie se reduce?
b) ¿Cuántos gramos de sulfato de cromo(III) podrán obtenerse a partir de 5 g de
dicromato de potasio si el rendimiento de la reacción es del 60 %?
Datos: masas atómicas (u): S=32; O=16; Cr=52)
❾
❿ El dicromato de potasio, en medio ácido, oxida los iones cloruro a cloro
reduciéndose a sal de Cr(3+).
a) Escribe y ajusta por el método de ion–electrón la ecuación iónica
b) Calcula cuántos litros de cloro, medidos a 20ºC y 1,5 atm, se pueden obtener
si 20 mL de dicromato de potasio 0,20 M reaccionan con un exceso de KCl.
Datos: R = 0,082 atm L mol−1 K−1
Sol: 6 Cl−+14 H+ + Cr2O7
2− ⭢ 3 Cl2 + 2 Cr3+ + 7 H2O; 0,192 L de Cl2

22. Ejercicios
El ácido nítrico reacciona con sulfuro de hidrógeno (gas) y da azufre y monóxido
de nitrógeno.
a) Escribe la reacción ajustada.
b) Determina el volumen de sulfuro de hidrógeno, medido a 60°C y 1 atmósfera
de presión, necesario para reaccionar con 500 mL de una disolución de ácido
nítrico de concentración 0,20 mol L-1.
Datos: R = 0,082 atm·L·mol-1 ·K -1
⓫

23. Ejercicios
El estaño metálico, en presencia de ácido clorhídrico, es oxidado por el dicromato
de potasio a cloruro de estaño(4+), reduciéndose el dicromato a Cr(3+).
masa atómica Sn = 119
a) Ajusta, por el método de ion-electrón, la ecuación molecular completa
b) Halla la riqueza en estaño de una aleación si 1 g de ésta una vez disuelta se
valora, en medio ácido clorhídrico, con dicromato de potasio 0,1 M,
gastándose 25 mL del mismo.
⓬
El ácido sulfúrico reacciona con cobre dando sulfato de cobre(II), dióxido de
azufre y agua.
a) Ajusta, por el método de ion–electrón, la reacción molecular
b) ¿Qué masa de sulfato de cobre(II) se obtiene por la acción de 8 mL de ácido
sulfúrico del 96 % de riqueza y densidad 1,84 g/mL sobre cobre en exceso?
Datos: masas atómicas: H = 1; O = 16; S = 32; Cu = 63,5.
⓭

24. Ejercicios
Una muestra de dióxido de manganeso reacciona con ácido clorhídrico comercial
de densidad 1,18 kg·L–1 y una riqueza del 38% en masa, obteniéndose cloro
gaseoso, cloruro de manganeso(II) y agua.
a) Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción.
b) Escriba la reacción molecular global ajustada por el método del ion electrón.
c) Halle la masa de dióxido de manganeso de la muestra si se obtienen 7,3 L de
cloro, medidos a 1 atm y 20ºC.
d) Calcule el volumen de ácido clorhídrico comercial que se gasta en la reacción
Datos. R = 0,082 atm·L·mol–1·K–1; Masas atómicas: H = 1; O = 16; Cl = 35,5; Mn = 55
⓮
a) La reacción: MnO2 + HCl → Cl2 + MnCl2 + H2O
b) Ecuación molecular: 4 HCl + MnO2 → Cl2 + MnCl2 + 2H2O
c) Masa de MnO2:
d) V ácido clorhídrico comercial :

25. Ejercicios
⓯ El ácido nítrico concentrado reacciona con carbono produciendo dióxido de
nitrógeno, dióxido de carbono y agua.
a) Ajusta, por el método de ion-electrón, la reacción molecular
b) calcula el volumen de dióxido de carbono, medido a 25 °C y 740 mmHg de
presión, que se desprenderá cuando reaccione 1 kg de un carbón mineral,
que tiene una riqueza en carbono del 60 %, con exceso de ácido nítrico.
Datos: R = 0,082 atm L mol−1 K−1; masas atómicas: C = 12; O = 16
De la ecuación ajustada se deduce que:

