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Química 2ed

17.2 Celdas galvánicas

Química 2ed17.2 Celdas galvánicas

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Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. 2.5 La tabla periódica
    7. 2.6 Compuestos iónicos y moleculares
    8. 2.7 Nomenclatura química
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  4. 3 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 3.1 La fórmula de masa y el concepto de mol
    3. 3.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 3.3 Molaridad
    5. 3.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  5. 4 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 4.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 4.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 4.3 Estequiometría de la reacción
    5. 4.4 Rendimiento de la reacción
    6. 4.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  6. 5 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 5.1 Conceptos básicos de energía
    3. 5.2 Calorimetría
    4. 5.3 Entalpía
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  7. 6 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 6.1 Energía electromagnética
    3. 6.2 El modelo de Bohr
    4. 6.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 6.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 6.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  8. 7 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 7.1 Enlace iónico
    3. 7.2 Enlace covalente
    4. 7.3 Símbolos y estructuras de Lewis
    5. 7.4 Cargas formales y resonancia
    6. 7.5 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    7. 7.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  9. 8 Teorías avanzadas del enlace covalente
    1. Introducción
    2. 8.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 8.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 8.3 Enlaces múltiples
    5. 8.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  10. 9 Gases
    1. Introducción
    2. 9.1 Presión del gas
    3. 9.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 9.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 9.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 9.5 La teoría cinético-molecular
    7. 9.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Cinética
    1. Introducción
    2. 12.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 12.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 12.3 Leyes de velocidad
    5. 12.4 Leyes de tasas integradas
    6. 12.5 Teoría de colisiones
    7. 12.6 Mecanismos de reacción
    8. 12.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 16.1 Espontaneidad
    3. 16.2 Entropía
    4. 16.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 16.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  18. 17 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 17.1 Repaso de química redox
    3. 17.2 Celdas galvánicas
    4. 17.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 17.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 17.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 17.6 Corrosión
    8. 17.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 20.1 Hidrocarburos
    3. 20.2 Alcoholes y éteres
    4. 20.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 20.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  22. 21 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 21.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 21.2 Ecuaciones nucleares
    4. 21.3 Decaimiento radiactivo
    5. 21.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 21.5 Usos de los radioisótopos
    7. 21.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

Objetivos de aprendizaje

Al final de esta sección, podrá:

  • Describir la función de una celda galvánica y sus componentes
  • Utilizar la notación de celdas para simbolizar la composición y construcción de celdas galvánicas

Como demostración del cambio químico espontáneo, la Figura 17.2 muestra el resultado de sumergir un alambre de cobre enrollado en una solución acuosa de nitrato de plata. Se produce espontáneamente un cambio gradual pero visualmente impresionante, ya que la solución inicialmente incolora se vuelve cada vez más azul, y el alambre de cobre, inicialmente liso, se cubre con un sólido gris poroso.

Esta figura incluye tres fotografías. En la primera, se muestra un tubo de ensayo que contiene un líquido transparente e incoloro con un cable de cobre enrollado sin apretar fuera del tubo de ensayo a su derecha. En el segundo, el alambre se ha sumergido en el líquido incoloro claro del tubo de ensayo y la superficie del alambre se oscurece. En la tercera, el líquido en el tubo de ensayo es de color azul-verde brillante, el cable en la solución aparece oscuro cerca de la parte superior, y un material gris "difuso" está presente en el fondo del tubo de ensayo en la parte inferior de la bobina de cobre, dando un aspecto turbio al líquido cerca del fondo del tubo de ensayo.
Figura 17.2 Un alambre de cobre y una solución acuosa de nitrato de plata (izquierda) se ponen en contacto (centro) y se produce una transferencia espontánea de electrones, creando Cu2+(aq) azul y Ag(s) gris (derecha).

Estas observaciones son consistentes con (i) la oxidación del cobre elemental para producir iones de cobre(II), Cu2+(aq), que imparten un color azul a la solución, y (ii) la reducción de los iones de plata(I) para producir plata elemental, que se deposita como un sólido esponjoso en la superficie del alambre de cobre. Por lo tanto, la transferencia directa de electrones desde el alambre de cobre a los iones de plata acuosos es espontánea en las condiciones empleadas. Estas ecuaciones proporcionan un resumen de este sistema redox:

reacción global:Cu(s)+2Ag+(aq)Cu2+(aq)+2Ag(s) semirreacción de oxidación:Cu(s)Cu2+(aq)+2 e semirreacción de reducción:2Ag+(aq)+2 e2Ag(s)reacción global:Cu(s)+2Ag+(aq)Cu2+(aq)+2Ag(s) semirreacción de oxidación:Cu(s)Cu2+(aq)+2 e semirreacción de reducción:2Ag+(aq)+2 e2Ag(s)

