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Potencial normal de electrodo

En electroquímica, el potencial normal de electrodo o potencial normal de reducción de electrodo de un elemento, que se abrevia Eo (con un superíndice que se lee como "normal" o "estándar"), es la diferencia de potencial que le corresponde a una celda o semipila construida con un electrodo de ese elemento y un electrodo estándar de hidrógeno, cuando la concentración efectiva o actividad de los iones que intervienen en el proceso es 1 mol/L (1 M), la presión de las sustancias gaseosas es 1 atmósfera, y la temperatura es 298 K (25 °C). El potencial normal de electrodo se representa habitualmente como Eº y su unidad en el Sistema Internacional es el voltio (V).[1]​ Es una constante de cada electrodo e indica la tendencia a producirse que posee cierta semireacción.[2]

Potencial de una pila o célula electroquímica

El fundamento de una célula electroquímica, como la pila galvánica, es siempre una reacción redox que se puede desglosar en dos semirreacciones:

  • la oxidación (pérdida de electrones) tiene lugar en el ánodo, que es el electrodo negativo, y
  • la reducción (ganancia de electrones) transcurre en el cátodo o polo positivo.

La electricidad se genera debido a la diferencia de potencial eléctrico entre estos dos electrodos. Esta diferencia de potencial se crea como resultado de la diferencia entre los potenciales individuales de los dos electrodos en relación con el electrólito o disolución en la que están sumergidos. El potencial de dicha célula será la diferencia entre el potencial del electrodo positivo (cátodo, donde se realiza la reducción) y el potencial del electrodo negativo (ánodo, donde se realiza la oxidación).

 

Aunque el potencial global de una célula se puede medir, no hay ninguna manera sencilla de medir con precisión el potencial de un solo electrodo aislado. Dicho potencial eléctrico también varía con la temperatura, la concentración y la presión. Dado que el potencial de oxidación de una semirreacción es de igual valor pero con signo contrario que el potencial de reducción de esa misma semirreacción redox, esto nos sirve para calcular cualquiera de los potenciales. Por convenio, el potencial normal o estándar de electrodo se escribe comúnmente como el potencial de reducción estándar para dicho electrodo.

Cálculo de potenciales normales de electrodo o estándar

El valor del potencial de electrodo no se puede obtener de manera empírica. Una pila galvánica resulta de la unión de un par de electrodos. Así, solo se conoce el valor experimental correspondiente a un par de electrodos y no es posible determinar el valor de cada electrodo individual de la pareja a partir del potencial obtenido empíricamente para la pila galvánica. Es necesario establecer un electrodo de referencia, el electrodo normal de hidrógeno, cuyo potencial se define o se acuerda por convenio. En este caso se establece en 0,00 V el potencial de referencia del electrodo normal de hidrógeno y cualquier electrodo, cuyo potencial de electrodo no sea conocido aún, se puede combinar con el electrodo normal de hidrógeno - para formar una pila galvánica - y el potencial de dicha pila galvánica es el potencial del electrodo desconocido. Utilizando este proceso, cualquier electrodo con un potencial desconocido puede ser emparejado con el electrodo normal de hidrógeno, o bien con otro electrodo cuyo potencial ya sea conocido y llegar así a conocer el valor del electrodo desconocido.

 
Medida del potencial normal del electrodo de Zn2+/Zn.

Dado que los potenciales de electrodo se definen convencionalmente como potenciales de reducción, el signo del potencial del electrodo donde se produce la oxidación debe invertirse en el cálculo del potencial de la pila en general y por eso va precedido del signo menos. Téngase en cuenta que los potenciales de electrodo son independientes del número de electrones transferidos - es decir, están fijados para un mol de electrones transferidos, y así los dos potenciales de electrodo puede ser simplemente combinados para dar el potencial general de la celda, restando el mayor menos el menor, incluso si diferente número de electrones participan en las dos reacciones de los electrodos.

Medida experimental de los potenciales normales de reducción

Para las mediciones prácticas, el electrodo en cuestión se conecta al terminal positivo del electrómetro, mientras que el electrodo normal de hidrógeno se conecta al terminal negativo.[3]

Los valores de los potenciales normales de electrodo así calculados suelen estar tabulados para una temperatura de 25 °C. Estos potenciales sirven para predecir el funcionamiento de una célula electroquímica.