26. Física y Química
Reacciones de transferencia
de electrones
REDOX
PARTE_3
ELECTROQUÍMICA

27. Electroquímica
Dos aplicaciones tecnológicas, de los procesos redox:
PILAS o celdas galvánicas:
Dispositivos que permiten obtener
una corriente eléctrica a partir de
una reacción redox espontánea.
CUBAS ELECTROLÍTICAS:
Dispositivos en los que la corriente
provoca una r. redox no espontánea,
que en ausencia de dicha corriente
no se produciría jamás
Energía química→ Energía eléctrica
E. eléctrica → E. química

28. Energía eléctrica y procesos químicos
• El reductor (Zn) cede e- directamente al oxidante (Cu2+).
• Si separamos físicamente los dos agentes, oxidante y reductor, para que la
transferencia de e- no ocurra directamente por la disolución, sino a través de un
conductor externo, podríamos aprovechar parte de la energía de esta reacción
química, para producir energía eléctrica, eso es lo que ocurre en las
PILAS
Una reacción redox espontánea:

29. Pilas: componentes y funcionamiento
Componentes:
▪ 2 electrodos: disolución de un electrolito (Xn+) y una barra
metálica (X) = semicelda.
▪ Conductor externo que permite el flujo de e-, del agente
reductor al oxidante.
▪ Puente salino: tubo en U invertido, con un electrolito inerte
(KCl, KNO3, …) para el proceso que tiene lugar, y cuya misión es
mantener la electroneutralidad en los dos compartimentos.
• ÁNODO, electrodo en el que se produce la Oxidación
• CÁTODO, electrodo en el que se produce la Reducción

30. Pila Daniell
Cuando se conectan los electrodos con un conductor, empieza a funcionar la pila. El
voltímetro marca la diferencia de potencial (V) entre los electrodos = f.e.m. = fuerza
electromotriz de la pila (ε), que depende del tipo de electrodos, de las condiciones de P, T y
las concentraciones de los elecrolitos.
Si p=1 atm, T=25ºC y las concentraciones 1 M, la f.e.m. vale 1,1 V y se llama
“f.e.m. estándar de la pila” , εo
pila
La pila sigue funcionando hasta que se disuelva todo el Zn o se consuma todo Cu2+
Sobre las superficies de los electrodos se producen semirreacciones de
oxidación y de reducción:

31. Representación simbólica de una pila
Ánodo/electrolito anódico// electrolito catódico cátodo
Pila Daniell
Eligiendo diferentes metales para los electrodos y diferentes disoluciones de
electrolitos, se pueden construir diversas pilas que producirán distintas diferencias
de potencial entre sus electrodos. El diagrama de una pila es:
Celda anódica Celda catódica
Puente salino
Flujo de los e-
Separación de fases
A veces, en lugar de las especies
moleculares, se indican los iones
que intervienen en el proceso:

32. Tipos de electrodos
• Electrodo metálico: barra de un metal activo, en una
disolución de sus propios iones
• Electrodo inerte: barra de Pt o grafito. Se utiliza
cuando las dos especies del par conjugado redox, son iónicas
• Electrodo de gases: se utiliza cuando la especie que
se oxida o se reduce, en una semicelda es un gas
Que en notación simbólica sería:
Zn (s) | Zn2+ (ac) || Cl2 (g) | Cl− (ac) | Pt (s)