Considere la construcción de un dispositivo que contenga todos los reactivos y productos de un sistema redox como el que se muestra aquí, pero que impida el contacto físico entre los reactivos. Por lo tanto, se impide la transferencia directa de electrones; la transferencia, en cambio, tiene lugar de forma indirecta a través de un circuito externo que entra en contacto con los reactivos separados. Los dispositivos de este tipo se denominan generalmente celdas electroquímicas, y aquellos en los que se produce una reacción redox espontánea se llaman celdas galvánicas (o celdas voltaicas).

Una celda galvánica basada en la reacción espontánea entre el cobre y la plata(I) se representa en la Figura 17.3. La celda se compone de dos semiceldas, cada una de las cuales contiene el par redox conjugado ("pareja") de un único reactivo. La semicelda mostrada a la izquierda contiene el par Cu(0)/Cu(II) en forma de una lámina de cobre sólida y una solución acuosa de nitrato de cobre. La semicelda de la derecha contiene el par Ag(I)/Ag(0) como lámina de plata sólida y una solución acuosa de nitrato de plata. Un circuito externo se conecta a cada semicelda en su lámina sólida, lo que significa que la lámina de Cu y Ag funcionan cada una como un electrodo. Por definición, el ánodo de una celda electroquímica es el electrodo donde se produce la oxidación (en este caso, la lámina de Cu) y el cátodo es el electrodo donde se produce la reducción (la lámina de Ag). Las reacciones redox en una celda galvánica se producen solo en la interfaz entre la mezcla de reacción de cada semicelda y su electrodo. Para mantener los reactivos separados mientras se mantiene el equilibrio de carga, las dos soluciones de las semiceldas están conectadas por un tubo lleno de solución electrolítica inerte llamado puente salino. La reacción espontánea en esta celda produce cationes Cu2+ en la semicelda anódica y consume iones de Ag+ en la semicelda catódica, lo que da lugar a un flujo compensatorio de iones inertes desde el puente salino que mantiene el equilibrio de carga. Las concentraciones crecientes de Cu2+ en la semicelda anódica se equilibran con la llegada de NO3- desde el puente salino, mientras que un flujo de Na+ en la semicelda catódica compensa la disminución de la concentración de Ag+.

Esta figura contiene un diagrama de una celda electroquímica. Se muestran dos vasos de precipitados. Cada uno de ellos se encuentra a poco más de la mitad de su capacidad. El vaso de precipitados de la izquierda contiene una solución azul y está marcado abajo como "solución 1 M de nitrato de cobre (II) (C u (N O subíndice 3) subíndice 2)". El vaso de precipitados de la derecha contiene una solución incolora y está marcado abajo como "solución 1 M de nitrato de plata (A g N O subíndice 3)". Un tubo de vidrio en forma de U invertida conecta los dos vasos de precipitados en el centro del diagrama. El contenido del tubo es incoloro. Los extremos de los tubos están por debajo de la superficie de las soluciones en los vasos de precipitados y hay un pequeño tapón gris en cada extremo del tubo. El tapón del vaso de precipitados de la izquierda está marcado como "Tapón poroso". En el centro del diagrama, el tubo está marcado como "Puente salino (N a N O subíndice 3). Cada vaso de precipitados muestra una tira metálica parcialmente sumergida en el líquido. El vaso de la izquierda tiene una tira de color marrón anaranjado marcada como "Ánodo C u negativo" en la parte superior. El vaso de la derecha tiene una tira de plata marcada como "Cátodo A g positivo" en la parte superior. Un cable se extiende desde la parte superior de cada una de estas tiras hasta un rectángulo que indica "circuito externo" y que está marcado como "flujo de electrones" con una flecha que apunta a la derecha a continuación. Una flecha curva se extiende desde la franja C u hacia la solución circundante. La punta de esta flecha está marcada como "C u superíndice 2 más". Una flecha curva se extiende desde el puente salino hacia el vaso de precipitados de la izquierda en la solución azul. La punta de esta flecha está marcada como "N O subíndice 3 superíndice negativo". Una flecha curva se extiende desde la solución en el vaso de precipitados de la derecha hasta la tira de A g. La base de esta flecha está marcada como "A g superíndice más". Una flecha curva se extiende desde la solución incolora hasta el puente salino en el vaso de precipitados de la derecha. La base de esta flecha está marcada como "N O subíndice 3 superíndice negativo". Justo a la derecha del puente salino en la solución incolora está la marcación "N a superíndice más". Justo encima de esta región del tubo aparece la marcación "Flujo de cationes". Justo a la izquierda del puente salino en la solución azul está la marcación "N O subíndice 3 superíndice negativo". Justo encima de esta región del tubo aparece la marcación "Flujo de aniones".
Figura 17.3 Una celda galvánica basada en la reacción espontánea entre iones de cobre y plata(I).

