Este documento resume conceptos clave de electroquímica, incluyendo oxidación, reducción, estado de oxidación, método del ión electrón, tipos de reacciones redox, celdas galvánicas y electrolíticas, y la ecuación de Nernst. Define términos como agente oxidante, reductor, electrodos, y describe pilas como la de Daniell.

1. ELECTROQUIMICA
Profesora: Rosa Betancourt

2. ELECTROQUIMICA
Es la rama de la química que estudia los
cambios químicos que produce la corriente
eléctrica y la generación de electricidad
mediante reacciones químicas.

3. OXIDACIÓN: Pérdida de electrones
(o aumento en el número de oxidación).
Ejemplo: Cu  Cu2+ + 2e–
REDUCCIÓN: Ganancia de electrones
(o disminución en el número de oxidación).
Ejemplo: Ag+ + 1e– Ag
Siempre que se produce una oxidación debe
producirse simultáneamente una reducción.
Cada una de estas reacciones se denomina
semirreacción.
Definición de términos

4. Agente Oxidante: es la sustancia que gana
electrones .
Agente Reductor: es la sustancia que pierde
electrones.
Estado de oxidación: es la carga que tendría
un átomo si todos sus enlaces fueran iónicos.
Ejemplo: 0 0 +1 -2
H2 + O2 ↔ H2O
H= 0 → +1 oxida (agente reductor)
O= 0 → -2 reduce (agente oxidante)

5. Reglas para determinar estados de
oxidación de un compuesto
Todos los elementos en estado neutro (sin
combinar) tienen E.O. = 0.
El oxígeno (O) en óxidos, ácidos y sales
oxácidos tiene E.O. = –2 en los peróxidos -1.
El hidrógeno (H) tiene E.O. = +1 en los
hidruros metálicos y -1.
Los metales formando parte de moléculas
tienen E.O. positivos.
Si se trata de un ion monoatómico es igual a
su carga.

6.  La suma de los E.O. de una sustancia es
igual a 0 para compuestos neutros (que
no tienen carga) y es igual a la carga
para especies iónicas (que posean carga).
Ejemplo: Calcular el E.O. del S en ZnSO4
E.O.(Zn) = +2; E.O.(O) = –2;
+2 + E.O.(S) + 4 · (–2) = 0  E.O.(S) =
+6

7. Método del ión electrón
Se basa en la conservación tanto de la
masa como de la carga (los electrones
que se pierden en la oxidación son los
mismos que los que se ganan en la
reducción).
Se trata de escribir las dos
semirreacciones que tienen lugar y
después igualar el nº de e– de ambas,
para que al sumarlas los electrones
desaparezcan.

8. Tipos de reacciones redox según su
espontaneidad
Reacciones espontáneas: (se produce
energía eléctrica a partir de la energía
liberada en una reacción química):
Celdas Galvánicas
Reacciones no espontáneas: (se producen
sustancias químicas a partir de energía
eléctrica suministrada):
Celdas Electrolíticas

9. Celdas Galvánicas
Si se introduce una barra de Zn en una
disolución de CuSO4 (Cu2+ + SO4
2–) se
producirá espontáneamente la siguiente
reacción:
Cu2+ (ac) + Zn (s)  Cu (s) + Zn2+ (ac)
El Zn se oxida (pierde electrones) y el Cu2+
se reduce (los gana).
Si hacemos que las reacciones de oxidación y
reducción se produzcan en recipientes
separados, los electrones circularán
(corriente eléctrica).

10. Electrodos
Se llama así a cada barra metálica
sumergida en una disolución del mismo
metal. En una pila hay dos electrodos:
Ánodo: Se lleva a cabo la oxidación
Allí van los aniones.
En el ejemplo anterior sería el
electrodo de Zn.
Cátodo: Se lleva a cabo la reducción
Allí van los cationes.
En el ejemplo anterior sería el
electrodo de Cu.

11. Pila de Daniell
©
Ed.
ECIR.
Química
2º
Bach.
Consta de dos semiceldas
Una con un electrodo de Cu en
una disolución de CuSO4
Otra con un electrodo de Zn
en una disolución de ZnSO4.
Están unidas por un puente
salino que evita que se
acumulen cargas del mismo
signo en cada semicelda.
Entre los dos electrodos se
genera una diferencia de
potencial que se puede medir
con un voltímetro.

12. Representación esquemática de una
celda
La pila anterior se representaría:
Ánodo Puente salino Cátodo
Zn (s)  ZnSO4 (ac)  CuSO4 (ac)  Cu (s)
Ánodo se lleva a cabo la oxidación:
Zn – 2 e –  Zn2+.
Cátodo se lleva a cabo la reducción:
Cu2+ + 2 e –  Cu.

13. Potencial de reducción
Las pilas producen una diferencia de potencial
(Epila) que puede considerarse como la
diferencia entre los potenciales de reducción de
los dos electrodos que la conforman.
Consideraremos que cada semireacción de
reducción viene dada por un potencial de
reducción. Como en el cátodo se produce la
reducción, en todas las pilas Ecatodo > Eánodo.
  
pila catodo cnodo
E E E

14. Cada pareja de sustancia oxidante-reductora tendrá
una mayor o menor tendencia a estar en su forma
oxidada o reducida.
El que se encuentre en una u otra forma dependerá
de la otra pareja de sustancia oxidante-reductora.
¿Qué especie se reducirá?
Sencillamente, la que tenga un mayor potencial de
reducción.
Electrodos de Hidrógeno
Al potencial de reducción del electrodo de
hidrógeno se le asigna por convenio un potencial de
0,0 V para [H+] = 1 M.
Reac.ión de reducción: 2 H+ + 2 e–  H2

15. Un electrodo de hidrógeno es una lámina de
platino sobre el que se burbujea H2 a una presión
de 1 atm a través de una disolución 1 M de H+.

16. Electrólisis
Cuando la reacción redox no es espontánea en un
sentido, podrá suceder si desde el exterior se
suministran los electrones.
Se utiliza industrialmente para obtener metales a
partir de sales de dichos metales utilizando la
electricidad como fuente de energía.
Se llama galvanoplastia al proceso de recubrir un
objeto metálico con una capa fina de otro metal.

17. © Editorial ECIR. Química 2º Bachillerato.
Electrorrefinado del Cu.

18. Comparación entre las celdas
galvánicas y las celdas electrolíticas

19. Diferencia entre celdas electrolíticas y
celdas galvánicas
Celda Electrolítica Celda Galvánica
Utiliza la energía eléctrica para
producir energía química.
Convierte la energía química en
energía eléctrica.
Se usa energía eléctrica para
hacer que se produzca una
reacción no espontánea
Las reacciones espontáneas
pueden utilizarse para producir
energía eléctrica.
El signo del ánodo es positivo y
del cátodo es negativo.
El signo del ánodo es negativo y
el del cátodo es positivo.
No posee puente salino. Posee puente salino.
Esta formada por una sola celda. Esta formada por dos semi
celdas.

20. Ecuación de Nersnt
La Ecuación de Nernst expresa la relación cuantitativa entre el
potencial redox estándar de un par redox determinado, su
potencial observado y la proporción de concentraciones entre
el donador de electrones y el aceptor. Cuando las condiciones
de concentración y de presión no son las estándar (1M, 1atm y
298K), se puede calcular el potencial de electrodo mediante
la Ecuación de Nernst.
Para una reacción: , la ecuación es:
R=8.314 J/molK.
E°= potencial del electrodo estándar.
E = potencial del electrodo.
T = temperatura absoluta en °K.
n = número de e- transferidos.
F = constante de Faraday; F=23,062 cal/V=96,406 J/V.