oxido-reduccion

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01-06-2011
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Oxido-Reducción
Profesora Fresia Orellana Alvarez
Reacciones de óxido-reducción (REDOX)
Son aquellas reacciones químicas en las cuales hay transferencia de electrones
entre las especies participantes.
La conducción metálica. En los metales la carga es transportada a través de un
flujo de electrones entre los átomos de metal.
La conducción electrolítica o iónica. En sal fundida o solución de electrolito
(generalmente acuosa) la carga es transportada por movimiento de los iones. El
flujo de electrones va acompañado de transporte de masa o materia (iones).
Existen dos formas de transportar carga o corriente eléctrica:
Esta transferencia de electrones implica flujo de electrones, por lo que existe un
transporte de cargas y se genera corriente eléctrica.
Número o Estado de Oxidación
Anión monoatómico representa a un átomo que ha ganado electrones. 
La transferencia de electrones de una especie a otra implica que en toda reacción
redox hay cambios en el estado de oxidación en algunas de las especies involucradas.
Es un número y un signo que reflejan la cantidad de electrones que ha entregado
o que ha recibido una especie.
Catíón monoatómico representa a un átomo que ha perdido electrones. 
Cl cuando el ión cloruro se mueve transporta una carga de 1 
N 
3 
Cuando el anión nitrógeno (III) se desplaza transporta una carga de 3
K
+
cuando el ión potasio se mueve transporta una carga de +1
Cr 
4 +
el movimiento del ión cromo (IV) lleva una carga de +4
La especie puede contener un átomo o un grupo de átomos.
Reglas para asignar estado de oxidación
1. Los elementos tienen estado de oxidación igual a 0 en su estado libre o puro.
Grupo 1 2
Elementos de Transición
13 14 15 16 17 18
E.O +1 +2 +3 4 3 2 1 0
ScBr3
TiS2
4. Los elementos representativos tienen en sus compuestos un número de oxidación
dependiendo del grupo al cual pertenecen:
3. El hidrógeno en la mayoría de sus compuestos tiene un número de oxidación igual a +1.
2. El oxígeno en la mayoría de sus compuestos tiene estado de oxidación igual a 2. 
(Br del grupo 17 y su E.O.= 1 , luego el E.O. de Sc es 3+)
(S del grupo 16 y su E.O. = 2 , luego el E.O. de Ti es 4+)
O2
0 H2
0 Ca0 Mg0 S8
0 P4
0
2 2 2
Na2O Cr2O3 N2O5
+1 +1
HF H2S 
+1 +3 +5
1 2
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5. Los compuestos químicos son neutros, luego la suma algebraica de los números 
de oxidación multiplicado por la cantidad de átomos es igual a cero.
1+ x 2
HClO4 (+1) 1 + (x) 1 + ( 2) 4 = 0
N2O4
x 2
N2O4 (x) 2 + ( 2) 4 = 0
HClO4
+2 x 2
CaCr2O7
(+2) 1+ (x) 2 + ( 2) 7 = 0
x 2 1+
Al ( O H ) 3
(x) 1 + ( 2) 3 +(+1) 3 = 0
CaCr2O7
Al(OH)3
Determinación del número de oxidación en iones compuestos
x 2
[ P O4 ]
3 (x) 1 + ( 2) 4 = 3
4 + 2
x = + 4 N2O4
x = + 6
x = + 7
x = + 3
x = + 5
Oxidación
1 1
AuCl4 AuCl2
El Au+4 (AuCl4) actúa como oxidante, su estado de oxidación
cambia desde 4+ hasta 2+ ; se reduce
En toda reacción redox hay una especie que aumenta su estado de oxidación y otra especie que
disminuye su estado de oxidación; ambos cambios ocurren en forma simultánea. Estos cambios se
denominan:
Oxidación cambio de la especie que pierde electrones y aumenta su estado de oxidación. A esta
especie se llama Agente Reductor.