Notación de celdas

La simbología abreviada se utiliza habitualmente para representar una celda galvánica proporcionando información esencial sobre su composición y estructura. Estas representaciones simbólicas se denominan notaciones de celdas o esquemas de celdas, y se escriben siguiendo unas cuantas pautas:

  • Los componentes relevantes de cada semicelda se representan mediante sus fórmulas químicas o símbolos de elementos.
  • Todas las interfaces entre las fases de los componentes están representadas por líneas verticales paralelas; si hay dos o más componentes en la misma fase, sus fórmulas están separadas por comas.
  • Por convención, el esquema comienza con el ánodo y procede de izquierda a derecha identificando las fases e interfaces que se encuentran dentro de la celda, terminando con el cátodo.

Una descripción verbal de la celda vista de ánodo a cátodo suele ser un primer paso útil para escribir su esquema. Por ejemplo, la celda galvánica mostrada en la Figura 17.3 consiste de un ánodo de cobre sólido sumergido en una solución acuosa de nitrato de cobre(II) que está conectada a través de un puente salino a una solución acuosa de nitrato de plata(I), inmersa en la cual hay un cátodo de plata sólida. Convirtiendo este enunciado en simbología siguiendo las pautas anteriores se obtiene el esquema de la celda:

Cu(s)1MCu(NO3)2 (aq)1MAgNO3(aq)Ag(s).Cu(s)1MCu(NO3)2 (aq)1MAgNO3(aq)Ag(s).

Considere una celda galvánica diferente (vea la Figura 17.4) basada en la reacción espontánea entre el magnesio sólido y los iones de hierro(III) acuosos:

reacción neta de la celda:Mg(s)+2Fe3+(aq)Mg2+(aq)+2Fe2+(aq) semirreacción de oxidación:Mg(s)Mg2+(aq)+2 e semirreacción de reducción:2Fe3+(aq)+2e2Fe2+(aq)reacción neta de la celda:Mg(s)+2Fe3+(aq)Mg2+(aq)+2Fe2+(aq) semirreacción de oxidación:Mg(s)Mg2+(aq)+2 e semirreacción de reducción:2Fe3+(aq)+2e2Fe2+(aq)

En esta celda, un ánodo de magnesio sólido se sumerge en una solución acuosa de cloruro de magnesio que se conecta a través de un puente salino a una solución acuosa que contiene una mezcla de cloruro de hierro(III) y cloruro de hierro(II), inmersa en la cual hay un cátodo de platino. El esquema de la celda se escribe entonces como

Mg(s)0,1MMgCl2(aq)0,2MFeCl3(aq),0,3MFeCl2(aq)Pt(s).Mg(s)0,1MMgCl2(aq)0,2MFeCl3(aq),0,3MFeCl2(aq)Pt(s).

Observe que la semicelda catódica se diferencia de las otras consideradas hasta ahora en que su electrodo está compuesto por una sustancia (Pt) que no es ni reactivo ni producto de la reacción de la celda. Esto es necesario cuando ninguno de los miembros del par redox de la semicelda puede funcionar razonablemente como un electrodo, que debe ser eléctricamente conductor y estar en una fase separada de la solución de la semicelda. En este caso, ambos miembros del par redox son especies de soluto, por lo que el Pt se utiliza como un electrodo inerte que simplemente puede proporcionar o aceptar electrones a las especies redox en solución. Los electrodos construidos a partir de un miembro del par redox, como el ánodo de Mg en esta celda, se denominan electrodos activos.

