Tabla de potencial de reducción estándar, cálculo y ejemplos

Potencial de reducción estándar

En una celda electroquímica, cuando se conectan dos electrodos, los electrones fluirán desde el electrodo con una mayor densidad de carga negativa hacia el electrodo con una menor. Se desarrolla una diferencia de potencial como resultado del electrodo y el electrolito (una solución acuosa que permite el paso de la electricidad), que se define como potencial de reducción. En otras palabras, el potencial de reducción es la tendencia de una especie química a reducirse mediante la toma de un electrón. Se denota con el símbolo E.

La base de todas las celdas electroquímicas son las reacciones redox, compuestas de dos semirreacciones: una es la semirreacción de oxidación en el ánodo (aquí se produce la pérdida de electrones) y la otra es la semirreacción de reducción en el cátodo (aquí se produce la ganancia de electrones). De esta forma, los electrones se mueven a través del electrolito.

Se requiere un potencial de reducción estándar para determinar el potencial individual de una semicelda.

El potencial de reducción de una molécula en condiciones estándar (presión de 1 atm, concentración de 1 M y temperatura de 298 K) se denomina potencial de reducción estándar. Se denota con el símbolo {eq}E^{o} {/eq}. Actualmente se denomina potencial estándar según la convención IUPAC.

Para su determinación se utiliza un electrodo de referencia denominado electrodo de hidrógeno estándar (SHE) con un potencial de 0,00 V. La determinación del potencial de reducción estándar se puede realizar conectando un electrodo con SHE y midiendo el potencial de celda de la celda galvánica preparada. El potencial de oxidación y el potencial de reducción de un electrodo tienen una relación inversa que se expresa en forma de signo.

Por ejemplo,

{eq}Mn^+ + ne^- \rightarrow M {/eq}

{eq}Cu^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow Cu {/eq}

El potencial de reducción estándar de la semicelda, {eq}E^{o}_{Cu^{2+}/Cu} {/eq} = {eq}E^{o}_{Reducción} {/eq} = +0,34 V.

El potencial de oxidación estándar de la semicelda, {eq}E^{o}_{Cu/Cu^{2+}} {/eq} = {eq}E^{o}_{Oxidation} {/eq} = -0,34 V.

El poder reductor de una especie química se determina mediante el potencial de reducción estándar o una tabla de reducción estándar. También se utiliza para determinar la dirección de la reacción.

El potencial de reducción estándar se ve afectado por ciertos factores, como la concentración de especies iónicas y la temperatura. Esto se puede explicar mediante la ecuación de Nernst:

{eq}E {/eq} = {eq}E^o {/eq} – 2,303RT/nF log Q

Q = {eq}(Mn^+) {/eq} de especies oxidadas / {eq}(Mn^+) {/eq} de especies reducidas.

Cálculo del potencial de reducción estándar

Considere la siguiente reacción:

{eq}Cu^{2+} (ac) + Zn(s) \rightarrow Zn^{2+} (ac) + Cu(s) {/eq}

Semirreacción de reducción:

{eq}Cu^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow Cu(s) {/eq}

Semirreacción de oxidación:

{eq}Zn(s) \rightarrow Zn{2+} (ac) + 2e^- {/eq}

{eq}E^{o}_{Célula} {/eq} = {eq}E^{o}_{Oxidación} + E^{o}_{Reducción} {/eq} —— (I)

{eq}E^{o}_{Cell} {/eq} = 1,10 V (dada)

{eq}E^{o}_{ox} {/eq} = {eq}E^{o}_{Zn/Zn^{2+}} {/eq} = 0,76 V (dado)

{eq}E^{o}_{red} {/eq} = {eq}E^{o}_{Cu^{2+}/Cu} {/eq} = Potencial de reducción estándar =?

De la ecuación (I),

{eq}E^{o}_{rojo} {/eq}= {eq}E^{o}_{Cu^{2+}/Cu} {/eq} = {eq}E^{o}_{Celda} {/eq} – {eq}E^{o}_{Zn/Zn^{2+}} {/eq} = 1,10 – 0,76 = 0,34 V.

¿Cómo se determinan experimentalmente los potenciales de reducción estándar?

Para calcular el potencial de reducción estándar para {eq}Cu^{2+} {/eq}, se puede utilizar una celda galvánica con un SHE y una semicelda {eq}E^{o}_{Cu{2^+}/Cu} {/eq}.

La reacción se escribe en notación celular de la siguiente manera:

Pt(s)| {eq}H_2 {/eq} (g, 1 atm) | {eq}H^+ {/eq} (ac, 1 M) || {eq}Cu^{2+} {/eq} (ac, 1 M) |{eq}Cu(s) {/eq}

Desde el ánodo al cátodo, el flujo de electrones y las reacciones reversibles son las siguientes:

Ánodo (oxidación): {eq}H_2 (g) \rightarrow 2H^+(aq) + 2e^- {/eq}

Cátodo (reducción): {eq}Cu^{2+}(aq) + 2e^- \rightarrow Cu(s) {/eq}

Reacción general: {eq}Cu^{2+} (aq) + H_2 (g) \rightarrow 2H^{+} (aq) + Cu(s) {/eq}

Restando el potencial de reducción estándar para la reacción que ocurre en el ánodo del potencial de reducción estándar para la reacción que ocurre en el cátodo se obtiene el potencial de reducción estándar porque la oxidación es el inverso de la reducción, se requiere el signo menos.

