EQUILIBRIO REDOX

Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 137

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1 4 Equilibrio Rédox
14.1 Generalidades
14.2 Procesos rédox no espontáneos
14.3 Procesos rédox espontáneos
14.4 Potencial y energía libre, ecuación de Nernst
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14.1 Generalidades
Oxidación y reducción. En una reacción de oxidación-reducción o rédox existe la transferencia de uno
o más electrones de una especia a otra. Ejemplo: NaCl Na + 1/2Cl2. Un proceso rédox ó reacción de
célula puede ser dividido, para su estudio, en dos semisistemas o reacciones de electrodo:
Reducción Na+ + 1e– Na el Na+ se reduce, es el oxidante.
Oxidación Cl– 1/ Cl + 1e–
2 2 el Cl– se oxida, es el reductor.
La reacción inversa de una reducción es una oxidación:
Oxidación Na Na+ + 1e– el Na se oxida, es el reductor.
La oxidación y la reducción ocurren a la vez: no puede haber oxidación sin reducción y viceversa.
Estado de oxidación. El estado de oxidación de un átomo es la carga que tendría si se asignaran los
electrones de cada enlace al átomo más electronegativo (repasar las reglas para asignar los números de
oxidación en los apuntes de nomenclatura inorgánica). Una especie se oxida cuando alguno de sus átomos
constituyentes aumenta su estado de oxidación y se reduce cuando disminuye su estado de oxidación.
Ajuste de reacciones rédox. Una reacción rédox puede ajustarse siguiendo los siguientes pasos:
1. Localiza las especies que cambian de estado de oxidación y escribe las dos semirreacciones.
2. Ajusta cada semirreacción por separado procediendo por el orden siguiente:
a) ajusta el número de átomos cuyo estado de oxidación cambia.
b) ajusta el oxígeno añadiendo moléculas de H2O a uno de los lados de la ecuación.
c) ajusta el hidrógeno añadiendo iones hidrógeno (H+ ).
d) ajusta la carga añadiendo electrones (el número de electrones debe corresponderse con el cambio en
el estado de oxidación).
3. Multiplica las dos ecuaciones de forma que el número de electrones ganados por una sea igual a lo
perdidos por la otra. Suma las dos ecuaciones.
4. Si la reacción se realiza en medio básico, añade iones hidróxido (OH–) a ambos lados hasta “neutralizar”
los iones hidrógeno (H+ ) convirtiéndolos en H2O.
5. Añade las especies espectadoras y ajústalas.
6. Comprueba el ajuste de la reacción final (número de átomos de cada especie y carga neta). Comprueba
que los coeficientes son lo más simples posible.
Valoraciones rédox. Son valoraciones que se basan en procesos rédox. En el punto de equivalencia se
cumple que V(valorante)×cN(valorante) = V(valorado)×cN(valorado). El número de equivalentes es igual al
número de moles multiplicado por la valencia, la cual se define como el número de electrones que
intercambia la especie considerada. El punto de equivalencia se detecta mediante un indicador rédox.
14.2 Procesos rŽdox no espont‡neos
Célula electrolítica. Cuando un proceso rédox no es espontáneo, puede ser forzado mediante la
aplicación de un trabajo externo de tipo eléctrico. Al proceso así realizado, se le llama electrólisis. El
recipiente en el que se realiza el proceso recibe el nombre de célula electrolítica. Una célula electrolítica está

138 Química General. Grupo B. Curso 1993/94

compuesta por dos electrodos de un material conductor sólido, generalmente un metal o grafito; uno se
llama cátodo y en él tiene lugar la reducción, el otro se llama ánodo y en él tiene lugar la oxidación. El
cátodo se conecta al polo – de una fuente de corriente continua y el ánodo al ⊕. Los dos electrodos se
sumergen en el electrólito que es un conductor iónico, generalmente una disolución acuosa de iones o una
sal fundida.
e– e–
Electrodo
+ – H2 (g)
O2 (g)

H 2O H 2O
+
Na
H+ OH –
SO2 –
4 Figura 14.1. Electrolisis
H 2 SO4 NaOH del agua. La adición de
sulfato de sodio mejora la
Ánodo Cátodo
conductividad facilitando la
Oxidación Reducción
+ electrolisis.
2H 2O O2 (g) + 4H + 4e– 2H 2 O + 2e– H 2(g) + 2OH–