Esta figura contiene un diagrama de una celda electroquímica. Se muestran dos vasos de precipitados. Cada uno de ellos se encuentra a poco más de la mitad de su capacidad. El vaso de la izquierda contiene una solución incolora. El vaso de la derecha también contiene una solución incolora. Un tubo de vidrio en forma de U invertida conecta los dos vasos de precipitados en el centro del diagrama. El contenido del tubo es incoloro. Los extremos de los tubos están por debajo de la superficie de las soluciones en los vasos de precipitados y hay un pequeño tapón gris en cada extremo del tubo. En el centro del diagrama, el tubo está marcado como "Puente salino". Cada vaso de precipitados muestra una bobina metálica sumergida en el líquido. El vaso de precipitados de la izquierda tiene una tira delgada, gris y enrollada que está marcada como "Ánodo M g". El vaso de precipitados de la derecha tiene un cable negro orientado horizontalmente y enrollado en forma de muelle marcado como "Cátodo P t". Debajo del muelle se encuentra la marcación "F e superíndice 3 más" con una flecha curva a la derecha que apunta a la marcación "F e superíndice 2 más". Un cable se extiende a través de la parte superior del diagrama que conecta los extremos de la tira M g y el cátodo P t justo por encima de la apertura de cada vaso de precipitados. En el centro del cable sobre los dos vasos de precipitados hay un rectángulo marcado como "circuito externo". Encima del rectángulo se encuentra la marcación "flujo de electrones" seguida de una flecha que apunta a la derecha. Una flecha apunta hacia abajo y hacia la derecha desde la marcación "N a superíndice más" en la región superior derecha del puente salino. Una flecha apunta hacia abajo y hacia la izquierda desde la marcación "C l superíndice negativo" en la región superior izquierda del puente salino. Debajo del tapón gris en el extremo izquierdo del puente salino en la solución circundante en el vaso de la izquierda está la marcación "C l superíndice negativo". Debajo de la bobina de este lado hay una flecha hacia la derecha y la marcación "M g superíndice 2 más". Debajo del vaso de precipitados de la izquierda está la marcación "0,1 M M g C l subíndice 2". Debajo del vaso de precipitados derecho está la marcación "0,2 M F e C l subíndice 3 y 0,3 M F e C l subíndice 2".
Figura 17.4 Una celda galvánica basada en la reacción espontánea entre iones de magnesio y de hierro(III).

Ejemplo 17.3

Escribir esquemas de celdas galvánicas

Se fabrica una celda galvánica conectando dos semiceldas con un puente salino, en una se sumerge un alambre de cromo en una solución de 1 M de CrCl3 y en la otra se sumerge un alambre de cobre en 1 M de CuCl2. Suponiendo que el alambre de cromo funciona como un ánodo, escriba el esquema de esta celda junto con las ecuaciones para la semirreacción del ánodo, la semirreacción del cátodo y la reacción global de la celda.

Solución

Dado que se estipula que el alambre de cromo es el ánodo, el esquema comienza con él y procede de izquierda a derecha, simbolizando los demás componentes de la celda hasta terminar con el cátodo del alambre de cobre:
Cr(s)1MCrCl3(aq)1MCuCl2(aq)Cu(s).Cr(s)1MCrCl3(aq)1MCuCl2(aq)Cu(s).

Las semirreacciones de esta celda son

ánodo (oxidación):Cr(s)Cr3+(aq)+3e cátodo (reducción):Cu2+(aq)+2 eCu(s)ánodo (oxidación):Cr(s)Cr3+(aq)+3e cátodo (reducción):Cu2+(aq)+2 eCu(s)

Multiplicando para igualar el número de electrones perdidos por el Cr y ganados por el Cu2+ produce

ánodo (oxidación):2Cr(s)2Cr3+(aq)+6e cátodo (reducción):3Cu2+(aq)+6e3Cu(s)ánodo (oxidación):2Cr(s)2Cr3+(aq)+6e cátodo (reducción):3Cu2+(aq)+6e3Cu(s)

Sumando las ecuaciones de semirreacción y simplificando se obtiene una ecuación para la reacción de la celda:

2Cr(s)+3Cu2+(aq)2Cr3+(aq)+3Cu(s).2Cr(s)+3Cu2+(aq)2Cr3+(aq)+3Cu(s).

Compruebe lo aprendido

Omitiendo las concentraciones de los solutos y las identidades del ion espectador, escriba el esquema de una celda galvánica cuya reacción neta se muestra a continuación.
Sn4+(aq)+Zn(s)Sn2+(aq)+Zn2+(aq)Sn4+(aq)+Zn(s)Sn2+(aq)+Zn2+(aq)

Respuesta:

Zn(s)Zn2+(aq)Sn4+(aq),Sn2+(aq)Pt(s)Zn(s)Zn2+(aq)Sn4+(aq),Sn2+(aq)Pt(s)

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