{eq}E^{o}_{Célula} {/eq} = {eq}E^{o}_{Cátodo} {/eq} – {eq}E^{o}_{Ánodo} {/eq}= {eq}E^{o}_{Cu^{2+}/Cu} {/eq} – {eq}E^{o}_{H^{+}/H_2} {/eq}

+0,34 V = {eq}E^{o}_{Cu^{2+}/Cu} {/eq} – 0 V

{eq}E^{o}_{Cu^{2+}/Cu} {/eq} = +0,34 V.

¿Cómo se aplican los potenciales de reducción estándar?

Cálculo del potencial de reducción:

La ecuación de Nernst se puede utilizar en el cálculo del potencial de reducción.

Para la reacción del electrodo, Nernst demostró que,

{eq}Mn^+ (aq) + ne^- \rightarrow M(s) {/eq}.

Con respecto a un electrodo de hidrógeno convencional, el potencial del electrodo en cualquier concentración se puede expresar como,

{eq}E_{Mn^{+}/Mn} {/eq}= {eq}E^{o}_{Mn^{+}/Mn} {/eq}- RT/nF ln {eq}[M] / [Mn^+] {/eq}

Sin embargo, se supone que la concentración de {eq}M {/eq} sólido es 1, y tenemos

{eq}E_{{Mn^+}/M} {/eq} = {eq}E^{o}_{{Mn^+}/M} {/eq}- RT/nF ln 1/{eq}[Mn^+] {/eq}

{eq}E_{{Mn^+}/M} {/eq} es el potencial de reducción.

{eq}E^{o}_{{Mn^+}/M} {/eq} es el potencial de reducción estándar.

{eq}R {/eq} es la constante del gas (8,314 JK-1mol-1).

T es temperatura 298 K.

n es el número de electrones.

{eq}[Mn^+] {/eq} es la concentración de la especie.

Cálculo del potencial de celda estándar mediante el potencial de reducción estándar

La diferencia de potencial entre las semiceldas es Ecell. Debido a que la diferencia de potencial actúa como una fuerza impulsora para los electrones, también se la conoce como fuerza electromotriz de la celda o potencial de celda. Los electrones con carga negativa son empujados lejos del ánodo (electrodo negativo) y atraídos hacia el cátodo (electrodo positivo) por esta fuerza impulsora. El voltio (V) es la unidad del SI para el potencial de celda. La energía de las baterías se puede determinar calculando el potencial de celda estándar.

Considere la siguiente reacción:

{eq}Cu^{2+} (ac) + Zn(s) \rightarrow Zn^{2+} (ac) + Cu(s) {/eq}

Semirreacción de reducción:

{eq}Cu^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow Cu(s) {/eq} {eq}E^{o}_{Cu^{2+}/Cu} {/eq} = – 0,34V

Semirreacción de oxidación:

{eq}Zn(s) \rightarrow Zn^{2+} (aq) + 2e^- {/eq} {eq}E^{o}_{Zn/Zn^{2+}} {/eq} = 0,76 V

{eq}E^{o}_{Célula} {/eq}= {eq}E^{o}_{oxidación} {/eq} + {eq}E^{o}_{reducción} {/eq}= {eq}E^{o}_{Zn/Zn^{2+}} {/eq}

}] + {eq}E^{o}_{{Cu^2+}/Cu} {/eq}= 0,76 + 0,34

= 1,10 V

Resumen de la lección

El potencial de reducción de una molécula en condiciones estándar precisas (presión de 1 atm, concentración de 1 M y temperatura de 298 K) se denomina potencial de reducción estándar. Se denota con el símbolo {eq}E^{o} {/eq}. El potencial de reducción es la tendencia de una especie química a reducirse tomando un electrón y, como resultado, reducirse. Se denota con el símbolo E. Para el cálculo del potencial de reducción estándar se utiliza un electrodo de hidrógeno estándar (SHE) como electrodo de referencia. El cálculo del potencial de reducción se puede determinar utilizando la ecuación de Nernst,

E_{Mn^{+}/Mn}

}]= {eq}E^{o}_{Mn^{+}/Mn} {/eq}- RT/nF ln {eq}[M] / [Mn^+] {/eq}

El cálculo del potencial de reducción estándar se explica por la relación entre el potencial de reducción estándar y el potencial celular estándar, que es la siguiente:

{eq}E^{o}_{Célula} {/eq} = {eq}E^{o}_{Oxidación} {/eq} + {eq}E^{o}_{Reducción} {/eq}

{eq}E^{o}_{Celda} {/eq} = {eq}E^{o}_{Cátodo} {/eq} – {eq}E^{o}_{Ánodo} {/eq}

Una tabla de potencial de celda estándar es una serie ordenada sistemáticamente que se deriva utilizando los valores del potencial de reducción estándar de especies químicas en series electroquímicas.