9. Reacciones oxidación-reducción Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 9. Reacciones de oxidación-reducción Contenidos • Conceptos básicos. – Estado de oxidación; oxidación y reducción; semirreacción; ajuste de reacciones redox; valoraciones redox • Electroquímica. • Serie electromotriz: semirreacciones y potenciales de electrodo. • Aplicaciones. • Reacciones espontáneas: pilas. • Fuerza electromotriz y energía libre. • Efecto de la concentración sobre el voltaje: Ecuación de Nernst. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 9. Reacciones de oxidación-reducción 2 Bibliografía recomendada • Petrucci: Química General, 8ª edición. R. H. Petrucci, W. S. Harwood, F. G. Herring, (Prentice Hall, Madrid, 2003). – Secciones 3.4, 5.4, 5.5, 21.1, 21.2, 21.3, 21.4 Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 9. Reacciones de oxidación-reducción 3 Conceptos básicos Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 9. Reacciones de oxidación-reducción Estado de oxidación • Estado de oxidación (o número de oxidación) de un átomo en una molécula – Es un número que se le asigna y que indica de modo aproximado la estructura electrónica de ese átomo en esa molécula – Regla general de asignación de estados de oxidación (e.o.): • se imagina la situación límite (no real) de que los electrones de un enlace se hayan transferido completamente al átomo más electronegativo del enlace • el estado de oxidación de cada átomo es la carga que tiene tras esta operación mental – e.o. positivo: el átomo pierde total o parcialmente electrones en la molécula respecto al átomo aislado neutro – e.o. negativo: el átomo gana total o parcialmente electrones en la molécula respecto al átomo aislado neutro [Lectura: Petrucci 3.4] Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 9. Reacciones de oxidación-reducción 5 Estado de oxidación • Reglas básicas de asignación de estados de oxidación: – 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. Los e.o. de los átomos en sus compuestos de determinan aplicando las reglas siguientes, en orden, hasta donde sea necesario: El e.o. de un átomo individual sin combinar químicamente con otros elementos es 0 La suma de los e.o. de todos los átomos de una molécula neutra es 0; la de todos los átomos de un ión es la carga del ión En sus compuestos, los metales alcalinos (Grupo 1) tienen e.o. +1 y los alcalinotérreos (Grupo 2) tienen e.o. +2 En sus compuestos, el e.o. del F es -1 En sus compuestos, el e.o. del H es +1 En sus compuestos, el e.o. del O es -2 En sus compuestos binarios con metales, los elemetos del Grupo 17 (F, Cl, ...) tienen e.o. -1, los del Grupo 16 (O, S, ...) tienen e.o. -2, y los del Grupo 15 (N, P, ...) tienen e.o. -3 [Lectura: Petrucci 3.4] Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 9. Reacciones de oxidación-reducción 6 Estado de oxidación Ejemplos: 1 0 0 O O2 4 1 3 C H4 1 7 Fe O 1 2 1 1 2 Na H Na O H H2 O 1 2 C2 H 6 2 2 4 MnO 3 1 1 C2 H 4 7 K Mn O4 2 2 1 2 Fe2 O3 1 C2 H 2 3 1 4 NH 1 1 H 2 O2 4 1 1 2 1 C F4 H C F3 5 2 3 NO 3 2 Fe O Fe O Fe3 O4 2 3 8/3 2 3 1 5 2 N H 4 N O3 Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 9. Reacciones de oxidación-reducción 7 Oxidación, reducción y reacción de oxidación-reducción o redox • Oxidación: – aumento del e.o. o pérdida de electrones • Reducción: – disminución del e.o. o ganancia de electrones • Reacción redox o de oxidación-reducción: – reacción de transferencia de electrones, en la que algunos elementos se oxidan y otros se reducen • Oxidante: – reactivo que gana electrones y se reduce • Reductor: – reactivo que cede electrones y se oxida [Lectura: Petrucci 5.4] Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 9. Reacciones de oxidación-reducción 8 Oxidación, reducción y reacción de oxidación-reducción o redox 3 2 2 2 4 2 0 Fe2 O3 3 C O 2 Fe 3 C O2 Fe gana electrones y se reduce de +3 a 0 Fe2O3 es el oxidante Fe2O3 se reduce a CO CO Fe 1 0 C Cu ( s ) 2 Ag 2 2 ( ac ) Cu se oxida a ( ac ) Cu Ag es el oxidante Ag se reduce a Cu Cu Ag es el reductor CO2 0 gana electrones y se reduce de +1 a 0 Ag pierde electrones y se oxida de +2 a +4 2 Ag ( s ) pierde electrones y se oxida de 0 a +2 es el reductor se oxida a Cu 2 [Lectura: Petrucci 5.4] Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 9. Reacciones de oxidación-reducción 9 Oxidación, reducción y reacción de oxidación-reducción o redox NAD : (coenzima de función metabólica) dinucleótido de nicotinamida-adenina NAD : forma oxidada del NAD NADH : forma reducida del NAD 1 2 1 0 1 1 1 R H 2 NAD R H NAD H NAD gana electrones y se reduce de +1 a -1 NAD es el oxidante RH 2 es el reductor NAD se reduce a RH 2 se oxida a NADH R pierde electrones y se oxida de -2 a 0 R [Lectura: Petrucci 5.4] Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 9. Reacciones de oxidación-reducción 10 Semirreacciones • Semirreacciones de reducción y de oxidación: – cada una de las dos partes en que se separa una reacción redox y en las que se aíslan la reducción (ganancia de e-) y la oxidación (pérdida de e-) Reacción redox global semirreacción de reducción semirreacción de oxidación Reacción redox global semirreacción de reducción semirreacción de oxidación Cu ( s ) 2 Ag Cu 2 2 Ag Ag e Ag Cu Cu 2 2e RH 2 NAD R H NADH NAD H 2e NADH RH 2 R 2 H 2e [Lectura: Petrucci 5.4] Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 9. Reacciones de oxidación-reducción 11 Ajustes de reacciones redox • Método del ión-electrón 1. Descomponer los compuestos en sus iones –los que se formarían en disolución acuosa-. 2. Identificar elementos que cambian su número de oxidación y escribir semirreacciones iónicas de oxidación y de reducción. 3. Ajustar las semirreacciones como si éstas tuviesen lugar en medio ácido, con la ayuda de H+ y de H2O. 1. 2. 3. 4. Ajustar Ajustar Ajustar Ajustar los átomos que no sean H ni O los O, utilizando H2O los H, utilizando H+ la carga utilizando e- 4. Sumar las semirreacciones ponderadas de modo que se equilibre el número de electrones. 1. Los H+ y H2O auxiliares se eliminarán automáticamente en este paso. 5. Completar la reacción con los compuestos o iones que no participan en las oxidaciones y reducciones. 6. Obtener los compuestos que se habían disociado en iones en el paso 1. a partir de esos mismos iones [Lectura: Petrucci 5.5] Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 9. Reacciones de oxidación-reducción 12 Ajustes de reacciones redox globales Ejemplo: KMnO4 H2O2 H2SO4 O2 MnSO4 K 2SO4 H 2O 1. 2+3. K +MnO4 H 2O2 2H +SO24 O 2 Mn 2 +SO 24 2K +SO 24 H 2O 7 4 Mn O Mn 1 2 0 H 2 O2 O2 3.2 MnO4 Mn 2 4H 2O 3.3 8H +MnO4 Mn 2 4H 2O H 2O 2 O 2 + 2H + 3.4 8H +MnO4 5e Mn 2 4H 2O H 2 O 2 O 2 + 2e- + 2H + 4. 