Este documento trata sobre las propiedades de las disoluciones y las reacciones químicas que ocurren en ellas. Explica que una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias, y clasifica las disoluciones en no electrolitos, electrolitos fuertes y débiles. También describe conceptos como concentración, molaridad, normalidad y solubilidad. Por último, explica los tipos de reacciones que ocurren en disolución como precipitación, ácido-base y cómo escribir las ecuaciones i

1. Unidad IV. Reacciones en disolución
4.1 Propiedades generales de las disoluciones
Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. Donde el soluto es la
sustancia que se encuentra en menor cantidad y el solvente el que se encuentra en mayor
proporción. Los diferentes estados de agregación, no limitan las posibles combinaciones para
formar una disolución, pese a que en este tema nos centraremos en disoluciones acuosas.
De acuerdo a sus propiedades electrolíticas podemos clasificar a las disoluciones en tres grandes
grupos: no electrolitos, electrolitos fuertes y electrolitos débiles.
No electrolito: sustancia que en presencia de agua no se disocia.
Electrolito fuerte: sustancia que en presencia de agua sus iones se disocian en su totalidad.
𝑵𝒂𝑪𝒍(𝒂𝒄)
𝑯 𝟐 𝑶
→ 𝑵𝒂(𝒂𝒄)
+
+ 𝑪𝒍(𝒂𝒄)
−
Electrolito débil: sustancia que en presencia de agua sus iones se disocian sólo parcialmente.
𝑪𝑯 𝟑 𝑪𝑶𝑶𝑯(𝒂𝒄)
𝑯 𝟐 𝑶
↔ 𝑪𝑯 𝟑 𝑪𝑶𝑶(𝒂𝒄)
−
+ 𝑯(𝒂𝒄)
+
¿Cuál es la característica de los electrolitos?
Acudiendo a tu experiencia, clasifica las siguientes sustancias:
Agua: Azúcar:
Aceite: Sal:
4.2 Concentración de disoluciones
4.2.1 Composición porcentual
Calcula la proporción en porcentaje en peso o peso porcentual. Relaciona la cantidad de un soluto
en relación con la cantidad de disolución. Se puede utilizar bajo tres diferentes consideraciones.
Porcentaje en peso sobre peso: relación porcentual de la masa en gramos (g) del soluto y la
masa total de la disolución, también en gramos (en el cálculo de porcentajes siempre calculamos
comparando unidades equivalentes).
%
𝑝
𝑝⁄ =
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑔)
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝑔)
× 100%
Porcentaje en peso sobre volumen: relación porcentual de la masa en gramos del soluto y el
volumen total de la disolución, medida en mililitros (mL).

2. %
𝑝
𝑉⁄ =
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑔)
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝑚𝐿)
× 100%
Porcentaje en volumen sobre volumen: relación porcentual del volumen en mililitros del soluto
y el volumen total de la disolución, medida también en mililitros.
% 𝑉
𝑉⁄ =
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑚𝐿)
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝑚𝐿)
× 100%
4.2.2 Molaridad
Se refiere a la cantidad de moles de soluto en un litro (L) de disolución. Se representa por una
“M”, y se mide en
𝑚𝑜𝑙
𝐿
.
𝑀 =
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑚𝑜𝑙)
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 𝑒𝑛 (𝐿)
4.2.3 Normalidad
Se refiere a la relación entre el número de equivalentes (Neq) (eq) de soluto disuelta en un litro
de disolución. Se representa por una “N” y se mide en
𝑒𝑞
𝐿
.
𝑁 =
𝑁𝑒𝑞 (𝑒𝑞)
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 𝑒𝑛 (𝐿)
Debido a que los equivalentes que aporta una sustancia dependen de su naturaleza, se deben
calcular antes, aplicando las siguientes fórmulas:
𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒 =
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (
𝑔
𝑚𝑜𝑙
)
𝜃 (
𝑒𝑞
𝑚𝑜𝑙
)
𝑁𝑒𝑞 =
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜(𝑔)
𝑝𝑒𝑠𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒 (
𝑔
𝑒𝑞
)
La variable θ depende de la sustancia, para cada caso su consideración es diferente:
En los ácidos, representa la cantidad de iones H+ que tiene el ácido.
HF: como tiene 1H+, θ=1
𝑒𝑞
𝑚𝑜𝑙
H2SO4: como tiene 2H+, θ=2
𝑒𝑞
𝑚𝑜𝑙
H3PO4: como tiene 3H+, θ=3
𝑒𝑞
𝑚𝑜𝑙
En las bases, representa la cantidad de iones hidroxilo OH-.
NaOH: como tiene 1OH-, θ=1
𝑒𝑞
𝑚𝑜𝑙
Mg(OH)2: como tiene 2OH-, θ=2
𝑒𝑞
𝑚𝑜𝑙
Al(OH)3: como tiene 3OH-, θ=3
𝑒𝑞
𝑚𝑜𝑙
En las sales representa generalmente la valencia del catión (o si se solicita la del anión).