 
Electrodo normal de hidrógeno, con un potencial de referencia de 0 Voltios a todas las temperaturas.

Tabla de potenciales normales de reducción

Dado que los valores de los potenciales de electrodo indican la capacidad para reducirse que posee dicho electrodo, cuanto mayor es el potencial de reducción de un electrodo, más fácilmente se va a reducir, en otras palabras, que es un agente oxidante mejor. Por ejemplo, el electrodo flúor/fluoruro, F2/F-, tiene un potencial de reducción de 2,87 V, y el electrodo de litio, Li+/Li, tiene un valor de -3,05 V. El flúor se reduce fácilmente y es por tanto un buen agente oxidante. . En contraste, el litio sólido, Li(s), prefiere someterse a la oxidación (por tanto, es un buen agente reductor). Así, el ion zinc, Zn2+, cuyo potencial de reducción estándar es de -0,76 V puede ser oxidado por cualquier otro electrodo cuyo potencial de reducción estándar sea mayor que -0,76 V (por ejemplo, H+ (0 V), Cu2+ (0,16 V), o F2 ( 2,87 V)); y puede ser reducido por cualquier electrodo con un potencial de reducción estándar sea inferior a -0,76 V (por ejemplo, H2 (-2,23 V), Na+ (-2.71 V), o Li+ (-3,05 V)).

En una pila galvánica, cuando una reacción redox espontánea produce una corriente eléctrica, la energía libre de Gibbs   debe ser negativa, de conformidad con la siguiente ecuación:

 

donde   es el número de moles de electrones por mol de productos y   es la constante de Faraday, ~ 96485 C/mol. Como tal, se aplicarán las siguientes reglas:

  • Si  , entonces el proceso es espontáneo (célula galvánica o pila)
  • Si  , entonces el proceso NO es espontáneo (celda electrolítica)

Así, con el fin de tener una reacción espontánea ( ), se debe cumplir que  , donde:

 

donde   es el potencial estándar del ánodo (el signo del valor del potencial de reducción estándar para ese electrodo se ha invertido y por ello lleva un signo menos delante) y   es el potencial estándar del cátodo, tal como figura en el cuadro o tabla de potenciales de electrodo estándar.

Condiciones no estándar

Los potenciales de electrodo estándar se dan en condiciones estándar (concentraciones de 1 mol/L, presión de 1 atm y temperatura de 25 °C). Sin embargo, las células reales pueden operar bajo condiciones no estándar. Dado el potencial estándar de una semipila, su potencial para concentraciones eficaces (actividades no estándar) puede calcularse utilizando la ecuación de Nernst:[4]

 

donde Q es el cociente de reacción.

Los valores de Eo dependen de la temperatura (con excepción del electrodo normal de hidrógeno, porque su potencial ha sido arbitrariamente fijado a 0 para todas las temperaturas) y normalmente se hace referencia a la SHE a la misma temperatura. Para fases condensadas, también se espera que dependerá un poco de la presión (véase el artículo sobre la constante de equilibrio). Por ejemplo, el potencial de electrodo estándar del par redox Ni / NiO se ha estudiado bien porque tal sólido tiene aplicaciones como pseudo-electrodo de referencia a alta temperatura (cuando se encierra dentro de una membrana cerámica de zirconio estabilizada con ytrio). La reacción de la semipila para este par redox es la siguiente:

Ni + H2O   NiO + 2H+ + 2e

El potencial estándar del par Ni / NiO se ha correlacionado para temperaturas entre 0 y 400 ° C y responde aproximadamente a la expresión:[5]

E°(T) = −0.0003T + 0.1414

donde E° está en voltios, y T está en grados Celsius (°C).

En bioquímica, los potenciales se definen habitualmente para pH=7, con el potencial normal en estas condiciones representado por E°- también conocido como el potencial del punto medio o Em,7 porque es el potencial al que las concentraciones de las formas oxidadas y las reducidas de la pareja redox son iguales.

