Introduccion al equilibrio de reacciones de oxido-reduccion

Introduccion al equilibrio de
reacciones de oxido-reduccion
Elaborado por:
Gustavo Gomez Sosa
Facultad de Quimica UNAM
Q U Í M I C A A N A L Í T I C A I C L AV E 1402
G rupo 4, s em e s tre 2010-2
Resumen de celdas electroquimicas: Convenciones
Ecuacion de Nerst para
la reaccion de reduccion
a Ox + ne- <---> b Red
0.059 [Re ductor ]b
E= E −
log
n
[Oxidante]a
0
0.059
[Oxidante]a
E= E +
log
n
[Re ductor ]b
0
Para calcular la ∆E de una celda
electroquimica
∆ Ecelda = Ecatodo − Eanodo
= Ered − Eox
Ered =potencial de media celda donde se
lleva a cabo la reduccion.
Eox = potencial de media celda donde se
lleva a cabo la oxidacion.
Siempre se utilizan los potenciales estandar de reduccion,
aunque se verifique una reaccion de oxidacion.
2+
Cu
+
2 e-
E 0Cu2+ = E 0Ox = + 0.34V
Cu
Re d
Cu
2+
Cu
Cu
Cu
_
2 e-
+
E 0Cu = E 0Re d = − 0.34V
2 e2+
Cu
Cu
2+
Ox
Si
No
∆ G < 0 ⇒ Ecelda > 0
Celda galvanica (genera Wel)
∆ G > 0 ⇒ Ecelda < 0
Celda electrolitica (necesita Wel)
∆ G = 0 ⇒ Ecelda = 0
Celda en equilibrio (se agoto Wel)
Anodo: Media celda donde se observa la reaccion de
oxidacion y por convencion tiene signo negativo.
Catodo: Media celda donde se observa la reaccion de
reduccion y por convencion tiene signo positivo.
Actividad de los solidos =1 M
Presion parcial de los gases = 1 atm
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Electrodo de Referencia de Hidrogeno (ENH)
El electrodo de referencia termodinamico, al que podemos llamar
“clasico”, es el electrodo normal de hidrogeno, que como ya
estudiamos en ocasionees anteriores, consiste de:
Una placa o barra de platino platinado con 1 cm2 de area, que
funciona como electrodo, el cual se sumerge en...
✔
Una disolucion acuosa de iones H+, de actividad fija 1M (pH=0), a la
cual se le burbujea...
✔
✔
Hidrogeno gaseoso puro, a una presion constante de 1 bar
Todo el sistema se mantiene a una T constante de 298.15 K
2H+(ac) + 2e- → H2(g)
Para la reaccion de reduccion
EH +
La ecuacion de Nerst es
H2
0.059 aH +
= E
+
log
2
pH 2
H2
0
H+
Como la actividad de los iones aH+=1M y la presion parcial pH2=1 bar
EH +
H2
= EH0 +
= 0.00V
H2
Por convencion
El valor absoluto del potencial normal E0 del ENH se estima en 4.44 ± 0.02 V a 25 C, pero se convino
asignarle un valor de 0.00 V a cualquier temperatura, para tener un patron de comparacion con cualquier
otro electrodo.