Productos de la electrólisis. Al electrolizar una disolución acuosa de una sal AB en agua podemos
tener los siguientes procesos de electrodo:
Reducción: A+ + 1e– A o 2H2O(l) + 2e– H2(g) + 2OH–
Oxidación: B– B + 1e– o 2H2O(l) O2(g) + 4H+ + 4e–
Aspectos cuantitativos de la electrólisis. Las leyes de la electrólisis fueron desarrolladas por
Faraday en el siglo XIX antes de que se conociera la naturaleza eléctrica de la materia y ayudaron a
descubrirla:
1. El paso de la misma cantidad de electricidad a través de una célula produce siempre la misma cantidad de
transformación química para una reacción dada. La masa de un elemento depositada o liberada en un
electrodo es proporcional a la cantidad de electricidad que pase por él.
2. Se han de emplear 96485 culombios de electricidad para depositar o liberar 1 mol de una sustancia que
fije o ceda un electrón durante la reacción de la célula. Si en la misma reacción intervienen n electrones,
entonces se requieren 96485n culombios de electricidad para liberar un mol de producto.
El fundamento de estas leyes es fácilmente entendible a la luz del conocimiento actual de la naturaleza de la
materia. La relación entre la cantidad de corriente y el número de moles de electrones es Q = n(e–)F, donde
n(e–) es el número de moles de electrones y F es la constante de Faraday (96485 C mol –1).
14.3 Procesos rŽdox espont‡neos
Célula galvánica o pila. Un proceso espontáneo puede ser aprovechado para generar trabajo eléctrico.
En este caso, el recipiente se llama célula galvánica o pila. Una célula galvánica se diferencia de una célula
electrolítica en que los procesos de reducción y de oxidación deben separarse para evitar la reacción
directa.Las disoluciones se unen mediante un puente salino (o un tabique poroso) que contiene una
disolución una disolución conductora como KNO3(aq) o Na2SO4(aq) y que permite cerrar el circuito
eléctrico.Al igual que en la célula electrolítica, los electrones salen del ánodo, donde se produce la
oxidación, y que en una pila es el polo – (el ⊕ en una célula electrolítica), y llegan al cátodo, donde se
produce la reducción y es el polo ⊕.
Diagrama de célula. Existe un convenio de notación para las células llamado diagrama de célula. El
diagrama para una pila Daniell es Zn(s) | Zn2+(aq) | | Cu2+(aq) | Cu(s). A la izquierda se escribe el ánodo y a
la derecha el cátodo, de forma que los electrones circulan de izquierda a derecha. La barra vertical simple (|)
indica la existencia de una interfase, mientras que la barra vertical doble (| |) indica un puente salino.


Voltímetro
e– e–
V

Ánodo Puente salino [KCl(aq)] Cátodo
de zinc + de Cobre
Cl – K

Figura 14.2.
Cu2+
Zn2+ Algo– Pila galvánica con
ZnSO 4(aq) SO2 –
4 dones SO2 –
4 CuSO4(aq) puente salino

Pilas comerciales. Las pilas comerciales primarias producen electricidad a partir de los reactivos
introducidos en la célula cuando se fabrica. Los tipos más comunes de pilas primarias son la pila seca o
Leclanché, la pila alcalina, y la pila de mercurio. Las pilas secundarias deben cargarse antes de su uso y,
normalmente, son recargables. Los tipos más comunes de pilas secundarias son las de ácido-plomo (usadas
en las baterías de los automóviles) y las de níquel-cadmio.
Cera
(aislante) Cátodo

Electrolito
(NH4Cl, ZnCl2
y relleno inerte)

Diagrama poroso
Envase de cinc Cierre de
Cubierta de neopreno y aislante
papel (aislante) Cápsula
Barra central de acero Ánodo
Ánodo (base del de carbono Cátodo
recipiente rodeada de Electrolito
contenedor que MnO2(s) Diagrama poroso de
queda descubierta) separación
Figura 14.3. Pila seca Figura 14.4. Pila de mercurio Figura 14.5. Acumulador de plomo

14.4 Potencial y energ’a libre, ecuaci—n de Nernst
Potenciales de electrodo y de célula. Una célula genera un potencial o fuerza electromotriz (E) entre
sus dos polos, que podemos determinar experimentalmente. El potencial normal (E°) es el potencial medido
en condiciones normales. El potencial de una pila tiene signo positivo (y negativo el de una célula
electrolítica). Una pila se “agota” cuando la reacción química que la mantiene llega al equilibrio. En ese
momento, el potencial es nulo.
El potencial de una célula es la suma de los potenciales de cada electrodo: E° = E°(ánodo) + E°(cátodo).
Como no es posible determinar los valores absolutos de los potenciales normales de electrodo, se usan los
potenciales relativos al electrodo normal de hidrógeno: Pt | H2(g, 1 atm) | H+ (aq, 1 M). Los potenciales para
un semisistema pueden darse en el sentido de reducción o en el de oxidación, siendo sus valores idénticos
pero de signo contrario:
Reducción: Zn2+(aq) + 2e– Zn(s) E° = –0,76 V (Potencial normal de reducción)
Oxidación: Zn(s) Zn2+(aq) + 2e– E° = +0,76 V (Potencial normal de oxidación)
Por convención, todos los potenciales normales se listan como potenciales de reducción. La lista siguiente
recoge algunos potenciales normales de reducción, ordenados de mayor a menor potencial de reducción.