Reducción cambio de la especie que gana electrones y disminuye su estado de oxidación. Esta especie
se llama Agente Oxidante.
Luego: - Mn es el reductor
- S2 es el oxidante
Mediante el análisis del número de oxidación se puede detectar el reductor y el oxidante.
Cada manganeso pierde 4 electrones
Mn(s) + S2(g) MnS2(s)
0 0 4+ 2 
Reducción
Cada azufre gana 2 electrones
El proceso o reacción redox se separa en dos semiprocesos llamados semireacciones.
Proceso o Reacción Redox
Semireacción de Oxidación (SRO) representa el cambio que experimenta el reductor, el cual pierde
electrones y aumenta su estado de oxidación.
Semireacción de Reducción (SRR) representa el cambio que experimenta el oxidante, el cual gana
electrones y disminuye su estado de oxidación.
Reacción neta o global: es la reacción química que representa el proceso redox global o total.
Las semireacciones ocurren en forma simultánea y en cantidades equivalentes
(estequiométricamente).
Cl1+ Cl+7 + 6 ē
Au4+ + 2 ē Au+2
La reacción global se obtiene sumando la semireacción de oxidación y la semireacción de
reducción.
El balance de las semireacciones se hace incorporando electrones.
Método Ión-Electrón para balancear reacciones redox
• Se debe identificar el reductor y el oxidante, para ello se analizan los cambios en los estados de
oxidación de los participantes.
• Se suman las semireacciones de oxidación y de reducción para obtener la reacción global o neta del
proceso redox; antes de sumar las semireacciones se debe igualar en ambas la cantidad de electrones.
• Se balancean las semireacciones de oxidación y de reducción en cantidad de átomos y,
posteriormente, en cantidad de cargas eléctricas
• Se escribe separadamente los cambios experimentados por el reductor (SRO) y por el oxidante
(SRR).
Balancear la siguiente ecuación:
Para balancear las cargas eléctricas se añaden electrones. Cada electrón tiene una carga relativa
igual a 1 .
H2O + NO3 + Br2 NO + BrO3 + OH
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1. Asignar los estados o números de oxidación de todos los participantes.
5. Obtener la reacción global o neta sumando las semireacciones, pero previamente hay que igualar
en ambas la cantidad de electrones. La reacción global no contiene electrones (ē).
4. Balancear las semireacciones en cantidad de átomos y, después, en las cargas eléctricas. Las cargas
eléctricas se balancean sumando electrones (ē)
3. Escribir la oxidación y la reducción en forma separada.
2. Identificar los cambios en los estados de oxidación para determinar el reductor y el oxidante.
SRO 3 Br2 6 Br
+5 + 30 ē
SRR 10 N 5 + + 30 ē 10 N 2+
El Br2 aumenta su E.O., se transforma en Br
+5. El Br2 pierde electrones, es el reductor
El N + 5 disminuye su E.O., se transforma en N 2+ . El N + 5 gana electrones, es el oxidante
Oxidación Br 2 Br
+5
Reducción N 5 + N 2 +
SRO Br2 2 Br
+5
SRR N 5 + N 2 +
Reacción global 3 Br2 + 10 N
5 + 6 Br5+ + 10 N 2+
H2O + NO3 + Br2 NO + BrO3 + OH
+ 1 2 + 5 2 0 +2 2 +5 2 2 + 1
+ 10 ē
+ 3 ē
/ • 3
/ • 10
Balancear la ecuación H+(ac) + HgO(s) + Sb(s) Hg(l) + SbO
+
(ac) + H2O(l)
H+(ac) + HgO(s) + Sb(s) Hg(l) + SbO
+
(ac) + H2O(l)
Sb es el reductor, aumenta su número de oxidación, se oxida
Hg+2 es el oxidante, disminuye su número de oxidación, se reduce
SRO Sb Sb3 +
SRO Sb Sb 3 + + 3 ē
Escribir semireacciones
Identificar reductor y oxidante
Balancear semireacciones en
cantidad de átomos y en cargas
eléctricas
SRO 2 Sb 2 Sb 3 + + 6 ē 
SRR 3 Hg +2 + 6 ē 3 Hg
Igualar cantidad de electrones en
las semireacciones para obtener la
ecuación global o neta.
