Cap 4 Electroquímica 031117

February 22, 2023 | Author: Anonymous | Category: N/A
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Capítul o 4. LA ENERGÍ Capítulo ENERGÍA A ELÉCT EL ÉCTRIC RICA A Y LOS PROCESOS QUÍMICOS 4.1. Introducción

La electroquímica  es la ciencia que estudia los cambios químicos producidos mediante corri ente eléctric eléctrica, a,   así como la producción de electricidad mediante reacciones químicas . Los campos de aplicación de la electroquímica son muchos y muy variados. Entre ellos podemos señalar:   Refinación de metales   Recubrimien Recubrimientos tos metálicos   Relojes digitales   Encendido de automóviles ¡Pilas y baterías! ...   Calculadoras Pensemos solo en cuántos dispositivos   Marcapasos modernos las utilizan.   Corrosión de metales -

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La cantidad de energía eléctrica consumida o producida en un sistema electroquímico puede medirse con precisión, lo que nos permite cuantificar estos sistemas. Todas las reacciones electroquímicas ocurren con transferencia de electrones; son, reacciones nes REDOX REDOX, que ocurren físicamente en ambientes separados. La enpor tanto, reaccio trada/salida de corriente (electrones) en un sistema electroquímico electroquímico debe hacerse con disELECTROQUÍMICAS   positivos apropiados, formados por las CÉLULAS O CELDAS ELECTROQUÍMICAS ELECTRODOS  (por donde entra/sale (donde ocurre la reacción electroquímica) y por los ELECTRODOS  la corriente eléctrica). Hay dos tipos de celdas electroquímicas: (a) celdas electrolíticas, electrolíticas , en las cuales la energía eléctrica procedente de la fuente externa hace que tenga lugar una reacción química no espontáne espont ánea a; y (b) celdas volt voltaica aicass , en las cuales una reacción química espontánea  produce electricidad y la suministra a un circuito externo. tánea En este capítulo veremos varias celdas electroquímicas y aprenderemos a diseñarlas. Empezaremos viendo un breve repaso de las reacciones redox. 1

4.2.. Concepto s básic 4.2 básicos os   Las reacciones redox  son aquellas que se producen con transferencia de electrones.. Entre ellas encontramos las reacciones de combustión nes combustión y  y todas aquellas en las que elemental (elementos  (elementos sin combinar). No son fácilmente participan sustancias en estado elemental identificables;; debemos recurrir a los índices de oxidación (io) y sus cambios en la reacidentificables ción para identificarla identificarlas. s.

Cuando una sustancia se oxida, pierde electrones e incrementa su io; cuando se reduce, gana electrones y su io disminuye. Así, en la reacción de formación (síntesis) del agua a partir de sus elementos (hidrógeno y oxígeno gaseosos): (0) (0)

 

(+1)

(-2)

H2(g) + ½O2(g)   H 2 O(g) es redox porque contiene sustancias en estado elemental. Analizando los io, vemos que el hidrógeno incrementa su io (∆io = 1 - 0 = 1), por tanto, se oxida (se llama también agente 1 Ver

la separata de Apuntes de Química General 1, capítulo 4.

 

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agente oxi dante) porque reductor ), ), mientras que el oxígeno se reduce (se llama también agente su io disminuye (∆io = -2 - 0 = -2). La variación en los io representa repr esenta la cantidad de elect electrones rones transferidos.