3. NaF: como el sodio es de la familia IA, tiene carga Na1+; θ=1
𝑒𝑞
𝑚𝑜𝑙
CaF2: como el calcio es de la familia IIA, tiene carga Ca2+; θ=2
𝑒𝑞
𝑚𝑜𝑙
4.3. Reacciones de precipitación
Este tipo de reacciones ocurre en disolución acuosa y se caracteriza por la formación de un
producto insoluble o precipitado1. Generalmente participan compuestos iónicos.
𝟐𝑨𝒈𝑵𝑶 𝟑(𝒂𝒄)
+𝑪𝒂𝑪𝒍 𝟐(𝒂𝒄)→ 𝟐𝑨𝒈𝑪𝒍(𝒔) + 𝑪𝒂(𝑵𝑶 𝟑) 𝟐(𝒂𝒄) o 𝟐𝑨𝒈𝑵𝑶 𝟑(𝒂𝒄)
+𝑪𝒂𝑪𝒍 𝟐(𝒂𝒄)→ 𝟐𝑨𝒈𝑪𝒍 ↓ +𝑪𝒂(𝑵𝑶 𝟑) 𝟐(𝒂𝒄)
1. Un precipitado es un sólido insoluble que se separa de la disolución.
4.3.1. Solubilidad
Se refiere a la máxima cantidad de soluto que se disolverá en una cantidad dada de disolvente a
una temperatura específica. La solubilidad varía dependiendo de la sustancia a disolver, la
temperatura, el disolvente y la concentración.
4.3.2. Ecuaciones moleculares
Las fórmulas de los compuestos están escritas como si todas las especies existieran como
moléculas o entidades completas.
𝟐𝑨𝒈𝑵𝑶 𝟑(𝒂𝒄)
+𝑪𝒂𝑪𝒍 𝟐(𝒂𝒄)→ 𝟐𝑨𝒈𝑪𝒍(𝒔) + 𝑪𝒂(𝑵𝑶 𝟑) 𝟐(𝒂𝒄)
4.3.3. Ecuaciones iónicas
Muestra las especies disueltas como iones libres. Mediante la ecuación iónica se puede calcular la
ecuación iónica neta, en la cual sólo se consideran los iones que participan en la reacción.
Ecuación iónica:
𝟐𝑨𝒈+
𝟑(𝒂𝒄)
+𝟐𝑵𝑶 𝟑
−
(𝒂𝒄)
+ 𝑪𝒂 𝒂𝒄
𝟐+
+ 𝟐𝑪𝒍(𝒂𝒄)
−
→ 𝟐𝑨𝒈𝑪𝒍(𝒔) + 𝟐𝑵𝑶 𝟑
−
(𝒂𝒄)
+ 𝑪𝒂 𝒂𝒄
𝟐+
Ecuación iónica neta: representa sólo los iones que participan en alguna reacción química. Se
eliminan los iones que no forman parte de la reacción (iones espectadores).
𝟐𝑨𝒈+
𝟑(𝒂𝒄)
+𝟐𝑵𝑶 𝟑
−
(𝒂𝒄)
+ 𝑪𝒂(𝒂𝒄)
𝟐+
+ 𝟐𝑪𝒍(𝒂𝒄)
−
→ 𝟐𝑨𝒈𝑪𝒍(𝒔) + 𝟐𝑵𝑶 𝟑
−
(𝒂𝒄)
+ 𝑪𝒂 𝒂𝒄
𝟐+
𝟐𝑨𝒈+
(𝒂𝒄)
+𝟐𝑪𝒍(𝒂𝒄)
−
→ 𝟐𝑨𝒈𝑪𝒍(𝒔)