Una lista en la que los potenciales se ordenan de esta forma se llama serie electroquímica (tabla 14.1). Los
potenciales más negativos corresponden a sustancias más reductoras. Cuando mezclamos dos parejas, la
más baja en la lista forma el ánodo y la más alta el cátodo. La especie oxidada de la pareja más alta oxida a
la especie reducida de la más baja.
_____________________________________________________________________________________________________
Tabla 14.1. Potenciales normales de electrodo a 25°C (Semirreacción de reducción)
Agente oxidante Agente reductor
/especie oxidada) (especie reducida) E°, V
F2 + 2e– 2F– +2,87 Más Oxidantes (SE REDUCEN)
S 2 O8 2– + 2e – 2SO4 2– +2,05
Au+ + e– Au +1,69
Pb 4+ + 2e – Pb 2+ +1,67
MnO4 – + 8H+ + 5e– Mn2+ + 4H2 O +1,51
Cl2 + 2e – 2Cl – +1,36
Cr2 O7 2 – + 14H+ + 6e– 2Cr3+ + 7H2 O +1,33
O2 + 4H + + 4e – 2H2 O +1,23 (+0,81 a pH = 7)
Br2 + 2e– 2Br– +1,09
Ag + +e – Ag +0,80
Fe 3+ +e – Fe 2+ +0,77
I2 + 2e– 2I– +0,54
O2 + 2H2 O + 4e – 4OH – +0,40 (+0,81 a pH = 7)
Cu2+ + 2e– Cu +0,34
AgCl +e – Ag + Cl – +0,22
2H+ + 2e– H2 0 (por definición) (–0,42 a pH = 7)
Fe 3+ + 3e – Fe –0,04
O2 + H2 O + 2e– HO2 – + OH– –0,08
Pb 2+ + 2e – Pb –0,13
Sn2+ + 2e– Sn –0,14
Ni 2+ + 2e – Ni –0,25
Fe2+ + 2e– Fe –0,44
Cr 3+ + 3e – Cr –0,74
Zn 2+ + 2e – Zn –0,76
2H2 O + 2e– H2 + 2OH– –0,83 (–0,42 a pH = 7)
Cr 2+ + 2e – Cr –0,91
Mn2+ + 2e– Mn –1,18
Al 3+ + 3e – Al –1,66
Mg2+ + e– Mg –2,36
Na + +e – Na –2,71
Ca2+ + e– Ca –2,87
K + +e – K –2,93
Li+ + e– Li –3,05 Mas Reductores (SE OXIDAN)
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Energía libre y trabajo eléctrico. Tal como vimos (Tema 10), el máximo trabajo eléctrico (o diferente
al de expansión) que puede realizar un sistema es igual a la energía libre: w eléctrico(máximo) = ∆G.
Energía libre y potencial. Como w eléctrico(máximo) = –QE = –n(e–)FE, donde E es la fuerza
electromotriz o potencial de la célula, entonces ∆G = –n(e–)FE.
Ecuación de Nernst. La ecuación de Nernst relaciona los potenciales normales con los potenciales en
condiciones distintas a las normales: E = E° – (RT/n(e–)F)lnQ. Esta ecuación es deducida a partir de ∆G =
∆G ° + RTlnQ y ∆G = –n(e–)FE.
Potencial normal de célula y constante de equilibrio. Como una reacción rédox llega al equilibrio
cuando E = 0 = E° – (RT/n(e–)F)lnQ, y en el equilibrio Q = K, se deduce que E° = (RT/n(e–)F)lnK.


Sobrepotencial. Una célula electrolítica (proceso no espontáneo) se caracteriza por tener un potencial
negativo. Así, la electrólisis del agua tiene un potencial normal de –1,23 V Para que la reacción tenga lugar
.
es necesario aplicar una corriente eléctrica cuyo potencial sea al menos de +1,23 V En la práctica es
.
necesario aplicar un potencial significativamente mayor. El potencial adicional recibe el nombre de
sobrepotencial. En el caso del agua, el sobrepotencial es 0,6 V por lo que el potencial necesario para que
,
haya reacción a una velocidad apreciable es de 1,8 V .
Bibliograf’a
Atkins, págs. 617–656; Dickerson, págs. 670-716; Masterton, págs. 638–693; Russell, págs. 543-575;
Whitten, págs. 409-429, 600-641.
Seminarios
oxidaciones, reducciones, oxidantes y reductores
14.1 Indica cuales de las siguientes reacciones (sin ajustar) son de tipo rédox:
a) CaO + H2O Ca(OH)2
b) Ag + HNO3 AgNO3 + NO2 + H2O
c) Cl2 + H2O HCl + HClO
Indica, en aquellas que lo sean, cuál es el agente oxidante y cuál es el reductor.
14.2 Di el estado de oxidación de cada átomo de:
a) NO2–; b) HIO3; c) TeF82–; d) N2O3; e) Na2MoO4; f) RuF5; g) HCO3–; h) S2O32–; i) ClO4–; j) CaC2O4.
14.3 Clasifica cada una de las siguientes semirreacciones como oxidación o reducción:
a) Ca(s) Ca2+(aq)
b) Fe3+(aq) Fe2+(aq)
c) Cl2(g) ClO3–(aq)
d) OH– (aq) O2(g)
e) NO3 – (aq) NO(g)
14.4 El cloro y sus compuestos presentan estados de oxidación –1, +1, +3, +5 y +7. ¿Cuáles de las siguientes
especies pueden actuar como agentes oxidantes?¿Cuáles como agentes reductores?
a) HClO2; b) ClO4–; c) Cl–; d) ClO–; e) Cl2O7.
14.5 Para cada una de las siguientes reacciones, identifica la especie oxidada, la especie reducida, el agente
oxidante y el agente reductor. Ajusta las ecuaciones.
a) Fe3+(aq) + I–(aq) Fe2+(aq) + I2(s)
b) ClO3–(aq) + S2–(aq) + H2O(l) Cl–(aq) + S(s) + OH–(aq)
c) Cr2O3(s) + Al(s) Cr(s) + Al2O3(s)
14.6 Ajusta las siguientes ecuaciones en disolución básica:
a) MnO4–(aq) + Cl–(aq) Mn2+(aq) + ClO–(aq)
b) NO2–(aq) + Br2(l) NO3–(aq) + Br–(aq)
14.7 Ajusta las siguientes ecuaciones:
a) ClO–(aq) + CrO2–(aq) CrO42–(aq) + Cl–(aq) (medio básico).
b) KClO3(aq) + H2C2O4(aq) ClO2(g) + CO2(g) + H2O(l) + K2C2O4(aq)
c) Ag2S2O3(aq) + H2O(l) Ag2S(s) + SO42–(aq) (medio ácido).
d) Bi(s) + HNO3(aq) Bi2O5(s) + NO(g) + H2O(l)
e) Mn 2+(aq) + S O 2–(aq) + H O(l) MnO4–(aq) + SO42–(aq) (medido ácido).
2 8 2
f) H2O2(aq) + Fe2+(aq) H2O(l) + Fe3+(aq) (medio ácido).
g) FeSO4(aq) + KMnO4(aq) + H2SO4(aq) Fe2(SO4)3(aq) + K2SO4(aq) + MnSO4(aq) + H2O(l)