8H +MnO 4 5e Mn 2 4H 2O 2 H O 2 2 O 2 + 2e- + 2H + 5 2MnO4 5H 2O2 6H + 5O 2 2Mn 2 8H 2O Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 9. Reacciones de oxidación-reducción 13 Ajustes de reacciones redox globales 5. 2MnO4 5H 2O2 6H + 5O 2 2Mn 2 8H 2O 3SO24 3SO24 2K 2K 2K +2MnO4 5H 2 O2 6H +3SO24 5O2 2Mn 2 +2SO24 2K +SO24 8H 2O 6. 2KMnO4 5H 2O2 3H 2SO4 5O 2 2MnSO 4 K 2SO 4 8H 2O [Recomendación: Petrucci ejemplo 5.6] Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 9. Reacciones de oxidación-reducción 14 Valoraciones redox • Determinación de la concentración de un reactivo en una disolución por medio de una reacción redox (ajustada) – – El punto de equivalencia se determina por un cambio brusco: cambio de color, aparición de precipitado, ... Ejemplo: Valoración redox de MnO4- (permanganato) con HSO3(bisfulfito) en medio ácido 2MnO4 5H 2 SO3 2Mn 2 5SO42 3H 2O 4 H violeta Problema: Valorante: KMnO4 (ac ) NaHSO3 (ac) incoloro [ MnO4 ] desconocida [ NaHSO3 ] conocida V problema conocido Se añaden gotas de un ácido fuerte, p.ej. H 2 SO3 H 2O HSO3 H 3O H 2 SO4 Se determina el punto de equivalencia por cambio de color: de violeta a incoloro. Se mide Vvalorante 2 mol MnO 4 Vvalorante [ NaHSO3 ] mol H 2 SO3 5 mol H 2 SO3 V problema Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 [ MnO4 ] 9. Reacciones de oxidación-reducción 15 Electroquímica Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 9. Reacciones de oxidación-reducción Cu Cu Ag Cu ( s ) 2 Ag Cu 2 2 Ag ( s) Cu 2 paso del tiempo Ag NO3 Ag NO3 Cu Cu Cu ( s ) Zn2 Cu 2 Zn( s ) paso del tiempo Zn 2 NO3 Zn 2 NO3 ¿Podemos prever si se dará o no una reacción redox? (poder oxidante y reductor) • ΔG • Potenciales de electrodo (un criterio adicional, sencillo, derivado del anterior) [Lectura: Petrucci 21.1] Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 9. Reacciones de oxidación-reducción 17 Semicélulas electroquímicas ¿Podemos separar las semirreacciones de oxidación y de reducción? Cu ( s ) 2 Ag Cu 2 2 Ag reducción: Ag e Ag oxidación: Cu Cu 2 2e electrodo de electrodo de Cu Ag semicélula semicélula Cu 2 0, 2M NO3 Ag 0,1M NO3 [Lectura: Petrucci 21.1] Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 9. Reacciones de oxidación-reducción 18 Células electroquímicas Un instrumento para separar las semirreacciones de oxidación y de reducción en recipientes distintos Cu ( s ) 2 Ag Cu 2 2 Ag reducción: oxidación: e Ag e Ag Cu Cu 2 2e +0,422 V e potenciómetro puente salino NO3 K Cu Ag semicélula Ánodo (oxidación) semicélula Cu 2 0, 2M NO3 Cátodo Ag (reducción) 0,1M NO3 Cu | Cu 2 (0, 2 M ) || Ag (0,1M ) | Ag ánodo Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 cátodo [Lectura: Petrucci 21.1] 9. Reacciones de oxidación-reducción 19 Células electroquímicas Cu ( s ) Zn2 Cu 2 Zn( s ) e -1,098 V e potenciómetro puente salino K Cl Cu Zn semicélula semicélula Cu 2 0, 2M SO42 reducción: oxidación: Zn 2 0,3M SO42 Cu 2 2e Cu Zn Zn 2 2e Zn( s ) Cu 2 Zn2 Cu ( s ) [Lectura: Petrucci 21.1] Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 9. Reacciones de oxidación-reducción 20 Células electroquímicas Zn( s ) Cu 2 Zn2 Cu ( s ) reducción: Cu 2 2e Cu oxidación: Zn Zn 2 2e e +1,098 V e potenciómetro puente salino Cl K Zn Cu semicélula Ánodo (oxidación) semicélula Zn 2 0,3M SO42 Cátodo 2 Cu (reducción) 0, 2M SO42 Zn | Zn2 (0, 3M ) || Cu 2 (0, 2 M ) | Cu ánodo Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 