4. Las ecuaciones químicas se representan en su mínima expresión matemática, por lo tanto:
𝑨𝒈+
(𝒂𝒄)
+𝑪𝒍(𝒂𝒄)
−
→ 𝑨𝒈𝑪𝒍(𝒔)
PASOS PARA ESCRIBIR ECUACIONES IÓNICAS Y ECUACIONES IÓNICAS NETAS:
1. Escribir una ecuación molecular balanceada (verificar que las fórmulas sean correctas).
Mediante las reglas de solubilidad, determinar cuál es el producto insoluble.
2. Escribir la ecuación iónica. Aquellos compuestos que no sean sólidos se deben colocar como
iones libres.
3. Identificar a los iones espectadores en ambos lados de la ecuación y cancelarlos.
4. Escribir la ecuación iónica neta sin los iones espectadores.
5. Verifique las cargas y el número de átomos para que este bien balanceada.
Ejemplo mezclar fosfato de potasio y nitrato de calcio.

5. 4.4. Reacciones ácido-base
4.4.1. Propiedades generales de los ácidos y bases
Los ácidos y las bases se disocian en agua y conducen electricidad en disolución acuosa. Además
reaccionan entre sí para formar sal y agua. Por ejemplo: HCl(ac)+NaOH(ac)→H2O(ac)+ NaCl(ac)
Al agregar un ácido o una base en agua, no siempre se disocian totalmente en agua, dependiendo
que tanto se disocia una base o un ácido en agua se clasifican como débiles o fuertes.
Un ácido y una base fuertes se disocian totalmente en agua, un ácido y una base débil no se
disocian parcialmente en agua. Por ejemplo:
ÁCIDOS FUERTES ACIDOS DÉBILES BASES FUERTES BASES DÉBILES
HCl (Ácido
clorhídrico)
Ácido láctico
NaOH (Hidróxido de
sodio)
Al(OH)3 (Hidróxido
de aluminio)
H2SO4 (Ácido
sulfúrico)
Ácido cítrico
KOH (Hidróxido de
potasio)
Mg(OH)2 (Hidróxido
de magnesio)
Algunas propiedades de ácidos y bases.
Ácidos Bases
Sabor agrio Sabor amargo
Cambian el color del papel tornasol de azul a rojo Cambian el color del papel tornasol de rojo a azul
Reaccionan con los metales para producir H2(g)
2HCl(ac)+Mg(s)→MgCl2(ac)+ H2(g)
Tacto jabonoso
Reacciona con los carbonatosy bicarbonatos para
formar dióxido de carbono.
2HCl(ac)+CaCO3(s)→CO2(g)+ CaCl2(ac) +H2O(l)
Svante August Arrhenius (1859-1927) definió a los ácidos y bases:
Ácidos: sustancias que se ionizan en agua para formar iones H+.
𝑯𝑪𝒍(𝒂𝒄)
𝑯 𝟐 𝑶
→ 𝑯(𝒂𝒄)
+
+ 𝑪𝒍(𝒂𝒄)
−
Bases: sustancias que se ionizan en agua para formar iones OH-.
Sin embargo en la práctica las bases no siempre tienen estas características. Por ello Bronsted
redefinió estas sustancias de la siguiente manera:
Ácido de Bronsted: sustancias donadora de protones (H+).
Bases: sustancias aceptoras de protones (atraen H+).
4.4.2. Neutralización ácido-base