electrólisis
14.8 Establece qué productos se formarán en el ánodo y en el cátodo cuando se electrolizan disoluciones acuosas
de los siguientes compuestos:
a) HI; b) CuCl2; c) KOH; d) Ni(NO3)2; e) CoCl2.
14.9 Una forma de limpiar monedas (que contienen cobre parcialmente oxidado) en arqueología, consiste en
colgar el objeto de un hilo de cobre unido al polo negativo de una batería, sumergirlo en una disolución de
NaOH al 2,5% e introducir en la disolución un electrodo de grafito unido al terminal positivo. ¿Cuál es la
reacción que tiene lugar en la moneda?
células galvánicas y electrolíticas
14.10 Compara el tipo de proceso químico, el signo del ánodo y del cátodo, y el sentido de circulación de la
corriente eléctrica en las células electrolíticas y en las pilas galvánicas.
14.11 ¿Cuál es la función del puente salino en una célula galvánica?
14.12 Escribe las semirreacciones y la reacción de célula para cada una de las siguientes células:
a) Ag(s) | Ag+(aq) | | Fe3+(aq), Fe2+(aq) | Pt
b) U(s) | U3+(aq) | | V2+(aq) | V(s)
c) Cu(s) | Cu2+(aq) | | Cu+ (aq) | Cu(s)
d) Pt | Pb4+(aq), Pb2+(aq) | | Sn4+(aq), Sn2+(aq) | Pt
e) Pt | Sn4+(aq), Sn2+(aq) | | Sn2+(aq) | Sn(s)
f) Au(s) | Au+(aq) | | Au3+(aq) | Au(s)
14.13 Imagina una célula para cada una de las siguientes reacciones:
a) Cr(s) + Zn2+(aq) Cr2+(aq) + Zn(s)
b) H2(g) + Cl2(g) 2HCl(aq)
c) AgNO3(aq) + KI(aq) AgI(s) + KNO3(aq) (reacción de precipitación)
d) H3O+(aq, conc1) H3O+ (aq, conc2) (dilución)
potenciales normales de reducción
14.14 Ordena los siguientes elementos de acuerdo a su carácter reductor (usa los potenciales normales de
reducción):
a) Cu, Zn, Cr, Fe; b) Li, Na, K, Mg.
14.15 Para las siguientes parejas, determina quién reducirá a quién en condiciones normales (usa los potenciales
normales de reducción):
a) K+/K y Na+/Na; b) Cl2/Cl– y Br2/Br–.
14.16 En base a los potenciales normales de reducción, determina si los siguientes metales pueden o no pueden
ser depositados electroquímicamente a partir de una disolución acuosa:
a) Mn, b) Al, c) Ni, d) Au, e) Li.
14.17 A continuación se muestra un diagrama de potencial en el que se indican los potenciales normales de
reducción para las semirreacciones entre los estados de oxidación de un elemento metálico hipotético M.
-2,03 v +0,47 v +1,15 v +0,93 v
M M3+ M4+ MO 2+ MO 22+

+1,04 v
+1,01 v

En condiciones normales:
a) ¿reaccionará M con Ag+ ?; b) ¿podrá el hierro metálico reducir al catión M3+?; c) ¿puede el cloro (Cl2)
oxidar al catión M3+?; d) ¿puede el estaño metálico reducir al catión M4+?; e) ¿reaccionarán M4+ y MO22+?;
f) ¿desproporcionará espontáneamente MO2+ ?