2 Sb + 3 Hg +2 2 Sb 3 + + 3 HgSumar semireacciones balanceadas
+1 +2 2 0 0 + 3 2 +1 2 
SRR Hg+2 Hg 
SRR Hg +2 + 2 ē Hg
/ • 2
/ • 3
Asignar número de oxidación
Pila o Celda
Electrodo: Dispositivo que está formado por lámina de
metal sumergida en un electrolito, habitualmente el
electrolito contiene iones del metal presente en la lámina.
Dispositivo en el cual se realizan los procesos de óxido-reducción.
Electrodo de aluminio Al3+ / Al
Simbología de los electrodos:
Electrodo de bromo Br2 / 2Br (Pt)
Electrodo de hidrógeno 2H + / H2 (Pt)
Para electrodos de no metales se utilizan láminas de
un metal inerte (Pt, Au, etc).
Las pilas o celdas están formadas por dos electrodos, en uno de ellos ocurre la
oxidación y en el otro electrodo ocurre la reducción.
Anodo: Electrodo donde ocurre la
oxidación.Cátodo: Electrodo donde ocurre
la reducción.
Electrodos de una pila o celda
La especie reductor deja sus electrones en
la lámina de metal y va a la solución con
un estado de oxidación superior.
La especie oxidante capta electrones en
la lámina de metal y deja la solución
con un estado de oxidación inferior (se
deposita sobre la lámina de metal del
electrodo).
La lámina de metal del ánodo disminuye
su masa.
La lámina de metal del cátodo aumenta
su masa.
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Celda Galvánica (Voltaica, Pila o Batería): Permiten obtener corriente eléctrica a partir de
un proceso redox espontáneo.
Procesos en los que ocurren Reacciones Redox
La espontaneidad de un proceso redox se relaciona con el valor del voltaje asociado a la
pila o celda.
Proceso redox espontáneo cuando > 0
Proceso redox no-espontáneo cuando < 0
Celda electrolítica: A partir de una corriente eléctrica externa se induce un proceso redox
no-espontáneo.
Este voltaje corresponde a la fuerza electromotriz (fem) que impulsa el proceso redox y se
simboliza como , también llamado voltaje o fem, se mide en Volt.
La fem, o voltaje se mide con voltímetro y es posible predecir, bajo
condiciones estándar, su valor usando la expresión:
Los potenciales estándar de los electrodos ( )
que se encuentran en la bibliografía se midieron
usando como electrodo patrón o de referencia el
electrodo de hidrógeno H2/H
+(Pt) .
Fuerza Electromotriz de un Proceso Redox
Condiciones estándar T = 25 C ; P = 1 atm ; Electrolito = 1 Molar
oxidación potencial estándar del electrodo asociado a la oxidación
= oxidación+ reducción
reducción potencial estándar del electrodo asociado a la reducción
El potencial estándar del electrodo de hidrógeno
( ) es 0 Volt.
El valor del potencial estándar de un electrodo, simbolizado por °, informa acerca de
la tendencia de una especie a oxidarse o reducirse.
reducción (Volt)
Li+ + ē Li 3,04
Na+ + ē Na 2,71
Mg +2 + 2 ē Mg 2,38
Al +3 + 3 ē Al 1,66
Ni +2 + 2 ē Ni 0,23
Sn +2 + 2 ē Sn 0,14
2 H + + 2 ē H2 0,00
Tabla de Potencial Estándar de Reducción
Cu +2 + ē Cu + 0,34
Ag + + ē Ag + 0,80
Br2 + 2 ē 2 Br 
1 + 1,07
Cl2 + 2 ē 2 Cl 
1 + 1,36
F2 + 2 ē 2 F 
1 + 2,87
Al invertir la semireacción el potencial estándar es el mismo, pero con signo contrario,
es decir:
oxidación = reducción
Por ejemplo, para el electrodo de plomo:
Pb2+ + 2 ē → Pb Pb 2+ / Pb = reducción electrodo de plomo = 0,13 Volt
Mientras mayor reducción más fácilmente se reduce.