6. Una reacción de neutralización es aquella que ocurre entre un ácido y una base, para formar una
sal y agua.
HCl(ac)+NaOH(ac)→H2O(ac)+ NaCl(ac)
H+
(ac)+Cl-
(ac)+Na+1
(ac)+ OH-
(ac)→H2O(l)+ Na+
(ac)+Cl-
(ac)
4.5. Reacciones redox
La manipulación y transformación de los metales ha favorecido desde el fin de la prehistoria
hasta nuestros días el desarrollo tecnológico de la humanidad.
En la sociedad moderna las reacciones de oxidación y reducción son tan importantes como las de
neutralización. Estas reacciones producen la mayor parte de la energía que utilizamos para
cocinar, iluminar nuestros hogares y mover medios de transporte. Las pilas con las que funcionan
los aparatos electrónicos, la corrosión del hierro, la fotosíntesis, e incluso en nuestra alimentación
convertimos la comida en los componentes de nuestro cuerpo mediante reacciones de oxido-
reducción.
La oxidación la asociamos con la transformación de los metales al dejarlos a la intemperie en
contacto con el oxigeno de la atmósfera.
De acuerdo con la definición más antigua y conocida, un elemento que gana oxígeno al formar un
compuesto, “se ha oxidado”. Algunos ejemplos de estas reacciones son:
4Fe (s) + 3 O2(g) → 2Fe2O3 (s)
Hierro + Oxígeno →Óxido de hierro (III)
2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s)
Magnesio Oxígeno Óxido de magnesio
Por otro lado el compuesto se reduce, cuando pierde oxígeno. El caso más sencillo se puede
ilustrar con las reacciones anteriores pero en sentido contrario también llamadas descomposición,
ya que el compuesto se separa en los elementos que lo constituyen.
2FeO3(s) → 4Fe(s) + 3O2 (g)
Óxido de hierro (III) Hierro Oxígeno
2MgO(s) → 2Mg(s) + O2(g)
Óxido de magnesio Magnesio Oxígeno
Además la oxidación se la mayoría de los metales es un proceso espontáneo e inexorable, si no se
toman las medidas adecuadas.

7. Aplicando la ley de la conservación de la masa a las reacciones anteriores, podemos concluir que
si una sustancia gana oxigeno es porque otra sustancia lo pierde. Es decir, siempre que un
reactivo se oxida, otro se reduce.
Este tipo de reacciones son muy comunes en la industria siderúrgica para obtener el metal puro a
partir de minerales, que generalmente están combinados con oxígeno. Las siguientes ecuaciones
químicas muestran las reacciones de reducción del hierro, tungsteno y manganeso.
Fe2O3 + 3CO (g) → 2Fe(s) + 3CO2(g)
WO3(s) + 3H2 → W(s) + 3H2O3
3Mn3O4 + 8Al(s) → 9Mn(s) + 4Al2O3(l)
Conforme el conocimiento de la química y sus reacciones se enriquecía con nuevos hallazgos, el
modelo antiguo de oxido-reducción se volvía ineficiente para explicar, por ejemplo, la
fotosíntesis o la respiración como procesos de obtención de energía, o incluso reacciones en las
cuales no participa el oxígeno, como en el caso de las pilas y baterías.
Actualmente decimos que se ha producido una reacción de oxido-reducción o redox cuando una
sustancia pierde electrones y otra los gana en un proceso químico, en este tipo de reacciones y al
igual que todas, la ley de la conservación de la masa se cumple y si una sustancia pierde
electrones, es porque otra los gana.
Para comprender mejor las reacciones de oxido-reducción, se requiere conocer el término
“número de oxidación” o Nox, éste es un número entero positivo o negativo que se asigna a cada
elemento presente en un compuesto, y compara sus valores para saber cual se oxida y cuál se
reduce.
Reglas para asignar los números de oxidación
1. El número de oxidación de cualquier elemento sin combinar es 0, sin importar su estado de
agregación o si forma moléculas. Por ejemplo, el Nox de H2, O2, Ar o Cu es cero.
2. El número de oxidación de cualquier ión, es igual a su carga. Por ejemplo en la disociación
iónica del NaCl, el ión Cl1-, tiene un Nox=-1, y el ión Na1+.
3. El Nox del hidrógeno en cualquier compuesto es siempre +1, excepto cuando el H esta unido a
un metal (hidruros metálicos), en donde su Nox=-1.
4. El Nox del oxigeno es siempre -2, a excepción de los peróxidos (O2
-2), donde, Nox=-1.
5. El Nox del F=-1.
6. El Nox del Cl, Br y I es siempre negativo, menos cuando se combinan con oxigeno, donde es
positivo.
7. La suma de los números de oxidación de un compuesto deben de dar 0.
8. La suma de los números de oxidación en un ión poliatómico debe ser igual a la suma de las
cargas que lo componen. Por ejemplo en el ión sulfato SO4
-2, el átomo de azufre tiene un
Nox=+6, a este se le suma el producto de:
4 átomos de oxígeno X -2 (Nox de cada oxígeno)= -8

