Introduccion al equilibrio de reacciones de oxido-reduccion
Elaborado por:
Gustavo Gomez Sosa
Facultad de Quimica UNAM
Q U ÍM IC A A N A L ÍTIC A I C L AV E 1402 G rupo 4, s em es tre 2010-2
Resumen de celdas electroquimicas: Convenciones
Ecuacion de Nerst para la reaccion de reduccion a Ox + ne- <---> b Red
Para calcular la ∆E de una celda electroquimica
celda catodo anodo
red ox
E E E
E E
∆ = −
= −
Ered =potencial de media celda donde se lleva a cabo la reduccion.
Eox = potencial de media celda donde se lleva a cabo la oxidacion.
Siempre se utilizan los potenciales estandar de reduccion, aunque se verifique una reaccion de oxidacion.
Cu2+
+
2 e- Cu 20 0
Re
0.34
Cu Cu Ox d
E
+= E = + V
Cu2+ e-
Cu
+
22
0 0
Re
0.34
Cu d
Cu Ox
E E V
+
= = −
Si
No
0 0
0 0
0 0
celda celda celda
G E
G E
G E
∆ < ⇒ >
∆ > ⇒ <
∆ = ⇒ =
Celda galvanica (genera Wel) Celda electrolitica (necesita Wel) Celda en equilibrio (se agoto Wel)
Anodo: Media celda donde se observa la reaccion de oxidacion y por convencion tiene signo negativo.
Catodo: Media celda donde se observa la reaccion de reduccion y por convencion tiene signo positivo.
0
0
0.059 [Re ]
log [ ]
0.059 [ ]
log [Re ]
b a
a b
ductor
E E n Oxidante
Oxidante
E E n ductor
= −
= +
Actividad de los solidos =1 M Presion parcial de los gases = 1 atm
Cu _ 2 e- Cu2+
Electrodo de Referencia de Hidrogeno (ENH)
El electrodo de referencia termodinamico, al que podemos llamar
“clasico”, es el electrodo normal de hidrogeno, que como ya estudiamos en ocasionees anteriores, consiste de:
✔ Una placa o barra de platino platinado con 1 cm2 de area, que funciona como electrodo, el cual se sumerge en...
✔ Una disolucion acuosa de iones H+, de actividad fija 1M (pH=0), a la cual se le burbujea...
✔ Hidrogeno gaseoso puro, a una presion constante de 1 bar Todo el sistema se mantiene a una T constante de 298.15 K
2H
+(ac) + 2e- → H
2(g)
Para la reaccion de reduccion
La ecuacion de Nerst es
٢ ٢ ٢
٠
٠.٠٥٩ ٢ log
H
H H
H H H
E E a
p
+
+
=
++
Como la actividad de los iones aH+=1M y la presion parcial pH2=1 bar
٢ ٢
٠ ٠.٠٠
H H
H H
E + = E + = V
Por convencion
El valor absoluto del potencial normal E0 del ENH se estima en 4.44 ± 0.02 V a 25 C, pero se convino asignarle un valor de 0.00 V a cualquier temperatura, para tener un patron de comparacion con cualquier
Object 2
Potenciales de reduccion estandar con respecto a ENH
Cu2+
+
2 e- CuReaccion de media celda del catodo (Reduccion)
2
0 0
Re 0.34
Cu Cu Ox d
E + = E = + V
Zn Zn
2++ 2 e-
2
0 0.76
Zn Zn
E V
+ = −
Reaccion de media celda del anodo (Oxidacion)
2H
+(ac) + 2e- → H
2(g)
celda catodo anodo
red ox
E E E
E E
∆ = −
= −
H
2(g) → 2H
+(ac) + 2e-