Ni 2+ / Ni = reducción electrodo níquel = 0,23 (Volt)
Ag 1+ / Ag = reducción electrodo plata = + 0,80 (Volt)
El electrodo de plata tiene mayor potencial de
reducción.
Pb → Pb2+ + 2 ē
El potencial de reducción es menor para el electrodo de cinc.
Por ejemplo, ¿el electrodo de niquel o el electrodo de plata se reduce más fácilmente?
Luego, el electrodo de plata se reduce más
espontáneamente o más fácilmente.
Zn 2+/ Zn = 0,76 (Volt)
Br2/ 2 Br = + 1,07 (Volt)
Por ejemplo, ¿el electrodo de cinc o el electrodo de bromo se oxida más fácilmente?
Luego el electrodo de cinc se oxida más espontáneamente o más fácilmente
que el electrodo de bromo.
Mientras menor reducción más fácilmente se oxida.
Pb / Pb 2+ = oxidación electrodo de plomo = + 0,13 Volt
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Al multiplicar una semireacción por un número el valor del potencial sigue siendo el 
mismo.
Por ejemplo, para el electrodo de hierro (III) / hierro (II):
Fe3+ + ē → Fe2+ reducción= 0,771 Volt
3 Fe3+ + 3 ē → 3 Fe2+
Ejemplo. Para el electrodo de cobre (I) [Cu+] su potencial de reducción es 0,552 Volt. 
b) Escriba la semireacción de oxidación e informe su potencial estándar.
c) Comparado con el potencial estándar de oxidación del Fe2+/Fe3+ ¿Cuál de los electrodos será mejor reductor?
Cu Cu+ + ē oxidación = 0,552Volt
Cu/Cu2+ = 0,552Volt
Fe2+ / Fe3+ = 0,771 Volt
Mejor reductor (mayor potencial estándar de oxidación) el electrodo
de cobre
a) Escriba la semireacción de reducción e informe su potencial estándar
Cu+ + ē Cu reducción = 0,552 Volt
reducción= 0,771 Volt
Celdas galvánicas (Voltaicas o Electroquímicas)
Utilizan una reacción química espontánea para conducir una corriente eléctrica a
través de un circuito externo.
Conductor externo: permite el flujo de electrones
desde el ánodo hasta el cátodo.
Puente salino: contiene en su interior un electrolito
los cuales migran hacia los electrodos; hacia el
ánodo viajan aniones y hacia el cátodo viajan
cationes
Estas celdas son la base de las pilas o baterías que abastecen de energía eléctrica a la 
sociedad.
Anodo Cátodo
SRO SRR
Reductor Oxidante
Polaridad + Polaridad 
Pila formada por electrodo de cobre y de 
plata 
El ánodo es el electrodo de cobre donde ocurre la oxidación:
SRO Cu Cu2+ + 2 ē oxidación = 0.34 Volt
Cu/Cu2+ // Ag+/Ag = 0.46 Volt 
El cátodo es el electrodo de plata donde ocurre la reducción:
SRR 2 Ag+ + 2 ē 2 Ag reducción = 0.80 Volt
La reacción global o neta de la pila es:
Cu + 2 Ag+ 2 Agº + Cu2+ = 0.34 + 0.80 = 0.46 Volt
Símbolo de una pila
Voltaje de la pila en 
condiciones estándar
Puente Salino
Anodo Cátodo
Ejemplo. Se quiere formar una pila con los electrodos de sodio ( Na+/Na = 2,713 V) y de
aluminio ( Al3+/Al = 1,676 V). a) ¿Cuál de los electrodos ubicaría en el ánodo y cuál en el
cátodo?, b) Escriba las semireacciones de oxidación y de reducción; c) Escriba la reacción
global de la pila; d) Calcule el voltaje que le proporcionará la pila; e) Escriba la notación
simplificada de la pila.