8. Entonces: +6-8=-2, que es la carga del ión sulfato
9. En las combinaciones de metales y no metales, en las que se forman compuestos a los que
llamamos sales, el metal tiene Nox positivo y por lo general corresponde al número de grupo o
familia donde se encuentra en la tabla periódica.
En síntesis:
Se oxida la sustancia o elemento que: Se reduce la sustancia o elemento que:
Gana oxígeno Pierde oxígeno
Pierde hidrógeno Gana hidrógeno
Pierde electrones Gana electrones
Su Nox aumenta Su Nox disminuye
Se le llama agente reductor por que provoca
que la otra sustancia se reduzca
Se le llama agente oxidante por que provoca
que la otra sustancia se oxide
Cuando ocurre una reacción de oxido-reducción, un elemento se reduce porque su Nox
disminuye, y cuando se oxida es porque aumenta. Ejemplos:
Cuando el cobre reacciona con el ácido nítrico produce una disolución azul, un gas rojizo y agua:
Cu(s) + HNO3(ac) → Cu(NO3)2 (ac) + NO(g) + H2O (l)
Cobre + Ácido nítrico→ Nitrato de cobre(II) + Oxido de nitrógeno + Agua
Los números de oxidación serían los siguientes:
0 +1 +5 -2 +2 +5-2 +2 -2 +1 -2
Cu(s) +HNO3(ac) → Cu(NO3)2 (ac) + NO(g) + H2O (l)
Identificar cuales elementos modificaron su Nox.
En este caso Cu y N.
Cu: de Cu0 a Cu2+
Cu0-2e- → Cu2+
Su Nox aumenta; por lo tanto se oxida,
como se hace más positivo, pierde
electrones, y como redujo al otro es el
agente reductor.
N: de N5+ a N2+
N5+ + 3e- → N2+
Su Nox disminuye; por lo tanto se reduce,
como disminuye su carga positiva, gana
electrones, y como oxidó al otro es el agente
oxidante.

9. 4.6 Celdas electroquímicas
La electroquímica es la rama de la Química que estudia la transformación entre la energía
eléctrica y la energía química. Un proceso electroquímico no es más que una serie de reacciones
redox.
Dispositivo experimental para generar electricidad mediante una reacción redox espontánea.
La diferencia de potencial entre el ánodo y el cátodo se mide en forma experimental con un
voltímetro el cual mide el voltaje de la celda, fuerza electromotriz o fem (E) o potencial de celda.
Los componentes de una celda electroquímica:
Una barra de Fe(s) sumergido en una disolución de FeSO4(ac) conectada por un puente salino
KCl(ac) a otro recipiente que contiene una barra de Cu(s) sumergida en una disolución de
CuSO4(ac).
Figura 1 Diagrama experimental de una celda electroquímica.
Para su estudio esta celda se representa mediante el diagrama de la celda de Daniell:
Zn(s) ▐Zn2+
[1M]║ Cu2+
[1M]▐ Cu(s) ▐: Límite de fase
║: Puente salino