El potencial redox real de un par redox para un pH específico x (Eh, pH = x) está relacionado con el potencial del punto medio por la expresión:

 

Véase también

Referencias

  1. Elementos químicos. Jesús Peñas Cano. Educamadrid.
  2. Fundamentos de electroquímica. En: Introducción a la química analítica. Douglas A. Skoog, Donald M. West. Editorial Reverté, 2002. ISB: 8429175113. Pág. 369
  3. IUPAC definition of the electrode potential
  4. http://www.textoscientificos.com/quimica/inorganica/redox/ecuacion-nernst Ecuación de Nernst. Textos científicos.
  5. R.W. Bosch, D. Feron, and J.P. Celis, "Electrochemistry in Light Water Reactors", CRC Press, 2007.

Lecturas adicionales

En inglés

  • Zumdahl, Steven S., Zumdahl, Susan A (2000) Chemistry (5th ed.), Houghton Mifflin Company. ISBN 0-395-98583-8
  • Atkins, Peter, Jones, Loretta (2005) Chemical Principles (3rd ed.), W.H. Freeman and Company. ISBN 0-7167-5701-X
  • Zu, Y, Couture, MM, Kolling, DR, Crofts, AR, Eltis, LD, Fee, JA, Hirst, J (2003) Biochemistry, 42, 12400-12408
  • Shuttleworth, SJ (1820) Electrochemistry (50th ed.), Harper Collins.

En español

  • Cap. X: Fundamentos de electroquímica. En: Química cuantitativa. Glenn Brown. Editorial Reverté, 1977. ISBN 8429170804 Pág. 272
  • Cap. 13: Pilas electroquímicas. En: Química física, Volumen 1. Arthur W. Adamson. Editorial Reverté, 1979. ISBN 429170197 Pág. 665

Enlaces externos

En inglés

  • Standard Hydrogen Potential
  • Redox Equilibria
  • Electrochemical Cells

En español

  • Electrodos de referencia. La ciencia para todos. Instituto Latinoamericano de la Comunicación Educativa. México.
  • Técnicas fisicoquímicas en medio ambiente. UNED.
  • Biblioteca digital de la universidad de Chile.
  • Electroquímica y corrosión. Universidad de Holguín "Oscar Lucero Moya".
  •   Datos: Q368639