3 Na(s) + Al
3+
(ac) → 3 Na
+
(ac) + Al(s)
Na / Na+ // Al3+ / Al = 1,037 Volt
a) El potencial estándar de reducción es mayor para el electrodo de aluminio ( Al3+/Al = 1,676 V),
luego:
b) Anodo – SRO Na(s) Na
+
(ac) + ē ºoxidación = 2,713 V 
Cátodo – SRR Al+3(ac) + 3 ē Al(s) ºreducción = 1,676 V
c)
/·33 3 3
d) = ºoxidación + ºreducción = 2,713 1,676
e)
- En el cátodo (reducción) se ubica el electrodo de aluminio
- En el ánodo (oxidación) se ubica al electrodo de sodio
= 1,037 Volt
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Ejemplo. Para la pila: Ba / Ba2+ // Sn+4 / Sn+2 su voltaje estándar ( º ) es 3,05 Volt.
a) Indique cuál electrodo es el ánodo y cuál electrodo es el cátodo; b) Escriba las
semireacciones anódica y catódica; c) Escriba la reacción global de la pila; d) Si el
potencial estándar de reducción del electrodo de estaño ( ºSn 4+/Sn 2+) es 0.15 V, calcule
el potencial estándar de oxidación del electrodo de bario.
a) El ánodo es el electrodo de bario y el cátodo es el electrodo de estaño
b) Anodo – SRO Ba Ba 2+ + 2 ē
Cátodo – SRR Sn +4 + 2 ē Sn +2
d) º = ºoxidación + ºreducción
c)
3,05 V = ºoxidación + 0,15 
Ba Ba 2+ + 2 ē ºoxidación = X
Sn +4 + 2 ē Sn +2 ºreducción = 0,15 V
ºoxidación = ºBa / Ba 2+ = 2,90 V
Ba + Sn 4+ Ba 2+ + Sn 2+
Proceso en el cual se aplica una corriente eléctrica externa para realizar una
reacción de oxido-reducción en una dirección en la cual ella no ocurre
espontáneamente.
Celdas Electrolíticas (Electrólisis)
El electrodo donde ocurre la reducción se llama cátodo. El cátodo tiene polaridad negativa ( ), hacia
allí son enviados los electrones desde la fuente eléctrica externa
La celda electrolítica contiene:
En una celda electrolítica la fem ( , voltaje) es menor que 0
•Dos electrodos
•Solución electrolito, puede ser una sal
fundida o una solución acuosa del electrolito
•Fuente eléctrica externa, puede ser pila, batería o
la red eléctrica (transformando previamente la
corriente alterna en corriente continua).
El electrodo donde ocurre la oxidación se llama ánodo, pero ahora su polaridad es positiva (+) para
indicar que desdeahí son retirados los electrones.
Electrólisis de una sal fundida de NaCl
= oxidación + reducción = (Cl /Cl2) + (Na
+
/Na) = 1.36 + ( 2.71) = 4.07 Volt
Reacción global 2 Cl + 2 Na+ Cl2 + 2 Na
Símbolo de la celda Cl / Cl2 Na
+ / Na
No se requiere puente salino
El voltaje externo necesario para efectuar la electrólisis de NaCl fundido debe ser
superior a 4.07 Volt
Anodo (+) SRO 
2 Cl Cl2 + 2 ē
Cátodo ( ) SRR
Na + + ē Na
Habitualmente, en la electrólisis de una sal fundida el catión de la sal se reduce (cátodo, negativo) y el 
anión de la sal se oxida (ánodo, positivo).