33. Potencial estándar de electrodo
El potencial de un electrodo aislado, NO puede medirse.
Se define un “nivel del mar” electroquímico: ¿cómo? eligiendo un electrodo de
referencia, al que por convenio se asigna ε = 0, este es el electrodo normal de H2
y se construyen pilas, emparejando el electrodo de referencia y cualquier otro (X)
que queramos caracterizar.
La f.e.m. de la pila formada, nos dará el potencial estándar del electrodo X. Unas
veces el electrodo de H2 actuará como cátodo y otras como ánodo:
• Zn (s)| Zn2+ (ac)|H+ (ac)|H2 (g)|Pt (s) εo
pila = εo
cátodo - εo
ánodo = εo
oxidación Zn = εo (Zn/Zn2+)
εo
oxidación (Zn/Zn2+) = 0,76 V
• Pt (s)|H2 (g)|H+ (ac),|Cu 2+ (ac)|Cu (s) εo
pila = εo
cátodo - εo
ánodo = εo
reducción Cu = εo (Cu2+/Cu)
εo
reducción(Cu2+/Cu) = 0,34 V
εo
pila = εo
cátodo - εo
ánodo > 0
Solo se tabulan potenciales estándar de reducción: εo (Xn+/X)
εo
oxidación X = - εo
reducción X

34. Tabla de potenciales estándar de reducción
↑ εo
reducción ⇒ ↑ tendencia a
reducirse
⇒ mayor poder oxidante
↓ εo
reducción ⇒ ↑ tendencia a oxidarse
⇒ mayor poder reductor
• El Cl2 es un oxidante más fuerte que el I2
• El K es un reductor más fuerte que el Zn
Los metales con εo
reducción < 0 reaccionan
con los protones de los ácidos dando H2.
Cuanto más fuerte es un oxidante, más débil
es su reductor conjugado

35. Construcción de pilas
• CÁTODO, el que tenga MAYOR εo
reducción
• ÁNODO, el que tenga MENOR εo
reducción
¿Cómo determinar cuál es el cátodo y cuál el ánodo a partir de los εo
red. de
los electrodos? Siempre actuará como:
εo
pila = εo
cátodo - εo
ánodo > 0
Por ejemplo:
Si quisiéramos construir una pila con electrodos Zn2+|Zn Ɛ°red= - 0,76 V y Al3+|Al Ɛ°red= −1,66
V, al margen de la solución tecnológica para diseñarla, el primero, que tiene un potencial
mayor, será el cátodo. Las semirreacciones en cada electrodo serían:
Se multiplican las
semirreacciones,
NUNCA los Ɛ°red.

36. Ejercicios
Utilizando la tabla de potenciales estándar de electrodo, ordena estos cationes
de menor a mayor poder reductor: Ca2+,Fe2+, Li+, Cu2+, Ag+, Ba2+.
La especie más reductora, es el producto de la r. de reducción del par redox, de menor ε0
red (ya que al
oxidarse con mayor facilidad, se comporta como el reductor más fuerte). El más reductor, el Li
A partir de los valores de potenciales estándar de reducción: ε0(Ag+|Ag) = +0,80 V
ε 0 (Ni2+|Ni) = − 0,23 V y ε 0(Cr3+|Cr) = − 0,74 V.
a) Busca la combinación que daría la pila con mayor f.e.m. Justifica la respuesta.
b) Escribe las semirreacciones de oxidación y reducción, la reacción global en la
pila del apdo a). Indica cuál es el ánodo, cuál el cátodo y el potencial estándar
de la pila
a) La pila con mayor potencial se construye
usando como cátodo el metal con
mayor ε0
red. (Ag) y como ánodo el que
tenga menor ε0
red. (Cr) ya que
εo
pila = εo
cátodo - εo
ánodo
❶
❷

37. Ejercicios
Se introduce una barra de Mg en una disolución 1,0 M de MgSO4 y otra de Cd en
una disolución 1,0 M de CdCl2 y se cierra el circuito conectando las barras con un
conductor metálico y las disoluciones mediante un puente salino de KNO3 a 25oC.
a) Indica las reacciones parciales que tienen lugar en cada electrodo, cuál es el
cátodo, cuál el ánodo y la reacción global, y calcula el potencial de la pila.
b) Responde a las mismas cuestiones del apdo anterior, si ahora el electrodo de
Mg2+|Mg se sustituye por una barra de Ag sumergida en una disolución
1,0 M de iones Ag+.
Datos: εº(Mg2+|Mg) = −2,37 V; εº(Cd2+|Cd) = −0,40 V; εº(Ag+|Ag) = +0,80 V
a) En la pila, se produce la reducción del que tenga el potencial de reducción mayor y la oxidación del que tenga el valor
más bajo, por lo que:
El electrodo negativo es el de Mg, que es el ánodo, y el positivo el de Cd, que es el cátodo. La notación de la pila es:
Mg(s)│Mg2+(ac) ║Cd2+(ac)│Cd(s).
b) Si ahora combinamos un electrodo de Ag y otro de Cd, actuaría como cátodo la plata y como ánodo el cadmio. La
notación de la pila es: Cd(s)│Cd2+(ac) ║Ag+(ac)│Ag(s).
❸