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Potenciales de reduccion estandar con respecto a ENH
Reaccion de media celda del catodo
(Reduccion)
2+
Cu
+
2 e-
Cu
H2(g) → 2H+(ac) + 2eE 0Cu 2+
Cu
= E 0Ox
Re d
= + 0.34V
Reaccion de media celda del anodo
(Oxidacion)
2+
Zn
Zn
+
2 e-
Object 1
∆ Ecelda = Ecatodo − Eanodo
= Ered − Eox
2H+(ac) + 2e- → H2(g)
= − 0.76V
E 0 2+
Zn
Zn
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Reaccion de media celda del catodo
(Reduccion)
2+
+
Cu
2 e-
E 0Cu 2+
Cu
Cu
= E 0Ox
Re d
Ecuacion de Nerst para el catodo
Flujo de e
E
-
E
E
Cu 2+
Cu 2+
Cu 2+
0.059
[Cu ]
log
Cu
2
[Cu ]
Cu
0.059
[1M ]
= 0.34 +
log
2
[1]
= 0.34V
= E 0 2+
Cu
Cu
2+
+
= + 0.34V
Potencial
reduccion
Cu
Reaccion de media celda del anodo
Potencial
(Oxidacion)
reduccion
2+
Zn
Catodo (+)
Reduccion
Anodo (-)
Oxidacion
Catodo (+)
Reduccion
Flujo de e-
Zn
E
E
Flujo
de eTransporte
de los iones
Cu2+desde la
disolucion al
electrodo
Transporte
de los iones
Zn2+desde el
electrodo a la
disolucion
Flujo
de e-
2 e-
E 0 2+ = − 0.76V
Zn
Zn
Ecuacion de Nerst para el anodo
E
Anodo (-)
Oxidacion
+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
0.059
[ Zn 2 + ]
log
Zn
2
[ Zn]
Zn
0.059
[1M ]
= − 0.76V +
log
2
[1]
= E 0 2+
Zn
Zn
+
= − 0.76V
Zn
Diferencia de potencial de la celda
electroquimica (anodo y catodo)
∆ Ecelda = Ecatodo − Eanodo
= Ered − Eox = 0.34 − (− 0.76) = 1.1V
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Representacion “condensada” de celdas electroquimicas
Para el ejemplo anterior
Para la reaccion total redox
n2 x ( Ox1
+
Ox2
n1 x ( Red2
n2 Ox1
+
Red1 )
n1 e-
n1 Red2
+
n2 e- )
n2 Red1
+
Reduccion
2+
Cu
+
2 e-
Cu
Catodo
(reduccion)
2 e-
Anodo
(oxidacion)
Oxidacion
n1 Ox2
La representacion condensada general
de la celda electroquimica es:
M2 Red2 Ox2 [x]
Ox1 [y] Red1 M1
Anodo
(oxidacion)
Catodo
(reduccion)
2+
Zn
Zn
2+
Cu
+
+
Zn
2+
Zn Zn
[1 M]
Anodo
(oxidacion)
2+
Cu + Zn
2+
Cu [1 M] Cu
Catodo
(reduccion)
M1,2 Metal 1, 2
[x] Concentracion Ox
de la especie
2
[y] Concentracion Ox1
de la especie
Diferencia de potencial de la celda
electroquimica
∆ Ecelda = Ecatodo − Eanodo
= Ered − Eox = 0.34 − (− 0.76) = 1.1V
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Ejercicios
Cu2+ 1M y Zn2+ 2M
Cu2+ 2M y Zn2+1M
Ag+ 1M y Cu2+ 1M
Definir la Ecuacion de Nerst
para cada semicelda y escribir
la notacion condensada.
Calcular la diferencia de potencial
de la celda y verificar el cambio
con la concentracion.
Object 2
Verificar la tabla de potenciales de
reduccion y observar si existe alguna
tendencia con los ejemplos nuevos
propuestos.
Por ultimo,Identificar el oxidante mas
fuerte y el reductor mas fuerte.
Describir que sucede cuando se
tienen disoluciones iguales en las dos
semiceldas, por ejemplo:
Cu/Cu2+(1M) // Cu2+(1M)//Zn
Cu/Zn2+(1M) // Zn2+(1M)//Zn
Ag/Ag+(1M)//Ag+(1M)/Zn
Ag/Cu2+(1M)//Cu2+(1M)/Cu
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Constante de equilibrio para una reaccion redox
Para la reaccion total redox
n2 x ( Ox1
+
Ox2
n1 x ( Red2
n2 Ox1 + n1 Red2
Red1 )
n1 e-
+ n1n2 e-
+
n2 e- )
Reduccion
E1 0
Oxidacion
E20
n2 Red1 + n1 Ox2 + n1 n2 e-
Se puede verificar que a condiciones estandar
(P=1 atm y T=298.15 K)
n2
n1
[Re d1 ] [Ox2 ]
Keq =
= 10
n1
n1
[Ox1 ] [Re d2 ]
n1n2 ∆ E 0
0.06
∆ E 0 = E10 − E20
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