En la electrólisis de solución acuosa de una sal puede ocurrir:
Electrólisis de Soluciones Acuosas
Cuando se efectúa la electrólisis de soluciones acuosas de un electrolito, debe
considerarse que también puede ocurrir oxidación o reducción del agua.
- En el ánodo el H2O(l) puede oxidarse para producir O2 y H
+ según la siguiente
semireacción,
2 H2O O2 + 4 H 
+
+ 4 ē oxidación = 1.23 Volt
- En el cátodo el H2O(l) puede reducirse para producir H2 y OH según la siguiente
semireacción,
2 H2O + 2 ē 2 OH + H2 reducción = 0.83 Volt
- La electrólisis de la sal presente en la solución. El catión de la sal, generalmente, se
reduce (se dirige al cátodo) y el anión de la sal, generalmente, se oxida (se dirige al
ánodo).
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Electrólisis de solución acuosa de NaCl
En el ánodo:
2 H2O(l) 4 H
+
(ac) + O2(g) + 4 ē oxidación = 1.23 Volt 
2 Cl (ac) Cl2(g) + 2 ē oxidación = 1.36 Volt
En el cátodo:
H2O+ 2 ē H2 + 2 OH reducción = 0.83 Volt
Na++ ē Na reducción = 2.71 Volt
electrólisis solución acuosa de NaCl= 2.59 + ( 3.54)= 6.13 Volt
Producto catódico: H2, OH y Na Producto anódico: O2, H
+ y Cl2
El voltaje necesario para producir todo lo anterior debe ser superior a 6.13 Volt
oxidación = 2.59 V
reducción= 3.54 Volt
1. Anodo (S.R.O.) 2 Cl (ac) Cl2(g) + 2 ē oxidación = 1.36 Volt
Cátodo (S.R.R.) Na+(ac)+ ē Na(s) reducción = 2.71 Volt
= 4.07 V
Con el voltaje que se aplica a una celda electrolítica pueden ocurrir distintas reacciones
de un mismo proceso.
2. Anodo (S.R.O.) 2 Cl (ac) Cl2(g) + 2 ē oxidación = 1.36 Volt
Cátodo (S.R.R.) H2O(l)+ 2 ē H2(g) + 2 OH (ac) reducción = 0.83 Volt
= 2.19 V
3. Anodo (S.R.O.) 2 H2O(l) 4 H
+
(ac) + O2(g) + 4 ē oxidación = 1.23 Volt
Cátodo (S.R.R.) Na
+
(ac)+ ē Na(s) reducción = 2.71 Volt
= 3.94 V
4. Anodo (S.R.O.) 2 H2O(l) 4 H
+
(ac) + O2(g) + 4 ē oxidación = 1.23 Volt
Cátodo (S.R.R.) H2O(l)+ 2 ē H2(g) + 2 OH (ac) reducción = 0.83 Volt
= 2.06 V
Como por ejemplo, para la electrólisis de solución acuosa de NaCl, (con 6,13 Volt) podrían
presentarse cualquiera de las situaciones siguientes:
Cuando se efectúa electrólisis es necesario que el voltaje a suministrar por la fuente
externa sea mayor al necesario para efectuar la electrólisis (sobrevoltaje).
De acuerdo a las diversas posibilidades que podrían ocurrir, es difícil predecir los
productos que realmente se están obteniendo en el ánodo y en el cátodo de una celda
electrolítica.
Recuerde que para comparar dos Semireacciones, se considera más favorecida aquella
en que el potencial estándar sea más positivo.
Por ejemplo, ¿cuál de las siguientes semireacciones está más favorecida que ocurra en el cátodo de
una celda electrolítica?
Es por ello que a nivel industrial, se requiere efectuar continuamente análisis de los
productos para verificar lo que realmente ocurre en cada electrodo.
