Potencial Electrodo Estándar

Potencial de electrodo estándar

Considera la siguiente ecuación

$$Cu^{2+}_{(aq)}+2e^{-}\rightleftharpoons Cu_{(s)}$$

Esta ecuación muestra el equilibrio entre los iones ^Cu2+ y el Cu en estado básico. Estos son los dos estados de oxidación del Cobre - +2 y 0. El ion Cobre tiene que ganar 2 electrones para llegar a su estado básico con 0 carga neta.

El potencial de electrodo se mide en voltios. El potencial de electrodo estándar para el ^Cu2+ es de +0,34 voltios.

Consideremos el átomo de cloro. Sabes que el Cloro tiene 7 electrones en su capa electrónica más externa, y sólo necesita 1 más para tener una capa electrónica estable completamente llena. Esto significa que el Cloro tiene una alta tendencia a ganar 1 electrón y a existir con un estado de oxidación de -1. Como el Potencial de Electrodo Estándar es una medida de la capacidad de una especie para ganar o perder un electrón, el Cloro tiene un Potencial de Electrodo Estándar alto.

$$Cl_{2}+2e^{-}\rightleftharpoons 2Cl^{-}$$

E° para el cloro es E° = +1,36V.

Se dice que una especie que gana electrones experimenta una reducción y el potencial de electrodo medido para estas reacciones se denomina potencial de reducción de esa especie. Por tanto, el potencial de reducción del Cloro es +1,36V. El potencial de reducción del ^Cu2+ es de +0,34V.

Veamos el caso del Vanadio.

$$V^{2+}+2e^{-}\rightleftharpoons V$$

^V2+ tiene un potencial de reducción de -1,2V. ¿Qué implica el signo negativo? Implica que el Vanadio tiene más probabilidades de perder electrones que de ganarlos, es decir, más probabilidades de oxidarse que de reducirse. Por lo tanto, el Vanadio tiene un potencial de oxidación de +1,20 V.

Las 3 reacciones que están escritas arriba (^Cu2+, _Cl2, ^V2+) se llaman medias ecuaciones, o medias celdas. Sólo muestran el lado de reducción de una reacción química. Pero, en una reacción química, la oxidación y la reducción se producen a la vez. Por eso, estas reacciones se llaman reacciones redox (reducción + oxidación) (Bonito nombre, ¿no?).

Generalmente, las ecuaciones medias se escriben como ecuaciones de reducción, y el potencial de electrodo estándar se escribe como potencial de reducción estándar. Esto se hace para evitar confusiones y mantener la uniformidad. Como el potencial de oxidación no es más que el negativo del potencial de reducción, sólo hay que calcular uno de ellos.

Tabla de potenciales de electrodo

Los potenciales de electrodo estándar, E°, pueden enumerarse como una serie electroquímica. También se denomina Tabla de potenciales de electrodo. Esta tabla se compone de medias reacciones de especies que sufren reducción e indica el potencial de reducción de esa media reacción. La convención de la IUPAC es escribir siempre las medias reacciones como reacciones de reducción, es decir, las especies siempre ganan electrones. Por eso el potencial deelectrodo estándar de cualquier especie es el mismo que su potencial de reducción estándar. Esto se hace para establecer una norma cuando se comparan los potenciales de electrodo de dos especies cualesquiera.

Fig. 1: Tabla de potenciales de electrodo |Inspirit

El potencial de electrodo estándar, E°, se refiere a condiciones de 298 K, 100 kPa y 1,00 mol ^dm-3 de solución de iones.

Reacciones redox

Consideremos las ecuaciones medias para el Cobre y el Vanadio.

$$Cu^{2+}_{(aq)}+2e^{-}\rightleftharpoons Cu_{(s)}$$

$$V^{2+}+2e^{-}\rightleftharpoons V$$

¿Y si combinamos estas 2 medias ecuaciones o medias células? Una de las dos (ya sea Cobre o Vanadio) tendrá que ser la que ceda electrones y la otra tendrá que ser la que acepte electrones. Ya has visto que el Cobre tiene tendencia a aceptar electrones (se reduce) y el Vanadio a perder electrones (se oxida). Así que, naturalmente, la semirreacción para el Cobre irá en dirección directa, y la semirreacción para el Vanadio irá en dirección inversa. En otras palabras, ^Cu2+ se reducirá a Cu, y V se oxidará a ^V2+.

Dando la siguiente reacción:

$$Cu^{2+}_{(aq)}+V_{(s)}+2e^{-}\rightleftharpoons V^{2+}_{(aq)}+Cu_{(s)}+2e^{-}$$

Los electrones y la carga neta de ambos lados están equilibrados.

$$Cu^{2+}_{(aq)}+V_{(s)}\rightleftharpoons V^{2+}_{(aq)}+Cu_{(s)}$$

Toda esta ecuación también tendrá un valor de potencial de electrodo neto. El valor neto del potencial de electrodo de la reacción es la diferencia entre el potencial de electrodo de la reacción de reducción y el potencial de electrodo de la reacción de oxidación. -

$$E\degree_{cell}=E\degree_{red}-E\degree_{ox}$$

En la célula Cobre-Vanadio, el Cobre experimenta la reacción de reducción y el Vanadio la reacción de oxidación.

$$Grado _{rojo}=+0,34V$$

$$Grado _{ox}=-1,20V$$

$$E\degree_{cell}=+0.34-(-1.20)$$

$$E\degree_{cell}=+0.34+1.20$$

$$E\degree_{cell}=+1.54V$$

Células galvánicas

Has visto cómo 2 reacciones medias pueden combinarse para dar lugar a una reacción redox. También has visto que estas reacciones redox tienen una tensión neta. Así pues, las reacciones redox pueden utilizarse para formar una célula electroquímica llamada célula galvánica, que puede producir corriente eléctrica. Combinando los potenciales de electrodo de las dos medias reacciones se forma un circuito eléctrico con un CEM neto.