10. 4.7. Potenciales estándar de electrodo
Cuando las concentraciones de los iones Cu2+ y Zn2+ son 1.0 M el voltaje o fem es 1.10 V a 25°C.
El potencial del electrodo (E) se aplica a las reacciones de semicelda que se leen de derecha a
izquierda. Cuando observamos
o
E el símbolo (°) sobre la “E” denota condiciones estándar, por lo
tanto
o
E es el potencial estándar de reducción o el voltaje en un electrodo asociado con una
reacción de reducción cuando todos los solutos son 1M y todos los gases están a 1 atm y 25°C.
Estos valores son una referencia para calcular la cantidad de voltaje que una pila de dos
elementos puede general, como se mostrará más adelante.
Cuanto más positivo sea E, mayor tendencia a reducirse.
Las reacciones de semicelda son reversibles, es decir, un ánodo puede convertirse en cátodo y en
un cátodo en ánodo.
Los coeficientes esteqiometricos de una reacción de semicelda no afecta el valor de
o
E porque los
potenciales de electrodo son propiedades intensivas de la materia (no dependen de la masa).
o
E 𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎
=
o
E 𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜
−
o
E á𝑛𝑜𝑑𝑜
EEH: electrodo de hidrógeno, o electrodo estándar de hidrógeno, se define por la reacción:
H2→2H+ +2e-
En condiciones estándar (para hidrogeno gaseoso (H2) a 1 atm y una concentración 1 molar [1M]
de HCl, el potencial para la reducción de H+ a 25°C se define como cero “0”). Así el potencial
estándar de reducción del H+ (
o
E ) es cero “0”. Recordar que
o
E corresponde al potencial estándar
de reducción o el voltaje en un electrodo asociado con una reacción de reducción cuando todos
los solutos son 1M y todos los gases están a 1 atm y 25°C.
El EEH, sirve para medir los potenciales de otros electrodos
Zn2+ (1M) +2e-→ Zn(s)
o
E = 0.76V
El diagrama de celda es:
Zn(s) ▐Zn2+
[1M]║ H+
[1M]▐ H2O [1atm] | pt(s) ▐: Límite de fase
║: Puente salino
Pt(s): potencial estándar

11. Cuando los reactivos están en estado estándar la
o
E o fem (fuerza electromotriz) es de 0.76 V a
25 °C. Estos valores están medidos de forma experimental.
Ánodo (oxidación): Zn(s) → Zn2+ [1M] +2e
Cátodo (reducción): 2H+ [1M]+2e- → H2[1 atm]
Reacción global: Zn(s)+2H+ [1M] → Zn2+ [1M]+ H2[1 atm]
Recordando:
o
E 𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎
=
o
E 𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜
−
o
E á𝑛𝑜𝑑𝑜
o
E 𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎
=
o
E H+
/H2
−
o
E Zn2+
/Zn
o
E 𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎
= 0 − 0.76V = −0.76V
Para el caso del cobre
Cu(s) ▐Cu2+ [1M]║ H+ [1M] ▐ H2O [1atm] | pt(s)
Ánodo (oxidación): Cu(s) → Cu2+ [1M] +2e
Cátodo (reducción): 2H+ [1M]+2e- → H2[1 atm]
Reacción global: Cu(s)+2H+ [1M] → Cu2+ [1M]+ H2[1 atm]
Recordando:
o
E 𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎
=
o
E 𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜
−
o
E á𝑛𝑜𝑑𝑜
o
E 𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎
=
o
E H+
/H2
−
o
E Cu2+
/Cu
o
E 𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎
= 0 − 0.34V = −0.34V

12. Los resultados anteriores, se utilizan como referencia en las tablas de potenciales estándar:
Tabla 1 Tabla de potenciales estándar de reducción.
En condiciones estándar, la reacción de celda se colocará en el siguiente orden: cualquier especie
que esta a la izquierda (reducción) en una reacción de semicelda es aquella que se ubique por
debajo del otro componente en la tabla. A este principio se le llama regla diagonal. Por ejemplo:
Cu2+ (1M) +2e-→ Cu(s)
o
E = 0.34𝑉
Zn2+ (1M) +2e-→ Zn(s)
o
E = −0.76𝑉
En este caso el Zn reducirá al Cu para formar Zn2+ y Cu(s)
La aplicación de los potenciales estándar está en que es posible calcular la energía generada por
una combinación determinada de metales, por ejemplo: ¿Cuál es la cantidad de energía generada
por una pila de cobre y cinc?