potencial, normal, electrodo, electroquímica, potencial, normal, electrodo, potencial, normal, reducción, electrodo, elemento, abrevia, superíndice, como, normal, estándar, diferencia, potencial, corresponde, celda, semipila, construida, electrodo, elemento, e. En electroquimica el potencial normal de electrodo o potencial normal de reduccion de electrodo de un elemento que se abrevia Eo con un superindice que se lee como normal o estandar es la diferencia de potencial que le corresponde a una celda o semipila construida con un electrodo de ese elemento y un electrodo estandar de hidrogeno cuando la concentracion efectiva o actividad de los iones que intervienen en el proceso es 1 mol L 1 M la presion de las sustancias gaseosas es 1 atmosfera y la temperatura es 298 K 25 C El potencial normal de electrodo se representa habitualmente como Eº y su unidad en el Sistema Internacional es el voltio V 1 Es una constante de cada electrodo e indica la tendencia a producirse que posee cierta semireaccion 2 Indice 1 Potencial de una pila o celula electroquimica 2 Calculo de potenciales normales de electrodo o estandar 3 Medida experimental de los potenciales normales de reduccion 4 Tabla de potenciales normales de reduccion 5 Condiciones no estandar 6 Vease tambien 7 Referencias 8 Lecturas adicionales 8 1 En ingles 8 2 En espanol 9 Enlaces externos 9 1 En ingles 9 2 En espanolPotencial de una pila o celula electroquimica EditarEl fundamento de una celula electroquimica como la pila galvanica es siempre una reaccion redox que se puede desglosar en dos semirreacciones la oxidacion perdida de electrones tiene lugar en el anodo que es el electrodo negativo y la reduccion ganancia de electrones transcurre en el catodo o polo positivo La electricidad se genera debido a la diferencia de potencial electrico entre estos dos electrodos Esta diferencia de potencial se crea como resultado de la diferencia entre los potenciales individuales de los dos electrodos en relacion con el electrolito o disolucion en la que estan sumergidos El potencial de dicha celula sera la diferencia entre el potencial del electrodo positivo catodo donde se realiza la reduccion y el potencial del electrodo negativo anodo donde se realiza la oxidacion E c e l E E E c a t o d o E a n o d o displaystyle E rm cel E E equiv E rm c acute a todo E rm acute a nodo Aunque el potencial global de una celula se puede medir no hay ninguna manera sencilla de medir con precision el potencial de un solo electrodo aislado Dicho potencial electrico tambien varia con la temperatura la concentracion y la presion Dado que el potencial de oxidacion de una semirreaccion es de igual valor pero con signo contrario que el potencial de reduccion de esa misma semirreaccion redox esto nos sirve para calcular cualquiera de los potenciales Por convenio el potencial normal o estandar de electrodo se escribe comunmente como el potencial de reduccion estandar para dicho electrodo Calculo de potenciales normales de electrodo o estandar EditarEl valor del potencial de electrodo no se puede obtener de manera empirica Una pila galvanica resulta de la union de un par de electrodos Asi solo se conoce el valor experimental correspondiente a un par de electrodos y no es posible determinar el valor de cada electrodo individual de la pareja a partir del potencial obtenido empiricamente para la pila galvanica Es necesario establecer un electrodo de referencia el electrodo normal de hidrogeno cuyo potencial se define o se acuerda por convenio En este caso se establece en 0 00 V el potencial de referencia del electrodo normal de hidrogeno y cualquier electrodo cuyo potencial de electrodo no sea conocido aun se puede combinar con el electrodo normal de hidrogeno para formar una pila galvanica y el potencial de dicha pila galvanica es el potencial del electrodo desconocido Utilizando este proceso cualquier electrodo con un potencial desconocido puede ser emparejado con el electrodo normal de hidrogeno o bien con otro electrodo cuyo potencial ya sea conocido y llegar asi a conocer el valor del electrodo desconocido Medida del potencial normal del electrodo de Zn2 Zn Dado que los potenciales de electrodo se definen convencionalmente como potenciales de reduccion el signo del potencial del electrodo donde se produce la oxidacion debe invertirse en el calculo del potencial de la pila en general y por eso va precedido del signo menos Tengase en cuenta que los potenciales de electrodo son independientes del numero de electrones transferidos es decir estan fijados para un mol de electrones transferidos y asi los dos potenciales de electrodo puede ser simplemente combinados para dar el potencial general de la celda restando el mayor menos el menor incluso si diferente numero de electrones participan en las dos reacciones de los electrodos Medida experimental de los potenciales normales de reduccion EditarPara las mediciones practicas el electrodo en cuestion se conecta al terminal positivo del electrometro mientras que el electrodo normal de hidrogeno se conecta al terminal negativo 3 Los valores de los potenciales normales de electrodo asi calculados suelen