Para hacer una célula galvánica, necesitarás

• 2 recipientes para contener el electrolito de las 2 medias reacciones.
• 2 electrodos.
• Un puente de sal. El puente de sal es necesario para facilitar el movimiento de iones de un electrolito al otro.
• Un cable para conectar los dos electrodos.
• Un voltímetro para medir la tensión a través de la célula.

Para la célula galvánica Zn-Cu, necesitas:

• Unelectrodo de Zinc y unelectrodo de cobre .
• Soluciones de sulfato de zinc (_ZnSO4) y de sulfato de cobre (_CuSO4) como electrolitos.
• Una solución de cloruro potásico (KCl) para el puente salino.

Célula Galvánica de Zn-Cu | Glosario de Química de Periodni

Ya sabes que en la célula Zn-Cu, el Cobre sufre reducción y el Zinc sufre oxidación, es decir, el Cobre ganará electrones y el Zinc perderá electrones. Los átomos de Zn del electrodo sólido liberarán electrones y se disolverán como iones ^Zn2+ en la solución electrolítica _ZnSO4. Los electrones liberados por los átomos de Zn viajarán a través del hilo de contacto hasta el electrodo de Cu. Los iones ^Cu2+ del electrolito _CuSO4 ganarán estos electrones y se convertirán en Cu sólido con el electrodo. Todo este proceso se ve facilitado por la diferencia de potencial eléctrico entre las dos semicélulas, que puede medirse en el voltímetro fijado al hilo que conecta los 2 electrodos.

Recuerda la definición de potencial de electrodo que leíste al principio de este artículo. Ahora que has comprendido el concepto, definamos el potencial de electrodo y revisemos la definición de potencial de electrodo estándar.En una semicelda, debido a la separación de cargas entre el electrodo y el electrolito, el electrodo puede estar cargado positiva o negativamente respecto al electrolito. Esta diferencia de carga es la que provoca la diferencia de potencial entre el electrodo y el electrolito. Esta diferencia de potencial es el potencial de electrodo. El potencial de electrodo se denomina potencial de electrodo estándar cuando la concentración de todas las especies que intervienen en una semicelda es la unidad.

No hay forma de medir el potencial eléctrico de un electrolito, por lo que el potencial de electrodo de una especie se mide según esta definición:

Medición del potencial de electrodo estándar

En el apartado "Tabla de Potenciales de Electrodo", mencionamos brevemente que el potencial de electrodo para el ^H+se considera 0. Es el electrodo de referencia para todas las demás especies y el potencial de electrodo estándar para todas las especies se mide con respecto al H+^, llamado Electrodo Estándar de Hidrógeno (EHE). En este apartado veremos cómo se mide el potencial de electrodo estándar frente al Electrodo Estándar de Hidrógeno.

En primer lugar, ¿cómo puede estar hecho un electrodo de Hidrógeno? Es un tubo por el que se hace pasar gas Hidrógeno. Un trozo de Platino sirve de contacto eléctrico y también de catalizador en la semirreacción del Hidrógeno. El tubo se sumerge en un electrolito que contiene iones ^H+. La otra mitad de la célula galvánica está formada por el electrodo cuyo potencial hay que medir.

El montaje para calcular el potencial de electrodo estándar del Zinc se describe en la figura -

Medida del Potencial de Electrodo del Zinc frente al Electrodo Estándar de Hidrógeno | Saylor.org

En esta célula, el Zinc forma la semicélula de oxidación y el SHE forma la semicélula de reducción. Esto significa que el Zinc experimenta una oxidación y el Hidrógeno una reducción. Ya sabes que el electrodo donde tiene lugar la oxidación se llama ánodo, y el electrodo donde tiene lugar la reducción se llama cátodo. Puesto que el Zinc forma el ánodo en esta célula, y el potencial del electrodo del cátodo 0 (Puesto que es un SHE), el CEM medido para esta célula es negativo. Matemáticamente, se puede calcular como

$$E\degree_{cathode}=0V$$

$$E{grado_{cátodo}=0,76V$$

$$E{célula}=0,76$$

$$E_{cell}=E_{Zn}=-0.76V$$

Al principio de este artículo, hemos definido el término "potencial de electrodo estándar". Ahora que hemos comprendido todo lo que rodea al término, vamos a redefinirlo.

Se puede hacer una célula utilizando dos especies (dos medias reacciones). El potencial neto de la célula depende del potencial de electrodo de las dos especies.