ecuación de Nernst
14.18 Supongamos que hemos olvidado el signo de la ecuación de Nernst E = E° ± (RT/nF)lnQ ¿Qué argumentos
puedes utilizar para elegir correctamente el signo? Piensa en el sentido en que debe variar E al aumentar la
concentración/presión de los reactivos y en el que debe cambiar al aumentar la de los productos.
14.19 Calcula el potencial de los semisistemas H+ (aq)/H2(g) y H2O(l)/H2(g) a pH = 0, pH = 7 y pH =14.
14.20 ¿Cómo varía el potencial del semisistema H+ (aq)/H2(g) con el pH, si p(H2(g)) = 1 atm? Diseña un método
electroquímico para medir el pH de una disolución.
14.21 Discute la posibilidad de crear un medidor de presión basado en dos electrodos de hidrógeno.
14.22 ¿Cuál es la fuerza impulsora que crea una diferencia de potencial en una pila de concentración (una pila
como la del ejercicio 14.13 e)?¿Cuánto vale E° en una pila de concentración?
14.23 Un acumulador de plomo es una pila basada en el proceso Pb(s) + PbO2(s) + 2H+ (aq) + 2HSO4–(aq)
2PbSO4(s) + 2H2O(l) ¿Por qué disminuye lentamente el voltaje mientras se va gastando?
14.24 Una pila níquel–cadmio se basa en el proceso Cd(s) + NiO2(s) + 2H2O(l) Cd(OH)2(s) + Ni(OH)2(s)
¿Por qué el voltaje permanece constante aunque se vaya gastando?
potencial y energía libre
14.25 Compara el signo de ∆G y de E para una pila y para una célula electrolítica. ¿Qué diferencia de potencial
mínima hay que aplicar a una célula para que se produzca la electrólisis?
14.26 Compara los valores de ∆G y de E para la siguientes ecuaciones:
a) Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)
b) 2Zn(s) + 2Cu2+(aq) 2Zn2+(aq) + 2Cu(s)
Problemas
células electrolíticas, cantidad de corriente y cantidad de materia
14.1 Cuando se electroliza una disolución acuosa de NaCl
a) ¿Qué cantidad de corriente se precisa para producir 0,015 mol de Cl2(g) en el ánodo? (F = 96485 C
mol–1)
b) ¿Cuánto tiempo deberá pasar una corriente de 0,010 A para producir 0,015 mol de H2 (g) en el cátodo?
14.2 Se electroliza una disolución de NaCl durante 80 minutos, con lo que se desprenden 5,0 litros de Cl2(g)
medidos en condiciones normales (V M = 22,4 l mol–1, F = 96485 C mol–1). Calcula:
a) la cantidad de corriente que pasó por la disolución.
b) la intensidad de la corriente.
c) el volumen de gas desprendido en el cátodo durante el proceso en condiciones normales.
14.3 ¿Cuántos gramos de Zn metal (M = 65,39 g mol–1) pueden depositarse en el cátodo al electrolizar cloruro
de cinc fundido si hacemos pasar 0,010 A durante 1,00 h? (F = 96485 C mol–1).
14.4 Calcula lass masas de Zn(s) (M = 65,37 g mol–1) y Cl2(g) (M = 70,906 g mol–1) que se liberan en los
electrodos de una célula electrolítica que contiene una disolución acuosa de cloruro de cinc, si se hacen
pasar a través de ella 173673 C de corriente eléctrica (F = 96485 C mol–1).
14.5 Cuando se hidroliza en condiciones apropiadas una disolución acuosa de AgNO3, la reacción anódica es
2H2O(l) O2(g) + 4H+ (aq) + 4e–, mientras que la catódica es Ag+ (aq) + e– Ag(s). En esta
electrólisis observamos que en el cátodo se depositan 23,8 mg de Ag(s) (M = 107,87 g mol–1). ¿Qué
volumen de O2, medido en condiciones normales, se formarán en el ánodo? (V M = 22,4 l mol–1).
células galvánicas, cantidad de corriente y cantidad de materia
14.6 En una célula galvánica tiene lugar la reacción global Zn(s) + Cl2(g) Zn2+(aq) + 2Cl–(aq). ¿Durante
cuánto tiempo podrá entregar 0,10 A al exterior si se consumen 1,50 g de Zn(s) (M = 65,39 g mol–1)?


14.7 En un acumulador de plomo, la reacción anódica es Pb(s) + HSO4–(aq) PbSO4(s) + H+ (aq) + 2e–.
Una batería típica tiene una capacidad de 100 «amperios–hora», lo que significa que tiene capacidad
química suficiente para entregar 100 amperios durante 1 hora, o 1 amperio durante 100 horas. ¿Qué masa
de Pb (M = 207,2 g mol–1) se consumirá en el ánodo en este proceso?
potenciales normales
14.8 Si el E° de Zn(s) Zn2+(aq) + 2e– es 0,76 V,
a) ¿cuál será el E° de Zn 2+(aq) + 2e– Zn(s)?
b) ¿cuál es el E° de la reacción Zn(s) + 2H + (aq) Zn2+(aq) + H2(g)?
c) ¿cuál es el E° de la reacción Zn2+(aq) + H2(g) Zn(s) + 2H+ (aq)?
d) ¿en qué sentido será la reacción espontánea en condiciones normales?
14.9 Ajusta las siguientes reacciones y calcula su E°:
a) Zn(s) + Cl2(g) Zn2+(aq) + Cl–(aq)
si E°(Zn2+/Zn) = –0,76 V y E°(Cl2/Cl–) = 1,36 V;
b) Br–(aq) + IO3–(aq) + H+ (aq) Br2(l) + I2(s) + H2O
si E°(IO3 –, H+ /I ) = 1,20 V y E°(Br /Br–) = 1,07 V;
2 2
c) Br2(l) + Cr3+(aq) Cr2O72–(aq) + H+ (aq) + Br–(aq)
si E°(Cr2O72–, H+ /Cr3+) = 1,33 V y E°(Br2/Br–) = 1,07 V;
d) AuCl4–(aq) + I2(s) Au(s) + Cl–(aq) + IO3–(aq) + H+ (aq)
si E°(IO3–, H+ /I2) = 1,20 V y E°(AuCl4–/Au) = 1,00 V.
14.10 Calcula el potencial normal de la reacción Fe2+(aq) + H 2(g) Fe(s) + 2H+ (aq). ¿Es espontánea la
reacción directa? [E° (Fe2+/Fe) = –0,44 V].
14.11 Calcula el potencial de la pila galvánica que utiliza como sistemas rédox Cr3+/Cr y Ni2+/Ni en condiciones
normales [E°(Cr3+/Cr) = –0,74 V; E°(Ni2+/Ni) = –0,25 V].
ecuación de Nernst
14.12 Calcula el potencial del proceso MnO2(s) + 4H+ (aq) + 2e– Mn2+(aq) + 2H2O cuando [Mn2+] = 0,10
M y pH = 5,0 (E°(MnO2/Mn2+) = 1,23 V).
14.13 Calcula el valor de E(H+ /H2(g)), según la ecuación de Nernst, cuando:
a) [H+] = 1 mol l–1, p(H2) = 1 atm;
b) [H+] = 1 mol l–1, p(H2) = 100 atm;
c) [H+] = 10–2 mol l–1, p(H2) = 1 atm.
d) [H+] = 10–2 mol l–1, p(H2) = 100 atm;
14.14 ¿Qué valor puede esperarse para E(Pb2+(aq)/Pb(s)) en una disolución 0,015 M de Pb2+, si
E°(Pb2+(aq)/Pb(s)) = –0,13 V?
14.15 ¿Cuál será el valor de E para la semirreacción 2H2O + HAsO2(aq) H3AsO4(aq) + 2H+ (aq) + 2e–, si
E° = –0,56 V cuando las concentraciones son [HAsO2] = 0,10 M, [H3AsO4] = 0,050 M, [H+ ] = 1,0 10–6
,
M?
14.16 ¿Cuál será el valor de E para la reacción Pb(s) + 2H+ (aq) Pb2+(aq) + H2(g), si E° (Pb2+/Pb) = –0,13
V cuando las concentraciones son [H+ ] = 0,010 M, [Pb2+] = 0,10 M y p(H2) = 1,0 10–6 atm?
,
14.17 El valor de E° para la reacción 2H2O + 2I2(s) + 5O2(g) 4IO3–(aq) + 4H+ (aq) es de 0,03 V ¿Qué pH
.
es necesario para que E = 0,02 V, si mantenemos el resto de condiciones normales?
14.18 El potencial de la célula Ni(s) | Ni2+(aq) | | H+ (aq) | H2(g) | Pt(s) es 0,109 V Si la concentración de la
.
disolución de níquel es 0,100 M y la presión de hidrógeno es 1,0 atm ¿cuál es el pH de la disolución donde
está sumergido el electrodo de platino? (E°(Ni2+/Ni) = –0,25 V = 8,314 J K–1 mol–1, F = 96485 C
,R
mol–1).


