Eºcelda = Eº(Cu2+/Cu) - Eº(H+/H2) 0,34 V = Eº(Cu2+/Cu) – 0 Eº

ELECTROQUÍMICA
ELECTROQUÍMICA
Eº(celda) = 0,76V
Pt(s)/H2(1atm)/H+(1M) // Cu2+(1M)/Cu(s)
Eºcelda = Eºcátodo- Eºánodo
0,34 V = Eº(Cu2+/Cu) – 0
Eºcelda = Eº(Cu2+/Cu) - Eº(H+/H2)
Eº(Cu2+/Cu) = 0,34 V
ELECTROQUÍMICA
Zn/Zn2+(1M) // H+(1M)/ H2(1atm)/Pt(s)
Eºcelda = Eºcátodo- Eºánodo
Eºcelda = Eº(H+/H2) - Eº(Zn2+/Zn)
0,76 V = 0 - Eº(Zn2+/Zn)
Eº(Zn2+/Zn) = -0,76 V
ELECTROQUÍMICA
Potenciales estándar de reducción a 25º C
Zn/Zn2+(1M) // Cu2+(1M)/Cu(s)
Eºcelda = 0.34 V - (- 0.76 V)
Eºcelda= 1.10 V
Tanto el potencial de la reacción anódica como el de la reacción
catódica se expresan como potenciales de reducción
En todas las pilas, el Ecelda es positivo.
En condiciones estándar:
Eo celda > 0.
Poder reductor
Eºcelda = Eº(Cu2+/Cu) - Eº(Zn2+/Zn)
Poder oxidante
Eºcelda = Eºcátodo- Eºánodo
ELECTROQUÍMICA
ELECTROQUÍMICA
Cuanto más positivo es el potencial de semirreacción, mayor será la tendencia
a la reducción.
9La tabla de potenciales permite predecir si una reacción redox será espontánea,
tanto en una celda como por contacto directo de los reactivos, en condiciones
estandard
Cuanto más negativo es el potencial de semirreacción, mayor será la tendencia
a la oxidación.
9Potenciales de celda estándar positivos indican que la reacción ocurrirá desde
reactivos a productos
9El potencial estándar de reducción es una propiedad intensiva
I2 (s) + 2 e- → 2 I-
E0 = 0,53V
2 I2 (s) + 4 e- → 4 I-
E0 = 0,53V
9Potenciales de celda estándar negativos indican que la reacción ocurrirá en
sentido inverso, desde productos a reactivos
9La semirreacciones son reversibles. Cada electrodo puede actuar como cátodo
o como ánodo, de acuerdo a la naturaleza del otro electrodo involucrado.
Ejemplo:
Cu2+/Cu0
E0 = +0,34V
9Si se invierte el sentido de la reacción cambia el signo
Ni2+/Ni0
E0 = -0,26V
del potencial de semirreacción, Ered = -Eoxid
Zn2+/Zn0
E0 = -0,76 V
ELECTROQUÍMICA
Metales con potencial estándar de reducción positivo (no reaccionan con
hidrácidos) podrán ser oxidados por ácidos que contienen un anión que es mejor
agente oxidante que el H+, por ejemplo HNO3
3 (Ag(s) → Ag+(ac) + e-)
3 Ag (s) +
(ac) +
NO3-
4H+ (ac)
(ac) +
+
4H+ (ac)
cátodo:Ni; ánodo: Zn
ELECTROQUÍMICA
9 Metales con potencial estándar de reducción negativo se oxidarán en
presencia de disoluciones de ácidos no oxidantes como HCl
NO3-
cátodo:Cu; ánodo: Ni
Problema 1. Utilizando la tabla de potenciales de reducción estándar,
indique en qué dirección ocurrirán las siguientes reacciones y estime la FEM
de la celda para cada una de ellas
a) Zn(s) + Mg2+(ac) → Zn2+(ac) + Mg(s)
E0(Zn2+/Zn) = -0.76 V; E0(Mg2+/Mg) = -2.37 V
Sentido inverso, E0celda = 1.61 V
b) 2 Fe2+(ac) + Cl2(g) → 2 Fe3+(ac) + 2 Cl-(ac)
3e-
→ NO(g) +2 H2O
E0(Fe3+/Fe2+) = 0.77 V; E0(Cl2/Cl-) = 1.36 V
→3
Ag+(ac)
Sentido directo, E0celda = 0.59 V
Eº(NO3-/NO) = 0,96V
Eº(Ag+/Ag) = 0,8 V
+ NO(g) + 2 H2O
c) MnO4-(ac) + 2 Cl-(ac) → Mn2+(ac) + Cl2(g)
E0(MnO4-/Mn2+) = 1.51 V; E0(Cl2/Cl-) = 1.36 V
Sentido directo, E0celda = 0.15 V
ELECTROQUÍMICA
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Tipos de electrodos:
Electrodos de Referencia:
El electrodo de referencia ideal tiene un potencial (vs. el el electrodo
normal de hidrógeno) que se conoce con exactitud, es constante e
insensible a la composición de la solución de trabajo en la que está
sumergido. Debe ser resistente, fácil de usar y mantener un potencial
constante al paso de la corriente.
ELECTROQUÍMICA
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Electrodos de referencia
Hidrógeno:
Electrodo de Calomel:
2H+(ac, 1M) + 2e- → H2(g, 1 atm) (Eº = 0 V)
Hg2Cl2(s) + 2 e- → 2 Hgº(l) + 2 Cl-
Plata/Cloruro de Plata
Pt(s)/Hg(l)/Hg2Cl2(s)/Cl-(ac)
AgCl(s) + e- → Agº(s) + Cl- (Eº = 0,222 V)
Saturado en KCl (E = 0,242 V)
1 M KCl
(E = 0,280 V)
0,1M KCl
(E = 0,334 V)
Ag(s)/AgCl(s)/Cl-(ac)