estar tabulados para una temperatura de 25 C Estos potenciales sirven para predecir el funcionamiento de una celula electroquimica Electrodo normal de hidrogeno con un potencial de referencia de 0 Voltios a todas las temperaturas Tabla de potenciales normales de reduccion EditarArticulo principal Anexo Tabla de potenciales de reduccion Dado que los valores de los potenciales de electrodo indican la capacidad para reducirse que posee dicho electrodo cuanto mayor es el potencial de reduccion de un electrodo mas facilmente se va a reducir en otras palabras que es un agente oxidante mejor Por ejemplo el electrodo fluor fluoruro F2 F tiene un potencial de reduccion de 2 87 V y el electrodo de litio Li Li tiene un valor de 3 05 V El fluor se reduce facilmente y es por tanto un buen agente oxidante En contraste el litio solido Li s prefiere someterse a la oxidacion por tanto es un buen agente reductor Asi el ion zinc Zn2 cuyo potencial de reduccion estandar es de 0 76 V puede ser oxidado por cualquier otro electrodo cuyo potencial de reduccion estandar sea mayor que 0 76 V por ejemplo H 0 V Cu2 0 16 V o F2 2 87 V y puede ser reducido por cualquier electrodo con un potencial de reduccion estandar sea inferior a 0 76 V por ejemplo H2 2 23 V Na 2 71 V o Li 3 05 V En una pila galvanica cuando una reaccion redox espontanea produce una corriente electrica la energia libre de Gibbs D G o displaystyle Delta G rm o debe ser negativa de conformidad con la siguiente ecuacion D G c e l o n F E c e l o displaystyle Delta G rm c acute e l rm o nFE rm c acute e l rm o donde n displaystyle n es el numero de moles de electrones por mol de productos y F displaystyle F es la constante de Faraday 96485 C mol Como tal se aplicaran las siguientes reglas Si E c e l u l a o gt 0 displaystyle E rm c acute e lula rm o gt 0 entonces el proceso es espontaneo celula galvanica o pila Si E c e l u l a o lt 0 displaystyle E rm c acute e lula rm o lt 0 entonces el proceso NO es espontaneo celda electrolitica Asi con el fin de tener una reaccion espontanea D G o lt 0 displaystyle Delta G rm o lt 0 se debe cumplir que E c e l o gt 0 displaystyle E rm c acute e l rm o gt 0 donde E c e l o E c a t o d o o E a n o d o o displaystyle E rm c acute e l rm o E rm c acute a todo rm o E rm acute a nodo rm o donde E a n o d o o displaystyle E rm acute a nodo rm o es el potencial estandar del anodo el signo del valor del potencial de reduccion estandar para ese electrodo se ha invertido y por ello lleva un signo menos delante y E c a t o d o o displaystyle E rm c acute a todo rm o es el potencial estandar del catodo tal como figura en el cuadro o tabla de potenciales de electrodo estandar Condiciones no estandar EditarLos potenciales de electrodo estandar se dan en condiciones estandar concentraciones de 1 mol L presion de 1 atm y temperatura de 25 C Sin embargo las celulas reales pueden operar bajo condiciones no estandar Dado el potencial estandar de una semipila su potencial para concentraciones eficaces actividades no estandar puede calcularse utilizando la ecuacion de Nernst 4 E semipila E R T n F ln Q displaystyle E text semipila E circ frac RT nF ln Q donde Q es el cociente de reaccion Los valores de Eo dependen de la temperatura con excepcion del electrodo normal de hidrogeno porque su potencial ha sido arbitrariamente fijado a 0 para todas las temperaturas y normalmente se hace referencia a la SHE a la misma temperatura Para fases condensadas tambien se espera que dependera un poco de la presion vease el articulo sobre la constante de equilibrio Por ejemplo el potencial de electrodo estandar del par redox Ni NiO se ha estudiado bien porque tal solido tiene aplicaciones como pseudo electrodo de referencia a alta temperatura cuando se encierra dentro de una membrana ceramica de zirconio estabilizada con ytrio La reaccion de la semipila para este par redox es la siguiente Ni H2O displaystyle rightleftharpoons NiO 2H 2e El potencial estandar del par Ni NiO se ha correlacionado para temperaturas entre 0 y 400 C y responde aproximadamente a la expresion 5 E T 0 0003T 0 1414donde E esta en voltios y T esta en grados Celsius C En bioquimica los potenciales se definen habitualmente para pH 7 con el potencial normal en estas condiciones representado por E tambien conocido como el potencial del punto medio o Em 7 porque es el potencial al que las concentraciones de las formas oxidadas y las reducidas de la pareja redox son iguales El potencial redox real de un par redox para un pH especifico x Eh pH x esta relacionado con el potencial del punto medio por la expresion E h pH x E m pH x 2 3 R T n F pH displaystyle E text h text pH x E text m text pH x frac 2 3RT nF text pH Vease tambien EditarElectrodo de referencia Anexo Tabla de potenciales de reduccion Potencial de reduccion Potencial absoluto de electrodo Potencial electroquimico Reacciones redox Serie galvanica Ecuacion de Nernst Celula electroquimica Pila galvanica Celda de concentracionReferencias Editar Elementos quimicos Jesus Penas Cano Educamadrid Fundamentos de electroquimica En Introduccion a 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