cátodo [Lectura: Petrucci 21.1] 9. Reacciones de oxidación-reducción 21 Células electroquímicas Ejemplo: El aluminio metálico desplaza al ions zinc(II) de sus disoluciones acuosas. a) Escribe las semirreacciones de reducción y oxidación y la ecuación global. b) ¿Cuál es la notación de la célula electroquímica en la que tiene lugar esa reacción? Al ( s ) Zn2 (ac) Al 3 ( ac) Zn( s ) Zn 2 2e Zn Al Al 3 3e reducción: oxidación: 3 2 2 Al 3Zn2 2 Al 3 3Zn global: célula electroquímica: Al | Al 3 || Zn2 | Zn Al ( s ) | Al 3 ( ac) || Zn2 ( ac) | Zn( s) Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 9. Reacciones de oxidación-reducción 22 Potenciales de electrodo Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 9. Reacciones de oxidación-reducción Potenciales de electrodo (escala internacional) • El voltaje medido en una célula electroquímica es la diferencia de potencial entre sus electrodos, o fuerza electromotriz FEM. Ecel Emayor Emenor – Una dif. de potencial de 1 V indica que se realiza un trabajo de 1 J por cada 1 C de carga que pasa por el circuito eléctrico; o que hay suministrar una energía de 1 J para que pase 1 C de carga (según el convenio de signos) • Podríamos calcular FEM de células electroquímicas hipotéticas si conociésemos los potenciales de sus electrodos, por resta. • No existe una escala absoluta de potenciales de electrodo. • Se define una escala arbitraria de potenciales de electrodo, por convenio internacional, por medio de: 1) asignar potencial cero a un electrodo concreto, el electrodo estándar de hidrógeno, y 2) elegir el signo de la FEM de modo que a mayor valor del potencial mayor tendencia a reducirse (poder oxidante). Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 9. Reacciones de oxidación-reducción 24 Potenciales de electrodo (escala internacional) 1) Electrodo de referencia: electrodo estándar de hidrógeno (EEH) 2H sobre Pt 2e H 2 ( g ,1bar ) Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H (1M ) (1M ) EH0 / H 0 2 2) (signo de los) Potenciales de reducción reducción Pt HCl (1M ) FEM Ecel Ecátodo Eánodo electrodo en el que hay H 2 ( g ,1bar ) electrodo en el que hay oxidación 3) Potencial de reducción de una semicélula cualquiera (un electrodo): • • Se construye una célula con ella y con un EEH y se mide el voltaje Se observa si este electrodo actúa de ánodo o de cátodo Ecel si en la semicélula hay reducción (cátodo): Eelectrodo EH0 / H Ecel 2 Eelectrodo Ecel 0 si en la semicélula hay oxidación (ánodo): EH0 / H Eelectrodo Ecel 2 Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 Eelectrodo Ecel 0 9. Reacciones de oxidación-reducción 25 Potenciales de electrodo (escala internacional) • Un potencial de reducción >0 indica una mayor capacidad para reducirse que el EEH – – – • Un potencial de reducción <0 indica una menor capacidad para reducirse que el EEH – – • en el electrodo habrá una reducción y en el EEH una oxidación cuanto más positivo el potencial de reducción, mayor poder oxidante cuanto más arriba en la escala de potenciales de reducción, mayor poder oxidante en el electrodo habrá una oxidación y en el EEH una reducción cuanto más abajo en la escala de potenciales de reducción, menor poder oxidante, o mayor poder reductor Sólo se tabulan los potenciales de electrodos en condiciones estándar a 298K: – potenciales estándar de electrodo, o de