Anodo (-) Oxidacion
Catodo (+) Reduccion
Anodo (-) Oxidacion
Catodo (+) Reduccion
Flujo de e
-Flujo de e-
Cu٢+
+
٢ e- CuReaccion de media celda del catodo (Reduccion)
٢
٠ ٠
Re ٠.٣٤
Cu Cu Ox d
E + = E = + V
Reaccion de media celda del anodo (Oxidacion)
Ecuacion de Nerst para el catodo
٢ ٢
٢
٢
٢
٠ ٠.٠٥٩ [ ]
٢ log [ ] ٠.٠٥٩ [١ ]
٠.٣٤ log
٢ [١]
٠.٣٤
Cu Cu
Cu Cu
Cu Cu
Cu Cu
E E Cu
Cu E M
E V
+ +
+
+
= + +
= +
=
Zn Zn٢+
+
٢ e- Zn٠٢ ٠.٧٦Zn
E + = − V Ecuacion de Nerst para el anodo
٢ ٢
٢
٢
٠ ٠.٠٥٩ [ ٢ ]
٢ log [ ] ٠.٠٥٩ [١ ]
٠.٧٦ log
٢ [١]
٠.٧٦
Zn Zn
Zn Zn
Zn Zn
Zn Zn
E E Zn
Zn
E V M
E V
+ +
+
+
= + +
= − +
= −
٠.٣٤ ( ٠.٧٦) ١.١
celda catodo anodo
red ox
E E E
E E V
∆ = −
= − = − − =
Diferencia de potencial de la celda electroquimica (anodo y catodo)
Potencial reduccion Potencial reduccion
Transporte de los iones Cu2+desde la
disolucion al
Transporte de los iones Zn2+desde el electrodo a la
disolucion
Flujo de e- Flujo
de e-
Representacion “condensada” de celdas electroquimicas Para la reaccion total redox
La representacion condensada general de la celda electroquimica es:
M٢ Red٢ Ox٢ [x] Ox١ [y] Red١ M١
Anodo
(oxidacion) Catodo (reduccion)
M١,٢
Ox٢ Ox١ Metal ١, ٢
[x] Concentracion de la especie [y] Concentracion
de la especie
Cu٢+
+
٢ e- CuZn Zn٢+
+
٢ e-Catodo (reduccion)
Anodo (oxidacion) Para el ejemplo anterior
Cu٢+ Cu
Zn٢+
Zn [١ M] [١ M]
Anodo
(oxidacion) Catodo (reduccion)
Cu٢+
+
Zn Cu+
Zn٢+٠.٣٤ ( ٠.٧٦) ١.١
celda catodo anodo
red ox
E E E
E E V
∆ = −
= − = − − =
Diferencia de potencial de la celda electroquimica
Ox١ n١ e- Red١
Red٢ Ox٢ n٢ e- n٢ x
n١ x
n٢ Ox١ n١ Red٢ n٢ Red١ n١ Ox٢
+
+
( )
( )
Reduccion Oxidacion
+ +
Ejercicios
Object 1
Ag
+1M y Cu
2+1M Zn
2+2M y Cu
2+1M Zn
2+1M y Cu
2+2M
Definir la Ecuacion de Nerst para cada semicelda y escribir la notacion condensada.
Calcular la diferencia de potencial de la celda y verificar el cambio con la concentracion.
Verificar la tabla de potenciales de reduccion y observar si existe
alguna tendencia con los ejemplos nuevos propuestos.
Identificar el oxidante mas fuerte y el reductor mas fuerte.
Describir que sucede cuando se tienen las disoluciones iguales en las dos semiceldas.
http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/
sections/projectfolder/animationsindex.htm
Constante de equilibrio para una reaccion redox
Ox1 n1 e- Red1
Red2 Ox2 n2 e- n2 x
n1 x
n2 Ox1 n1 Red2 n1n2 e- n2 Red1 n1 Ox2 n1n2 e-
+
+
( )
( )
Reduccion Oxidacion
+ + + +
Para la reaccion total redox
Se puede verificar que a condiciones estandar (P=1 atm y T=298.15 K)
1 2 0
2 1
1 1
1 2 0.06
1 2
[Re ] [ ] [ ] [Re ] 10
n n E
n n
eq n n
K d Ox
Ox d
= = ∆
E
10E
200 0 0
1 2