38. Ejercicios
A partir de los datos de potenciales de reducción, deduce si se producirán las
siguientes reacciones de oxidación−reducción:
Datos: εº(MnO4
–|Mn2+) = 1,51 V; εº(IO4
–|IO3
–) = 1,65 V; εº(Sn4+|Sn2+) = 0,15 V;
εº(NO3
–|NO) = 0,96 V
a) Como εºpila > 0 y ΔGo = - n · F · εo
pila resulta que ΔGo <0, lo que quiere decir que la reacción es
espontánea
b) Como εºpila < 0 y ΔGo = - n · F · εo
pila resulta que ΔGo > 0, lo que quiere decir que la reacción NO es
espontánea, por tanto no tiene lugar
c) La reacción entre MnO4
– y IO3
- NO es espontánea
d) La reacción entre NO3
– y Sn2+ SI es espontánea
❹

39. Ejercicios
Los procesos que se indican están totalmente desplazados a la derecha:
Ordena los tres iones metálicos que aparecen en dichos procesos de más a
menos oxidante y justifica la respuesta
❺
❻
El de mayor poder oxidante será el de mayor capacidad para ganar electrones. Como en la primera reacción el Cu2+ se
reduce (actúa como oxidante) y el Zn se oxida, el εo (Cu2+|Cu) > εo (Zn2+|Zn), para que el εo global sea positivo. En la
segunda reacción, εo (Ag+|Ag) > εo (Cu2+|Cu). Por tanto, el orden de más a menos oxidante (que coincide con el orden
creciente de potencial de reducción) será: Ag+ > Cu2+ > Zn2+
Deduce si el cloro o el yodo pueden reaccionar con iones Fe2+ y transformarlos en
Fe3+, en medio acuoso, a partir de los siguientes datos:
εº(Cl2|Cl-) = 1,36 V ; εº(I2|I-) = 0,54 V ; εº(Fe3+|Fe2+) = 0,77 V
La reacción entre el Cl2 y el Fe2+ es espontánea, dado que εo > 0, ΔG = − n·F· εo < 0
La reacción entre el I2 y el Fe2+ NO será espontánea, ya que εo < 0, ΔG = − n·F· εo > 0

40. Ejercicios
Usando los datos de potenciales de reducción, razona verdadero/falso:
a) El Fe(s) se oxida a Fe2+ al tratarlo con ácido clorhídrico 1 mol L-1.
b) El Cu(s) se oxida a Cu2+al tratarlo con ácido clorhídrico 1 M
c) El Cu(s) se oxida a Cu2+al tratarlo con ácido nítrico 1 M
Datos: εº(Cu2+|Cu) = 0,34 V; εº(NO3
–|NO) = 0,96 V; εº(Fe2+|Fe) = -0,44 V
❽
❼
a) Esta reacción, dado que εo > 0, ΔG = − n·F· εo < 0, será
espontánea. Se formará gas H2 y queda en disolución Fe2+
b) Esta reacción, dado que εo < 0, ΔG = − n·F· εo > 0, NO será
espontánea. No se desprenderá H2
c) No hay reacción con los H +. No se
desprenderá H2 pero ahora el ácido nítrico
aporta también NO3
– que pueden reducirse.
La reacción, dado que εo > 0, ΔG = − n·F·
εo < 0, será espontánea.
Una disolución de ácido nítrico concentrado oxida al zinc metálico, obteniéndose
nitrato de amonio y nitrato de cinc.
a) Ajuste semirreacciones de oxidación y reducción y la reacción molecular global
b) Calcule la masa de nitrato de amonio producida si se parte de 13,08 g de Zn y
100 mL de ácido nítrico comercial, del 68% de riqueza y densidad 1,12 g·mL–1.
Datos. Masas atómicas: H = 1,0; N = 14,0; O = 16,0; Zn = 65,4
Sol: reactivo limitante Zn, 4,0 g de NH4NO3