14.19 El potencial de la pila Pt | H2(g, 1 atm) | H+ (aq) | | Cu2+(0,020 M) | Cu(s), es 0,467 V Calcula el pH de la
.
disolución anódica si E°(Cu 2+/Cu) es 0,34 V.

14.20 Suponiendo que todas las especies disueltas tienen concentración 1 M, ¿qué presión de hidrógeno sería
necesaria teóricamente a 298 K para invertir la reacción Pb(s) + 2H+ (aq) Pb2+(aq) + H2(g), si E°
(Pb2+/Pb) = –0,13 V? (R = 8,314 J K–1 mol–1, F = 96485 C mol–1)
14.21 Calcula la relación entre las concentraciones de Cr3+ y Cr2+ para que el potencial de la pila Fe(s) | Fe2+(1
M) | | Cr3+(aq), Cr2+(aq) | Pt sea de 0,10 V (E°(Cr3+/Cr2+) = –0,41 V E°(Fe2+/Fe) = –0,44 V R = 8,314 J
, ,
K –1 mol–1, F = 96485 C mol–1).

pilas de concentración
14.22 Se forma una pila con el electrodo normal Cl2(1 atm)/Cl–(1 M), con E° = 1,36 V y con el electrodo
,
Cl2(1 atm)/Cl–(0,010 M). ¿Cuál es el potencial de la pila? Determina ∆G para la reacción que tiene lugar.
14.23 Se construye una pila en la que un electrodo de Ag está sumergido en una disolución de Ag+ 1,00 M y la
otro electrodo de Ag en una disolución de Ag+ 1,00 10–2 M. Calcula el potencial de la pila (R = 8,314 J
K–1 mol–1, F = 96485 C mol–1).
14.24 Una pila está formada por dos electrodos de hidrógeno sumergidos en disoluciones de HCl(aq). Si el
potencial de la pila es 0,177 V y la concentración de HCl(aq) en el cátodo es 0,0100 M, calcula la
concentración de HCl(aq) en el ánodo (R = 8,314 J K–1 mol–1, F = 96485 C mol–1).
potenciales rédox, energías libres y equilibrio químico
14.25 Calcula el potencial normal (E°), la energía libre normal (∆G°) y la constante de equilibrio (K) de los
siguientes procesos, indicando el sentido de circulación de los electrones si construyéramos una pila en
condiciones normales (T = 298 K, R = 8,314 J K–1 mol–1, F = 96485 C mol–1):
a) Cd2+(aq) + Zn(s) Cd(s) + Zn2+, E°(Cd2+/Cd) = –0,40 V, E°(Zn2+/Zn) = –0,76 V;
b) MnO4–(aq) + 8H+ (aq) + 5Fe2+(aq) Mn2+(aq) + 5Fe3+(aq) + 4H2O, E°(MnO4–/Mn2+) = 1,51 V ,
E°(Fe 3+/Fe2+) = 0,77 V;