Oxidación y reducción son procesos que ocurren simultáneamente. Mientras una sustancia cede electrones (se oxida), necesariamente debe haber otra que se reduce (los gana en la misma cantidad); no puede haber un desbalance de electrones. interés de desde estas reacciones enoxida que, conducidos loshacer electronesEltransferidos la sustanciareside que se hacia la queadecuadamente, se reduce, pueden eléctri co aprovechable. Este principio es el que se utiliza en las pilas , dispoun trabajo eléctri sitivos ingeniosos que nos permiten obtener trabajo eléctrico neto a partir de una reacción redox. Esto no sería posible en otro tipo de reacciones. En la pila de Daniell   (celda electroq uímica o celda voltaica, figur figura a 61 61) se consigue separar físicamente la reacción redox en dos semirreacciones, una de oxidación y otra de reducción, que ocurren en dos semiceldas  unidas por un puente salino (el cual permite la conducción ele electrolítica ctrolítica, cierra el circuito y mantiene la neutralidad eléctrica). Las semiceldas contienen electroSemicelda de de   Semicelda de de   dos metálicos   sumergidos en sendas oxidación  oxidación  reducción  reducción   Ag +(aq) + 1 e-  Ag(s)  Cu(s) Cu 2+(aq) + 2e-  Ag(s)  soluciones electrolíticas (que contienen iones del mismo material de los electroFigura 61. Celda electrolítica (pila de Daniell). dos) conectados por un circuito externo también metálico. Los electrones que se producen en la semicelda de oxidación viajan a través de los electrodos metálicos y el circuito externo metálico (conducción metálica) hacia la semicelda de reducción; en el camino puede conectarse una carga para aproveléctrico o. char el paso de los electrones y obtener así trabajo eeléctric Sumando ambas semirreacciones e igualando los electrones transferidos: Cu(s) + 2Ag+(aq)  Cu2+(aq) + 2Ag(s) obtenemos una ecuación iónica neta equivalente al proceso de sumergir una barra de cobre en una solución de nitrato de plata: Cu(s) + 2AgNO3(aq)  Cu(NO3)2(aq) + 2Ag(s) con la notable diferencia de que en este último caso no se obtiene trabajo eléctrico. Podemos recurrir a la estequiometría de la ecuación global antes descrita o de las semirreacciones para calcular las cantidades involucradas de cada especie, e incluso para determinar la cantidad de electrones transferidos. Para ello será necesario trabajar con ecuaciones correctamente balanceadas. Las reacciones redox no siempre pueden balancearse por los métodos sencillos de simple inspección o coeficientes indeterminados. En algunos casos debemos recurrir a técnicas específicas de igualación, como la del ion electrón que pasamos a describir. 4.3. 4.3. Balance Balanceo o de ecua ecuaciones ciones redox por e ell método del ion-ele ion-electró ctró n

Para balancear las ecuaciones redox (en solución acuosa) sin usar los índices de oxidación, oxidació n, recurrimos al método del ión-electrón , que contempla los siguientes pasos: (1)  Escriba la ecuación en su forma iónica.

 

Ca Capítulo pítulo 4. La energía eléctrica eléctrica y lo s pr ocesos q uímicos.

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(2)  Remueva los coeficient coeficientes es y iones espectadores dejando solo las especies que participan en el intercambio de electrones. (3)  En base a la ecuación resultante, escriba las semirreacciones de oxidación y reducción por separado. (4)  Si la reacción ocurre en solución acídica, añada iones H+ y moléculas de agua para balancear los átomos de hidrógeno y oxígeno (de preferencia use H + y no H3O+, a modo de simplificació simplificación). n). (5)  Balancee las cargas en ambos miembros de ambas reacciones añadiendo elec-

trones(6) donde convenga.   El número de electrones perdidos en la oxidación debe ser igual al ganado en la reducción. Para igualarlos puede ser necesario multiplicar cada semirreacción por un coeficiente estequiométrico apropiado. (7)  Sume las dos semirreacciones resultantes para obtener la ecuación iónica neta balanceada. (8)  A este punto, asuma que cualquier cambio en p presencia resencia de iones H+ se debe al hecho de que la reacción tiene lugar en solución ácida. Si la reacción ocurre en solución básica añada iones OH- y moléculas de agua para cancelar cualquier ión H+. (9)  Añadimos los iones espectadores, balanceándolos. Ejemplo 4.1 4.1.. Balancee la siguiente ecuación por el método del ion electrón: Ce(SO4)2 + FeSO4  Ce2(SO4)3 + Fe2(SO4)3  2222+ 3+ 3+ Solución: (1 (1)) Ce4+ + 2SO24  + Fe  + SO4    2Ce  + 3SO4  + 2Fe  + 3SO4   (2) Ce4+ +2+Fe2+ 3+  Ce3+ + Fe3+  (3 y 5) Fe  Fe  + 1 e-  semirreacc semirreacción ión de oxidación 4+ 3+ Ce  + 1e  Ce   semirreacc semirreacción ión de reducción (4 y 8) No hay información sobre medio de reacción; asumimos en solución neutra. (6 y 7) número de electrones balanceado, sumamos ambas semirreacciones: Fe2+ + Ce4+  Fe3+ + Ce3+  2224+ 3+ 3+ (9) 2Fe2+ + 2SO24  + 2Ce  + 4SO4   2Fe + 3SO4  + 2Ce  + 3SO4   2Ce(SO4)2 + 2FeSO4  Ce2(SO4)3 + Fe2(SO4)3 