reducción, a 298K Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 9. Reacciones de oxidación-reducción 26 Potenciales de reducción a 298K Preparación Observación Cu | Cu 2 (0, 2 M ) Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H (1M ) cátodo (reducción) ánodo (oxidación) Ecel 0,319V 298K e Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H (1M ) || Cu 2 (0, 2 M ) | Cu Conclusión E (Cu 2 (0, 2M ) | Cu) 0,319V +0,319 V e Cu H 2 ( g ,1bar ) Pt (no se tabula) H HCl (1M ) Cu 2 0, 2M SO42 Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 9. Reacciones de oxidación-reducción 27 Potenciales de reducción a 298K Preparación Cu | Cu 2 (0, 2 M ) Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H (1M ) 298K Cu | Cu 2 (1M ) Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H (1M ) 298K Ag | Ag (1M ) Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H (1M ) 298K Observación cátodo (reducción) ánodo (oxidación) Ecel 0,319V cátodo (reducción) ánodo (oxidación) Ecel 0,340V cátodo (reducción) ánodo (oxidación) Ecel 0,800V Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H (1M ) || Cu 2 (0, 2 M ) | Cu Conclusión E (Cu 2 (0, 2M ) | Cu) 0,319V (no se tabula) Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H (1M ) || Cu 2 (1M ) | Cu Conclusión 0 E298 (Cu 2 | Cu ) 0,340V (SE TABULA) Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H (1M ) || Ag (1M ) | Ag Conclusión 0 E298 ( Ag | Ag ) 0,800V (SE TABULA) 9. Reacciones de oxidación-reducción 28 Potenciales de reducción a 298K Preparación Observación Zn | Zn 2 (1M ) Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H (1M ) ánodo (oxidación) cátodo (reducción) Zn | Zn 2 || H (1M ) | H 2 ( g ,1bar ) | Pt Ecel 0,763V 298K e Conclusión 0 E298 ( Zn 2 | Zn) 0, 763V -0,763 V e Zn H 2 ( g ,1bar ) Pt (SE TABULA) H HCl (1M ) Zn 2 1M SO42 Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 9. Reacciones de oxidación-reducción 29 poder reductor (tendencia a oxidarse) poder oxidante (tendencia a reducirse) Potenciales estándar de reducción a 298K http://www.uam.es/departamentos/ciencias/quimica/aimp/luis/Docencia/QB/Otro_material/Potenciales_estandar_reduccion.htm Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 9. Reacciones de oxidación-reducción 31 Potenciales estándar de reducción a 298K Electrodo Semirreacción de reducción 0 E298 /V Cl2 | Cl Cl2 2e 2Cl 1,358 Ag | Ag Cu 2 | Cu Ag e Ag Cu 2 2e Cu 0,800 0,340 H | H2 2 H 2 2e H 2 Zn2 | Zn Zn 2 2e Zn 0 0, 763 Ej.: La batería de zinc-cloro tiene como reacción neta: Zn(s)+Cl2(g)ZnCl2(ac). ¿Cuánto vale el voltaje o FEM de la pila voltaica estándar a 298K? 0 Ecel 1,358V (0, 763V ) 2,121V Ej.: Semirreacciones, reacción global y voltaje de las pilas estándar cobre-plata y cobre-zinc a 298K? Red: Ox: Ag e Ag 2 2 Cu Cu 2e Cu 2 Ag Cu 2 2 Ag 0 Ecel 0,800V 0,340 V 0, 460 V Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 Red: Ox: Cu 2 2e Cu Zn Zn 2 2e Zn Cu 2 Zn 2 Cu 0 Ecel 0,340V (0, 763V ) 1,103V 9. Reacciones de oxidación-reducción 32 Relaciones Ecel-ΔG-Keq Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 9. Reacciones de oxidación-reducción Relación Ecel-ΔG • -ΔG es el trabajo que se puede obtener de un proceso a P y T constantes. (Cuando la energía interna se convierte en trabajo, es necesario convertir parte de ella en calor.) • La carga que circula por una célula electroquímica en la que se • 1 F 96485 C / mol e El trabajo eléctrico que realiza una pila es: welec n F Ecel • Luego: • Reacción (a P,T ctes) espontánea si transfieren n mol de e-, es: G n F Ecel nF 0 G 0 n F Ecel G 0 ; es decir, si Ecel 0 Si una reacción redox tiene Ecel>0 en unas condiciones de concentraciones y temperatura dadas, es espontánea en esas condiciones. Si tiene Ecel<0, la reacción inversa es espontánea en esas condiciones. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 9. Reacciones de oxidación-reducción 34 Relación Eºcel-Keq G0 RT ln Keq 0 G 0 n F Ecel 0 nFEcel RT ln Keq RT 0 Ecel ln K eq nF G 0 G0 RT ln Keq 0 Ecel 0 G 0 nFEcel K eq RT ln K eq nF 0 Ecel Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 9. Reacciones de oxidación-reducción 35 Efecto de las concentraciones sobre los potenciales Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 9. Reacciones de oxidación-reducción Ecuación de Nernst Los voltajes de las células electroquímicas de las diapositivas 19 y 21 no coinciden con las diferencias entre los potenciales de reducción estándar (diap.31) . a) Cu | Cu 2 (0, 2M ) || Ag (0,1M ) | Ag Ecel 0,371 V 0 Ecel 0, 460 V b) Zn | Zn2 (0, 3M ) || Cu 2 (0, 2 M ) | Cu Ecel 1, 091 V 0 Ecel 1,103 V ¿Cómo cambian los potenciales con las concentraciones? G n F Ecel G G 0 RT ln Q 0 G 0 n F Ecel 0 nFEcel nFEcel RT ln Q Ecel T 298K Ecel RT E ln Q nF 0 cel Ecuación de Nernst 0, 02569 V 0, 0592 V 0 E ln Q Ecel log Q n n 0 cel Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 9. Reacciones de oxidación-reducción 37 Ecuación de Nernst Los voltajes de las células electroquímicas de las diapositivas 19 y 21 no coinciden con las diferencias entre los potenciales de reducción estándar (diap.27) a 298K. a) a) Cu | Cu 2 (0, 2M ) || Ag (0,1M ) | Ag Ecel ,298 0, 422 V 0 Ecel ,298 0, 460 V b) Zn | Zn2 (0, 3M ) || Cu 2 (0, 2 M ) | Cu Ecel ,298 1, 098 V 0 Ecel ,298 1,103 V Cu 2 Ag Cu 2 2 Ag Ecel ,298 b) 0, 02569 V 0, 2 0,02569 V [Cu 2 ] 0, 460 V ln 2 0, 460 V ln 2 2 0,1 2 [ Ag ] 0, 422 V 0, 460 V 0, 038V Zn Cu 2 Zn 2 Cu Ecel ,298 n2 n2 0,02569 V [ Zn2 ] 1,103 V ln 2 [Cu 2 ] 1,103 V 0, 02569 V 0,3 ln 2 0, 2 1,103 V 0, 005V Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 1, 098 V 9. Reacciones de oxidación-reducción 38 Fundamento del pH-metro e e Ecel Zn | Zn 2 (1M ) || H ( M ?) | H 2 ( g ,1bar ) | Pt Zn H 2 ( g ,1bar ) T Zn 2 H Zn 2 H 2 Q Pt H [H ] ? Zn 2 1M SO42 0 Ecel Ecel ,T [ Zn 2 ] pH 2 [ H ]2 0 Ecel Ecel ,T 2 RT [ Zn ] pH 2 ln 2F [ H ]2 RT RT ln[ Zn 2 ] pH 2 2 2,303 ( log[ H ]) 2F 2F Ecel a b pH En cualquier célula electroquímica en que H+ intervenga en una semicélula, el voltaje varía linealmente con el pH de dicha semicélula Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 9. Reacciones de oxidación-reducción 39 Fundamento del pH-metro e e Ecel Zn H 2 ( g ,1bar ) Pt Zn 2 1M SO42 Ecel a b pH En cualquier célula electroquímica en que H+ intervenga en una semicélula, el voltaje varía linealmente con el pH de dicha semicélula Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 9. Reacciones de oxidación-reducción 40 Uso del pH-metro Ecel a b pH Ecel 1) Calibrado Dos disoluciones reguladoras de pH conocido pH1 , Ecel ,1 pH 2 , Ecel ,2 Ecel ,1 Ecel , problema 2) Medida Ecel , problema pH problema Ecel ,2 pH1 Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 pH problema pH 2 pH 9. Reacciones de oxidación-reducción 41