14.26 Se prepara una pila formada por los pares Ag+ /Ag (E° = 0,80 V) y Cu2+/Cu (E° = 0,345 V) con
concentraciones iónicas 1 M. Se conectan y se espera a que la pila se agote.
a) ¿Cuál es el potencial de la pila inicialmente?
b) ¿Cuáles serán las concentraciones iónicas en el equilibrio? (R = 8,314 J K–1 mol–1, F = 96485 C mol–1)
c) ¿Qué cantidad de corriente habrá suministrado, si el volumen de las disoluciones es de 1 litro?
d) ¿Qué cantidad de corriente sería necesario pasar para recargar la pila?
14.27 La constante de equilibrio para la reacción Sn2+(aq) + 2Hg2+(aq) Hg22+(aq) + Sn4+(aq) es de 5,0
1025. Calcula el potencial normal de la pila (R = 8,314 J K–1 mol–1, F = 96485 C mol–1).
14.28 Calcula la constante de equilibrio de los siguientes procesos:
a) Cu(s) + 2Ag+ (aq) Cu2+(aq) + 2Ag(s)
E°(Cu2+/Cu) = 0,34 V; E°(Ag+ /Ag) = 0,89 V
b) 2MnO4–(aq) + 5Sn2+(aq) + 16H+ (aq) 2Mn2+(aq) + 5Sn4+(aq) + 8H2O
E°(MnO4–/Mn2+) = 1,52 V; E°(Sn4+/Sn2+) = 0,15 V
c) Cl2(s) + 2I–(aq) 2Cl–(aq) + I2(s)
E°(Cl2/Cl–) = 1,36 V; E°(I2/I–) = 0,53 V.
14.29 Calcula el valor del producto de solubilidad del cloruro de plata a 298 K, a partir de los siguientes
potenciales normales de reducción medidos a la misma temperatura: E°(Ag+ (aq)/Ag(aq)) = 0,7991 V ,
E°(AgCl(s)/Ag(s)) = 0,2225 V (R = 8,314 J K–1 mol–1, F = 96485 C mol–1).
14.30 Calcula la constante para el equilibrio Ag(NH3)2+ Ag+ + 2NH3, sabiendo que T = 298 K, R = 8,314
J K–1 mol–1, F = 96485 C mol–1 y


Ag+ + e– Ag E° = 0.80 V
Ag(NH3)2+ + e– Ag + 2 NH3 E° = 0.37 V
Soluciones a los Seminarios
14.1 a) No es rédox (ningún elemento cambia su estado de oxidación); b) Rédox, Ag es el agente reductor y HNO3 es el agente
oxidante; c) Rédox, Cl2 es el agente reductor y el agente oxidante.
14.2 Se dan los estados de oxidación de cada elemento por orden de aparición en la fórmula: a) III+, II–; b) I+, V+, II–; c) VI+, I–; d)
III+, II–; e) I+, VI+, II–; f) V+, I–; g) I+, IV+, II–; h) II+, II–; i) VII+; II–.
14.3 a) Oxidación; b) reducción; c) oxidación; d) oxidación; e) reducción.
14.4 Pueden actuar como oxidantes todas las especies en el que el cloro no esté en su estado de oxidación mínimo (I–), es decir todas
salvo Cl– . Pueden actuar como reductoras todas las especies en el que el cloro no esté en su estado de oxidación máximo
(VII+), es decir todas salvo ClO4 – y Cl2 O7 .
14.5 a) 2Fe3+(aq) + 2I– (aq) 2Fe2+(aq) + I2 (s)
b) ClO3 – (aq) + 3S2 –(aq) + 3H O(l) Cl– (aq) + 3S(s) + 6OH– (aq)
2
c) Cr2 O3 (s) + 2Al(s) 2Cr(s) + Al2 O3 (s)
14.6 a) 2MnO4 – (aq) + 5Cl– (aq)+ 3H2 O(l) 2Mn2+(aq) + 5ClO– (aq) + 6OH– (aq)
b) NO2 – (aq) + Br (l) + 2OH– (aq) NO3 – (aq) + 2Br– (aq) + H2 O(l)
2
14.7 a) 3ClO– (aq) + 2CrO2 – (aq) + 2OH– (aq) 2CrO4 2 –(aq) + 3Cl– (aq) + H2 O(l)
b) 2KClO3 (aq) + 2H2 C 2 O4 (aq) 2ClO2 (g) + 2CO2 (g) + 2H2 O(l) + K2 C 2 O4 (aq)
c) Ag2 S 2 O3 (g) + H2 O(l) Ag2 S(s) + SO4 2 –(aq) + 2H+(aq)
d) 6Bi(s) + 10HNO3 (aq) 3Bi2 O5 (s) + 10NO(g) + 5H2 O(l)
e) 2Mn 2+(aq) + 5S O 2 –(aq) + 8H O(l) 2MnO4 – (aq) + 10SO4 2 –(aq) + 16H+(aq)
2 8 2
f) H2 O2 (aq) + 2Fe2+(aq) + 2H+(aq) 2H2 O(l) + 2Fe3+(aq)
g) 10FeSO4 (aq) + 2KMnO4 (aq) + 8H2 SO4 (aq) Fe2 (SO4 )3 (aq) + K2 SO4 (aq) + 2MnSO4 (aq) + 8H2 O(l)
14.8 Ver la tabla de potenciales para saber qué procesos anódicos y catódicos son los más favorables.
a) b) c) d) e)
Ánodo I2 Cl2 O2 O2 Cl2
Cátodo H2 Cu H2 Ni Co
14.9 Reducción de óxido de cobre a cobre metálico.
14.10 Ver teoría.
14.11 Cerrar el circuito eléctrico mediante un conductor iónico.
14.12 a) Ag(s) + Fe3+(aq) Fe2+(aq) + Ag+(aq)
b) 3V 2+(aq) + 2U(s) 3V(s) + 2U3+(aq)
c) 2Cu +(aq) Cu(s) + Cu2+(aq) (desproporcionación)
d) Sn 4+(aq) + Pb2+(aq) Pb4+(aq) + Sn2+(aq)
e) 2Sn2+(aq) Sn(s) + Sn4+(aq) (desproporcionación)
f) Au 3+(aq) + 2Au(s) 3Au+(aq) (comproporcionación)
14.13 a) Cr(s) | Cr 2+(aq) || Zn2+(aq) | Zn(s)
b) Pt(s) | H2 (g) | H+(aq) || Cl– (aq) | Cl2 (g) | Pt(s)
c) Ag(s) | Ag+(aq) || AgI(s) | Ag(s)
d) Pt(s) | H2 (g) | H+(aq, conc2 ) || H+(aq, conc1 ) | H2 (g) | Pt(s)
14.14 De menor a mayor carácter reductor:
a) Cu2+ + 2e– Cu +0,34
Fe 2+ + 2e– Fe –0,44
Zn2+ + 2e– Zn –0,76
Cr2+ + 2e– Cr –0,91
b) Mg 2+ +e – Mg –2,36
Na+ + e– Na –2,71
K+ + e– K –2,93
Li+ + e– Li –3,05
14.15 a) K reducirá a Na+; b) Br– reducirá a Cl2 .
14.16 Au+ + e– Au E° = +1,69 Sí
Ni 2+ + 2e– Ni E° = –0,25 Sí
2H+ + 2e– H2 E = –0,42 a pH = 7
Mn2+ + 2e– Mn E° = –1,18 No (se obtiene H2 )
Al3+ + 3e– Al E° = –1,66 No (se obtiene H2 )
Li+ +e – Li E° = –3,05 No (se obtiene H2 )