41. Ejercicios
Suponiendo una pila formada por un electrodo de Ag (s) sumergido en una
disolución de AgNO3 y otro de Pb (s) en una disolución de Pb(NO3)2, indique:
a) Las reacciones que tendrán lugar en el ánodo y en el cátodo.
b) La reacción global. c) La misión del puente salino
d) El potencial de la pila y notación simplificada.
Datos. Eo (V): (Ag+/Ag) = 0,80; (Pb2+/Pb) = – 0,13
a) Para decidir que metal se oxida y cuál se reduce nos fijamos en los valores de
los potenciales estándar de reducción. Actuará como cátodo la plata por tener
mayor Eo red y por ello mayor tendencia a reducirse y como ánodo el plomo
b) Reacción global: Pb + 2 AgNO3 → Pb(NO3)2 + 2 Ag
c) La misión del puente salino en una pila es mantener la electroneutralidad en los dos compartimentos, anódico y catódico
para que el exceso de carga que se genera en cada una de ellas, no provoque que la reacción se detenga
d) Notación simplificada Pb (s)⏐Pb2+ (ac)⏐⏐Ag+ (ac)⏐Ag (s) ⇒ Eo
pila = Eo
cátodo - Eo
ánodo = 0,80 V – (-0,13) = 0,93 V
❿
❾
A continuación se da el potencial estándar de dos pilas:
Zn(s)|Zn2+(1 M), H+(1 M)|H2 (1 atm)|Pt(s); Ɛo
pila = 0,76 V
Zn(s)|Zn2+ (1 M) || Cu2+(1 M)|Cu(s); Ɛo
pila = 1,10 V
Con esta información halla el potencial estándar de red Ɛo(Zn2+|Zn) y Ɛo(Cu2+|Cu)
En la primera pila el ánodo es el electrodo de Zn y el cátodo el electrodo de referencia: Ɛo
pila = Ɛo
cátodo - Ɛo
ánodo
Ɛo
pila = 0,0 V – Ɛo(Zn2+|Zn) = 0,76, luego el Ɛo(Zn2+|Zn) = - 0,76 V.
En la segunda pila el ánodo es el electrodo de Zn y el cátodo el electrodo de Cu: Ɛo
pila = Ɛo
cátodo - Ɛo
ánodo
Ɛo
pila = Ɛo (Cu2+|Cu) – (- 0,76 V) = 1,10 V, luego el Ɛo(Cu2+|Cu) = 0,34 V.

42. Ejercicios
a) Mg2+ +2 e- → Mg Cl2 +2 e- → 2 Cl - Al3+ +3 e- → Al Ag+ +1 e- → Ag
b) Teniendo en cuenta que cuanto mayor sea el Eo
red mayor es el poder oxidante, mayor es la tendencia a reducirse, el
oxidante más fuerte sería el Cl2
c) Conforma disminuye el Eo
red mayor es el poder reductor, mayor es la tendencia a oxidarse, por lo tanto el reductor más
fuerte sería el magnesio, Mg
d) No, el Al no tiene más estados de oxidación, su forma oxidada es Al3+ y ninguna otra. No se podrá oxidar ni por el cloro ni
por ningún otro agente oxidante
⓫
⓬
Dados los siguientes pares redox: Mg2+/Mg; Cl2/Cl–; Al3+/Al; Ag+/Ag
a) Escriba y ajuste las semirreacciones de reducción de cada uno de ellos.
b) ¿Qué especie sería el oxidante más fuerte? Justifique su respuesta.
c) ¿Qué especie sería el reductor más fuerte? Justifique su respuesta.
d) ¿Podría el Cl2 oxidar al Al3+? Justifique su respuesta.
Datos. Eo (V): Mg2+/Mg = –2,37; Cl2/Cl– = 1,36; Al3+/Al = –1,66; Ag+/Ag = 0,80
Indique si estas afirmaciones son verdaderas o falsas, justificando su respuesta:
a) La reacción redox entre el Sn y el Pb2+ es espontánea.
b) El Sn se oxida espontáneamente en medio ácido.
c) La reducción del Pb2+ con Na metálico tiene E = 0,125 – 2· (–2,713) = 5,551 V
d) La reducción del Sn2+ con Na metálico tiene un E = –0,137 – (–2,713) = 2,576 V
Datos. Eo (V): (Sn2+/Sn) = – 0,137; (Pb2+/Pb) = + 0,125; (Na+/Na) = – 2,713