Ejemplo 4.2 4.2.. Balancee la siguiente ecuación por el método del ion electrón: Fe + HNO3  Fe(NO3)2 + H2O + NO (1)) Fe + H+ + NO-3  Fe2+ + 2NO-3 + H+ + OH- + NO Solución: (1 (3) Fe  Fe2+ (2) Fe + NO-3  Fe2+ + NO NO3-   NO (4) 4H+ + NO-3 +  NO + 2H2O (balance de masa) (5 y 6) 3*[ Fe  Fe2+ + 2 e-]   2*[ 4H+ + NO-3  + 3 e-  NO + 2H2O]  (balance de cargas) (7) 3Fe + 8H+ + 2NO-3   3Fe2+ + 2NO + 4H2O (8 y 9) 3Fe + 8H+ + 2NO-3  + 6NO-3  3Fe2+ + 6NO-3 + 2NO + 4H2O 3Fe + 8HNO3  3Fe(NO3)2 + 4H2O + 2NO Ejemplo 4.3 4.3.. Balancee la siguiente ecuación por el método del ion electrón; la reacción ocurre en medio básico: 3+ CrO24  + Br 2  Cr   + BrO3   Solución: Las ecuaciones que involucran transferencia de electrones son: Br 2  BrO-3  4   Cr 3+  CrO2Balanceando las masas:

 

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Br 2 + 6H2O  2BrO-3 + 12H+ 3+ 8H+ + CrO24   Cr   + 4H2O  Balanceando las cargas: 3*[ Br 2 + 6H2O  2BrO-3 + 12H+ + 10 e-]   3+ 10*[ 8H+ + CrO24  + 3 e  Cr   + 4H2O] 3+ Sumando: 3Br 2 + 44H+ + 10CrO24   6BrO3  + 10Cr   + 22H2O Como la reacción ocurre en medio básico, neutralizamos los H+ añadiendo OH- en ambos 3+ miembros: 3Br 2 + 44H+ + 44OH- + 10CrO24   6BrO3  + 10Cr   + 22H2O + 44OH   2-

Queda:

3Br 2 +

22H 22 H2O

+

10CrO 10 CrO4

-

 

6Br BrO O3  +

3+

-

10Cr  10 Cr   + 44 44OH OH  

4.4. 4.4. Conductivi dad eléctrica en celdas ele electro ctro químicas

La corriente eléctrica se produce por transferencia de carga. La carga puede conducirse a través de metales ( conducción metálica) o por el movimiento de iones en solución o líquidos electrolítica ctrolítica).  puros (conducción ele En la conducción metálica los electrones fluyen sin alterar la posición de los átomos metálicos. En la conducción iónica o electrolítica son iones los que se mueven a través de una solución o líquido puro. Ambos tipos de conducción ocurren en las cel62): iones das electroquímicas, en las cuales (figur a 62 (+) o cationes → hacia electrodo (-): CÁTODO; iones (-) o aniones → hacia electrodo (+): ÁNODO.

Figura 62. Componentes de una celda electrolítica

4.5. 4.5. Ele Electro ctro dos y tipo s de celdas ele electro ctro químicas

Son superficies sobre las que ocurren las semirreacciones de oxidación y reducción. electrod os inertes ). Pueden participar o no en las reacciones (si no reaccionan, se llaman electrod cátodo   es el electrodo donde ocurre la reducción reducción   a medida que los electrones El cátodo ánodo  ocurre la oxidación, a medida que alguson captados por algunas especies. En el ánodo  nas especies pierden electrones. Cada electrodo puede ser (+) o (-), dependiendo del tipo de celda.

Una celda primaria es un tipo especial de celda electroquímica electr oquímica en la cual la reacción reacción   irreversible), ), y las identidades del ánodo y cátodo son, por lo no puede ser revertida (es irreversible tanto, fijas. El cátodo cátodo siempre  siempre es el electrodo positivo positivo.. La celda puede ser descargada pero no recargada. Una celda secundaria, una batería recargable, por ejemplo, es una celda en que la reacción es reversible. Cuando la celda está siendo cargada cargada,, el ánodo ánodo se  se convierte en el reacción es reversible. electrodo positivo (+) y (+) y el cátodo en cátodo en el negativo (-). (-). Esto también se aplica para la celda electrolítica. Cuando la celda está siendo descargada, descargada, se comporta como una celda primaria o voltaica, con el ánodo ánodo como  como electrodo negativo negativo y  y el cátodo como cátodo como positivo. positivo. 4.6.. Ce 4.6 Celdas ldas vol voltaic taicas as o galvánic galvánicas as

En ellas las reacciones redox espontáneas producen energía eléctrica. Las dos mitades de la reacción redox están separadas (semiceldas). Se necesita circuito eléctrico externo. Ej.: pilas secas, baterías de automóvil.