H2O+ 2 ē H2 + 2 OH reducción = 0.83 Volt
Na++ ē Na reducción = 2.71 Volt
El más alto potencial estándar de reducción es para el agua, luego es más factible la reducción del agua
que la reducción del ión sodio.
El voltaje adicional se requiere para que el proceso proceda en un tiempo razonable y a la
posible pérdida de voltaje durante el procedimiento (reacciones laterales).
Cr 3+ + 3 ē Cr
Aspectos Cuantitativos de la Electrólisis
Las semireacciones de oxidación y de reducción proporcionan información acerca de los
requisitos estequiométricos para la formación de los productos.
En el ánodo de la celda electrolítica que contiene iones Ag
+
, se obtendría
1 mol de plata metálica (PAAg=107,87) cuando circula 1 mol de
electrones.
La relación entre la semireacción y el número de moles de electrones que circulan por la
celda electrolítica, permite predecir los moles de productos que se generan en el electrodo.
Ag 
+
+ ē Ag
Cu2+ + 2 ē Cu
En el ánodo de la celda electrolítica que contiene iones Cu
+2
, se obtendría
1 mol de cobre metálico (PACu=63,55) cuando circulan 2 moles de
electrones.
En el ánodo de la celda electrolítica que contiene iones Cr
+3
, se obtendría
1 mol de cromo metálico (PACr=51,996) cuando circulan 3 moles de
electrones.
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1. La carga transportada por un mol de electrones equivale a 96485 Coulomb.
Leyes de Faraday
2. La cantidad de electrones (moles) consumidos en una reacción redox, se puede obtener
midiendo la intensidad de corriente, I (Ampere), que fluye desde la fuente eléctrica
externa, y el tiempo (segundos) en que se aplica.
La cantidad depositada en cada electrodo es proporcional a la carga (q) que circula por la
celda electrolítica.
1 mol de ē (6.02·1023 ē) 96485 Coulomb (C) 1 Faradio ( 1 F)
q = I t
q = carga (Coulomb)
I = Intensidad de corriente (Ampere)
t = tiempo (seg)
Si por el ánodo circula una carga igual a q (Coulomb) por el cátodo de la misma celda
también circulan q (Coulomb).
Ejemplo. Por una celda electrolítica que contiene AuF3 fundido circula una corriente de 0,15
Ampere durante 120 min. a) Escriba las semireacciones de cada electrodo; b) Si los potenciales
estándar son Au3+/Au = 1,50 Volt y F2/ 2 F
– = 2,87 Volt; calcule el voltaje que debe
suministrar para efectuar la electrólisis; c) Calcule la cantidad de faradios que circularon; d)
Calcule los moles de flúor (F2) obtenidos; e) Calcule la masa de oro metálico (PAAu= 196,97)
obtenida.
Cátodo – SRR Au3+(l) + 3 ē → Au(s)a)
Anodo – SRO 2 F –(l) → F2(g) + 2 ē
b) = oxidación + reducción
c) q = I t
= (F /F2) + (Au
+3/Au) = 2,87 + 1,50 = 1,37 Volt
El voltaje que se debe suministrar a la celda electrolítica que contiene AuF3 fundido es superior a 1,37 V.
q = 0,15 7200 = 1080 Coulomb
I = 0,15 Ampere t = 120 60 = 7200 seg
1 F 96485 Columb
x F 1080 Coulomb
x = 0,0112 F
d) 2 F –(l) → F2(g) + 2 ē 2 moles de ē equivalen a 2 96485 Coulomb (2 F)
2 96485 Coulomb 1 mol F2
1080 Coulomb x mol F2
n F2 = 5,59·10
3
moles
e) Au3+(l) + 3 ē → Au(s) 3 moles de ē equivalen a 3 96485 Coulomb (3 F)
3 96485 Coulomb 1 mol Au
1080 Coulomb x mol Au
n Au = 3,73·10
3
moles
w Au = n · PA = 3,73·10
3
· 196,97
w Au = 0,735 g
Ejemplo. En una celda electrolítica se quiere obtener 100 g de manganeso metálico (PAMn =
54,94 g) haciendo circular una corriente de 0,4 Ampere. La celda contiene cloruro
manganeso (II). a) Calcule la carga, en Coulomb, que circuló; b) Calcule el tiempo que
demoró el depósito de manganeso; c) Calcule los moles de electrones que circularon.