43. Ejercicios
⓭ A partir de los potenciales de reducción que se adjuntan, conteste razonadamente:
a) ¿Qué metales de la lista se disolverán en una disolución de HCl 1 M?
b) Se dispone de tres recipientes con disoluciones de nitrato de plata, nitrato de
cinc y nitrato de manganeso (II). En cada uno se introduce una barra de hierro
¿en cuál se formará una capa del otro metal sobre la barra de hierro?
Datos: E0 (V): Fe2+/Fe = −0,44; Zn2+/Zn = −0,76; Ag+/Ag = 0,80; Cu2+/Cu = 0,34;
Na+/Na = −2,71; Mn2+/Mn = −1,18
a) Para que los metales se disuelvan, se tienen que oxidar pasando a iones, y por lo tanto debe haber un
oxidante que se reduzca. En una disolución de HCl, ácido fuerte totalmente disociado, tenemos iones
H+ y Cl- , y la posible reducción sería de H+ a H2, (potencial estándar de reducción εo =0). Por lo tanto
se disolverán los metales que tengan un εo
reducción negativo, con mayor tendencia a oxidarse que H+ ;
se disolverán Na, Zn, Fe y Mn.
b) Las disoluciones son de sales solubles, disociadas en sus iones: Nitrato de plata: AgNO3 → Ag+ + NO3
-.
Nitrato de cinc: Zn(NO3)2 → Zn2+ y NO3
-. Nitrato de manganeso (II): Mn(NO3)2 → Mn2+ y NO3
-. Para
que se deposite el metal disuelto sobre la barra de Fe, el metal disuelto se debe reducir, por lo que el
Fe se ha de disolver y oxidar. Por lo tanto el metal disuelto debe tener un εo
red > εo
red (Fe2+/Fe)= -
0,44 V. Solo ocurrirá con Ag, pero no con Zn ni Mn.