14.17 a) Sí (E° = 2,03 + 0,80 = 2,83 V); b) No (E° = –2,03 + 0,44 = –1,59 V); c) Sí (E° = –0,47 + 1,36 = 1,89 V); d) Sí (E° = 0,47
+ 0,14 = 0,61 V); e) No (E° = –1,15 + 0,93 = –0,22 V); f) Sí (E° = 1,15 – 0,93 = 0,22 V)
14.18 Sabemos que al aumentar la concentración de productos, el potencial debe disminuir. Como al aumentar la concentración de
productos, Q aumenta, para que el potencial disminuya, el signo tiene que ser negativo.
14.19 En ambos casos se trata realmente de dos semisistemas equivalentes y el potencial a cada pH es idéntico: a pH = 0 es 0, a pH =
7 es –0,42 V y a pH = 14 es –0,83 V. Obsérvese, sin embargo, que en condiciones normales el pH es 0 para el primer
semisistema ([H+] = 1 M) mientras que es 14 para el segundo ([OH– ] = 1 M).
14.20 E = –0,059 pH (a T = 298,15 K). Sumergiendo un electrodo de hidrógeno en la disolución y midiendo el potencial
H+(concentración desconocida)/H2 (1 atm) con respecto a un electrodo H+(1 M), H2 (1 atm) en condiciones normales.
14.21 De forma análoga a la anterior, pero donde lo desconocido es ahora la presión de hidrógeno del primer electrodo.
14.22 La diferencia de concentración de los reactivos. En una pila de concentración E° vale cero.
14.23 Porque disminuyen las concentraciones de H+ y HSO4 – .
14.24 Porque todos los reactivos son sólidos o líquidos puros, cuya concentración no varía.
14.25 Pila: ∆G < 0, E > 0; célula electrolítica: ∆G > 0, E < 0. Hay que aplicar una diferencia de potencial que permita superar el
potencial negativo del proceso.
14.26 Obsérvese que E(b) = E(a), mientras que ∆G(b) = 2∆G(a).

Soluciones a los Problemas
14.1 a) Q = 2,9 103 C; b) t = 2,9 105 s. 14.17 pH = –0,85.
14.2 a) Q = 43000 C; b) I = 9,0 A; c) 5,0 l. 14.18 pH = 2,9.
14.3 m = 0,012 g. 14.19 pH = 3,0.
14.4 58,83 g de cinc y 63,8 g de cloro. 14.20 p = 25 103 atm.
14.5 V = 1,24 ml. 14.21 [Cr3+]/[Cr2+] = 15,4.
14.6 t = 4,4 104 s. 14.22 E = 0,118 V, ∆G = –22,8 kJ mol– 1 (de Cl2 ).
14.7 m = 3,87 102 g. 14.23 E = 0,118 V.
14.8 a) –0,76 V; b) +0,76 V; c) –0,76 V, 14.24 1,00 10– 5 M.
d) en el sentido b). 14.25 a) E° = 0,36 V, ∆G° = –69,5 kJ mol– 1, K = 1,5
14.9 a) E° = 2,12 V; b) E° = 0,13 V; c) E° = –0,26 V; 101 2, del cinc al cadmio; b) E° = 0,74 V, ∆G° =
d) E° = –0,20 V. –357 kJ mol– 1, K = 3,8 106 2, del hierro al
14.10 E = –0,44 V, no es espontánea. manganeso.
14.11 E° = 0,49 V. 14.26 a) E = 0,455 V;b) [Ag+] = 2,4 10–8 mol l– 1,
14.12 E = 0,67 V. [Cu2+] = 1,5 mol l– 1; c) 96 103 C;d) 96 103 C.
14.13 a) E = 0; b) E = –0,0592 V; c) E = –0,118 ; 14.27 E° = 0,76 V.
d) –0,177 V. 14.28 a) K = 4,41 101 8; b) K = 10232; c) K = 1,37 102 8.
14.14 E = –0,18 V. 14.29 K s = 1,77 10–10 mol2 l– 2.
14.15 E = –0,20 V. 14.30 K = 5,1 10– 8.
14.16 E = 0,22 V.

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