c) 2 moles ē 2 · 96485 Coulomb
X mol 351238 Coulomb
b) t = q / I = 351238 / 0,4
a) 54,94 g de Mn 2·96485 Coulomb
100 g Mn x Coulomb
Mn2+ + 2 ē Mn 2 moles de ē equivalen a 2 96485 Coulomb (2 F)
q = 351238 Coulomb
t = 878094 seg = 14635 min = 244 h
Mol de ē = 3,64 mol
Deterioro de un material debido a la interacción química del
material con el medio que lo rodea.
Corrosión
La degradación puede ocurrir en materiales metálicos, plásticos, madera,
concreto, etc. La corrosión más estudiada es la asociada con el deterioro
de metales.
La obtención de un metal a partir de un mineral
requiere de grandes gastos en energía.
Obtención de aluminio metálico
La corrosión no sólo provoca pérdida de masa de un metal; sino que también afecta la
seguridad, la confiabilidad y la eficiencia de operación de equipos o deestructuras que
contienen al metal.
El elemento al estado metálico, es poco estable y tiende a perder su gran energía,
volviendo a compuestos que sean similares a los de su estado original (mineral). Esto es la
corrosión de un metal.
01-06-2011
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Todas las reacciones químicas de corrosión son electroquímicas, se produce una celda galvánica.
a) Incluye iones y un medio para que se muevan (generalmente
agua)
Etapas de la corrosión:
Sector anódico
Fe Fe
2+
+ 2 ē
Fe Fe
3+
+ 2 ē
Sector catódico
2 H2O + O2 + 4 ē 4 OH 
Para la reacción catódica se requiere que los electrones encuentren componente reducible en el
electrolito (O2).
b) Se requiere oxígeno
c) El metal debe estar dispuesto a dar electrones para iniciar el
proceso
d) Se forma un nuevo material, que puede volver a reaccionar o
puede proteger el metal original
e) Se requiere de una fuerza conductora para que ocurran las
distintas etapas.
Sitios anódicos en la superficie del metal se desplazan a una solución como iones (cationes);
constituyendo la reacción anódica.
Los electrones liberados pasan a un sitio del metal donde es posible que ocurra la reacción catódica.
La superficie de metal permite que en forma simultánea ocurra la semireacción catódica y la
semireacción anódica, formando una celda electroquímica
a) Acondicionamiento del metal:
Formas de Corrosión
Uniforme, sobre gran parte de la superficie del metal
Prevención de la Corrosión
Localizada, corrosión en ciertas “fallas” de la superficie. Las “fallas” pueden ser por el contacto
con otro material, el cual puede tener mayor tendencia a dar electrones.
- Colocar cubierta de metal que se oxide más fácil o con metal más noble (cinc , estaño, plata, etc.)
- Cubrir con capa protectora del mismo metal (óxido de aluminio
sobre aluminio anodizado);
- Cubrir con capa de sustancia orgánica (resina, plástico, esmalte, aceite, etc.);
- Formar aleación resistente a la corrosión con otro metal (acero inoxidable que contiene cromo y
níquel).
c) Acondicionar el medioambiente corrosivo. Remover oxígeno desde el agua; agregar
aditivos químicos que reduzcan la velocidad de deterioro del metal (Inhibidores
anódicos, Inhibidores catódicos).
b) El control electroquímico. La protección catódica requiere aplicación de corriente
eléctrica y de medio conductor adecuado (agua, tierra).