13. Ánodo (oxidación): Zn(s) → Zn2+ [1M] +2e
Cátodo (reducción): Cu2+ [1M]+2e- → Cu(s)
Reacción global: Zn(s)+Cu2+ [1M] → Zn2+ [1M]+ Cu(s)
Recordando:
o
E 𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎
=
o
E 𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜
−
o
E á𝑛𝑜𝑑𝑜
Entonces la fuerza electromotriz de la celda (fem o
o
E ) se calcula:
o
E 𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎
=
o
E Cu2+
/Cu
−
o
E Zn2+
/Zn
o
E 𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎
= 0.34V − (−0.76V) = 1.10V
Cuando la fem 𝑜
o
Ees positiva, la reacción es espontánea.
Ejercicio: ¿Cuál es la fem estándar de una celda electroquímica compuesta por un electrodo de
Cd en una disolución de Cd(NO3)3 [1M] y un electrodo de Cr en una disolución de Cr(NO3)3
[1M].
4.9 Análisis gravimétrico
Técnica analítica basada en la medición de masa. Se basa en la formación, separación y
determinación de la masa de un precipitado, principalmente entre reacciones de compuestos
iónicos.
Ejercicio: una muestra de 0.3220 g de un compuesto iónico que contiene el ion bromuro (Br-) se
disuelve en agua y se trata con un exceso de AgNO3. Sí la masa del precipitado de AgBr formado
es de 0.6964g, ¿Cuál es el % en masa en el compuesto original?
4.10. Valoraciones ácido-base
En una valoración, una disolución de concentración exactamente conocida, denominada
disolución patrón, se agrega gradualmente a otra disolución desconocida hasta que la reacción
química entre las dos disoluciones se complete.
Ejercicio: ¿Cuántos gramos de HF se necesitan para neutralizar 18.64 mL de una disolución de
NaOH 0.1004M?

14. 4.11 Valoraciones redox
Un agente oxidante se puede valorar con un agente reductor, utilizando un procedimiento
parecido a la neutralización. En este caso el punto de equivalencia se alcanza cuando el agente
reductor es completamente oxidado por el agente oxidante. Generalmente observamos los
cambios de color en estas reacciones, ya que algunos elementos cambian de color de acuerdo al
número de oxidación que presenta.
Cr2O7
2-
→ Cr3+
amarillo
O anaranjado
verde
MnO4
-
→ Mn2+
Amarillo o
anaranjado
rosa pálido
Ejercicio: ¿Cuántos mL de una disolución
HI 0.206 M se necesitan para reducir 22.5mL
de una disolución de KMnO4 0.374M?,
según la siguiente reacción:
10HI+2KMnO4+3H2SO4→5I2+2MnSO4+K2SO4+8H2O
4.11.1 Efecto de la concentración en la FEM de la celda
Existe una relación matemática entre la fem de una celda y la concentración de reactivos y
productos de una reacción redox.
La relación numérica considera primeramente el potencial bajo condiciones estándar, la
proporción de la concentración molar de los reactivos que participan en la reacción (Q) y los
moles de electrones que se transfieren en la reacción (h).
E =
o
E −
0.0592V
η
log
[Reductor]
[Oxidante]
Cuando utilizamos el mismo metal, pero con diferentes concentraciones, tenemos una celda de
concentración. El potencial de electrodo depende de la diferencia de concentración de los iones.
La reducción se llevará a cabo en el compartimiento más concentrado.
Ejercicio. ¿Cuál es el potencial de una celda formada por una semicelda de Fe/Fe3+ 4.75M y
Ag/Ag+ 4.5M.
El color del indicador es característico de su
forma reducida.

15. 4.11.2 .Baterías
Celda electroquímica o conjunto de celdas electroquímicas combinadas que pueden servir como
fuente de corriente eléctrica directa a un voltaje constante.
4.11.3 Corrosión
La corrosión es un caso especial de la oxidación, en el que al encontrarse en un ambiente húmedo
y conductor de la electricidad, la capa de óxido no se deposita sobre el material protegiéndolo del
avance de la oxidación, sino que este se
disuelve (corroe).
Protecciones contra la corrosión. Una de
ellas en la aplicación de recubrimientos, el
cual aísla el metal del medio, es decir lo
protege de la humedad y el oxígeno.
Otro procedimiento es la pasivación, la cual
significa que se coloca una delgada capa de
un metal altamente oxidable sobre el metal
a proteger, ésta capa forma una ligera capa
de óxido insoluble, lo cual protege al metal.