44. Ejercicios
Utilice los potenciales estándar de reducción que se adjuntan y responda
razonadamente a cada apartado, ajustando las reacciones correspondientes y
determinando su potencial.
a) ¿Se estropeará una varilla de plata si se emplea para agitar una disolución de
sulfato de hierro(II)?
b) Si el cobre y el cinc se tratan con un ácido, ¿se desprenderá hidrógeno?
c) Describa el diseño de una pila utilizando como electrodos aluminio y plata.
Indique qué reacción ocurre en cada electrodo y calcule su potencial.
Datos. E0 (V): Ag+/Ag = 0,80; Cu2+/Cu = 0,34; Fe2+/Fe = −0,44; Zn2+/Zn = −0,76; Al3+/Al = −1,67
⓮
a) La reacción posible sería que la Ag se oxidara y el Fe2+ de la disolución se reduzca. Vamos a ver si sería o no posible:
ánodo (oxi): Ag → Ag+ + 1 e- ) ·2 εo = 0,80 V εo = εo
cátodo - εo
ánodo = -0,44 V – 0,80 v = - 1,24 V
cátodo (red): Fe2+ + 2 e- → Fe εo = - 0,44 V Al ser εo < 0, como ΔGo = - n· F· εo ⇒ ΔGo > 0, la reacción
reacción global: Fe2+ + 2 Ag → Fe + 2 Ag+ NO es espontánea y por tanto la varilla de Ag no se estropearía
b) Si el Cu y el Zn se disuelven en un ácido, se oxidarían a Cu2+ y Zn2+ mientras que los H+ del ácido se reducen:
ánodo (oxi): Cu → Cu2+ + 2 e- εo = 0,34 V εo = εo
cátodo - εo
ánodo = 0,00 V – 0,34 v = - 0,34 V. Al ser εo < 0, como ΔGo es
cátodo: (red). 2 H+ + 2 e- → H2 εo = 0,00 V ΔGo = - n· F· εo ⇒ ΔGo > 0 ⇒ proceso no espontáneo ⇒ no se desprendería H2.
ánodo (oxi): Zn → Zn2+ + 2 e- εo = - 0,76 V εo = εo
cátodo - εo
ánodo = 0,00 V – (-0,76 V) = 0,76 V. Al ser εo > 0, como ΔGo es
cátodo: (red). 2 H+ + 2 e- → H2 εo = 0,00 V ΔGo = - n· F· εo ⇒ ΔGo < 0 ⇒ proceso espontáneo ⇒ si se desprendería H2.
c) En esta pila actuará como cátodo el electrodo con mayor potencial estándar de reducción, la Ag y como ánodo el
electrodo con menor potencial estándar de reducción, el Al.
ánodo (oxi): Al → Al3+ + 3 e- ) εo
pila = εo
cátodo - εo
ánodo = 0,80 V – (- 1,67 v) = 2,47 V
cátodo (red): Ag+ + 1 e- → Ag ) ·3
reacción global: Al + 3 Ag+ → Al3+ + 3 Ag

45. Ejercicios
Considere los electrodos: Sn2+/Sn, MnO4
−/Mn2+ (en medio ácido clorhídrico),
Zn2+/Zn y Ce4+/Ce3+.
a) Razone qué dos electrodos forman la pila a la que corresponde el proceso con
menor ∆G0.
b) Haga los cálculos pertinentes que le permitan razonar si un recipiente de zinc
se deteriora al almacenar en él una disolución de KMnO4 en medio ácido.
c) Ajuste por el método del ion-electrón la ecuación iónica y molecular del
proceso redox del apartado b).
Datos. Eo (V): Zn2+/Zn =−0,76; Sn2+/Sn =−0,14; MnO4
−/Mn2+=1,51; Ce4+/Ce3+= 1,61
⓯
b) Para que el recipiente de Zn se deteriore debería oxidarse, con lo que
actuaría como ánodo mientras que el permanganato se reduciría en el
cátodo. Si esto es asi, como εo
pila= εo
cátodo - εo
ánodo = 1,51 V – (- 0,76 V)
= 2,27 V y al ser εo
pila >0, ΔG<0 con lo que el proceso es espontáneo y
el recipiente si se deterioraría
c) A juste del proceso:
Ánodo (oxi): Zn → Zn2+ + 2e- εo = - 0,76 V
⊕ Cátodo (red): MnO4
- + 8 H+ + 5e- → Mn2+ + 4 H2O εo = 1,51 V
5 Zn + 2 MnO4
- + 16 H+ → 5 Zn2+ + 2 Mn2+ + 8 H2O
Ecu. molecular: 5 Zn + 2 KMnO4 + 16 HCl → 5 ZnCl2 + 2 MnCl2 + 2 KCl + 8 H2O
a) En la pila, la reacción es espontánea εo >0 y ΔG<0 luego los electrodos que forman la pila con menor ΔG serán los que
den mayor εo
pila, es decir el que tiene más tendencia a reducirse Ce4+/Ce3+ y el de menor tendencia a reducirse
Zn2+/Zn. εo
pila = εo
cátodo - εo
ánodo = 1,61 V – (- 0,76 V) = 2,37 V