 

Ca Capítulo pítulo 4. La energía eléctrica eléctrica y lo s pr ocesos q uímicos.

4.6. 4.6.1. 1.

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Construc Construcción ción de celdas voltaicas sencillas

Una semicelda contiene las formas oxidada y reducida de un elemento (u otras especies más complejas) en contacto entre sí. La semicelda más frecuente contiene un trozo de metal (electrodo ) sumergido en una solución   electrolítica que contiene los iones de dicho metal. Las semiceldas se pueden montar en vasos de precipitados uniendo los electrodos con conductores metálicos . En esta interconexión se puede intercalar un amperímetro para medir el flujo de corriente generada como producto de la reacción redox. Es fundamental que las dos semiceldas se unan mediante un puente salino : tubo en U lleno con electrolito (sal + agar al 5 %) en forma de gelatina donde los iones tienen movimiento, indispensable para cerrar el circuito eléctrico. Este puente salino tiene como funciones: (a) permitir el contacto eléctrico entre ambas soluciones; (b) evitar la mezcla de las soluciones de los electrodos; y (c)   mantener la neutralidad eléctrica en cada semicelda a medida que los iones fluyen dentro y fuera del puente salino. Llamaremos celda normal  a aquella en la cual reactivos y productos se ennorm ales, s, CN: soluciocondic iones normale cuentran en sus estados termodinámicos normales o condiciones nes electrolíticas en concentración concentración 1 M, y gases a 1 atm de presión. 4.6.2.. 4.6.2

Celda vol taica tai ca Zn – Cu

Esta celda está constituida por una semicelda con un electrodo de cobre (Cu) metálico sumergido en una solución de sulfato de cobre, CuSO4, 1 M, y la otra semicelda contiene un electrodo de zinc (Zn) metálico sumergido en una solución 1 M de sul63). fato de zinc, ZnSO4 (figur a 63 Esta es la llamada pila de Daniell, cuya reacción neta es: Zn(s) + Cu2+(aq) 2+ →  Zn (aq) + Cu(s). El potencial medido es Figura 63. Celda voltaica Zn-Cu. de 1,10 V. La celda se representa así: 2+ 2+ Zn (s)|Zn (aq) (1,0 M)||Cu (aq) (1,0 M)|Cu (s). Con (|| ) se representa el puente salino y con ( |)  la interfase en la que se desarrolla un potencial (electrodo). La celda anódica se escribe a la izquierda. En este tipo de celdas los electrones se liberan en el ánodo y se consumen en el cátodo. Por tanto, fluyen en el conductor externo desde el ánodo hasta el cátodo como en todas las celdas electroquímicas. electroquímicas. Las semirreaccio semirreacciones nes son: Zn(s)  Zn2+(aq) + 2e-  (Oxidación , ánodo) Cu2+(aq) + 2e-  Cu(s) (Reducción , cátodo ) Zn(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s)

Reacción total  de la celda) (Reacción

Se observa que el cátodo de Zn al oxidarse se “consume”, se corroe; mientras que el ánodo de Cu se reduce y deposita sobre la superficie del electrodo, por lo que observamos un crecimiento del mismo. En todas las celdas voltaicas los electrones fluyen espontáneamente desde el electrodo negativo hasta el electrodo positivo, de modo que (contrariamente a lo que sucede con celdas convencionalmente y vistos desde fuera, el ánodo es convencionalmente negativo y ellas cátodo eselectrolíticas) positivo.

 

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La neutralidad se mantiene mediante la migración de iones cloruro, Cl -, en el ánodo (2 por cada ion Zn2+), y de iones potasio potasio,, K+, en el cátodo (2 por cada ion Cu 2+). A medida que la reacción avanza, el voltaje de la celda disminuye. Cuando el voltaje de la celda es cero, la concentración de los iones en solución no es cero. Esta descripción es aplicable a cualquier celda voltaica. 4.6.3. 4.6 .3.

Ce Celda lda vol voltaic taica a Cu - Ag

64)) tiene una semiEsta celda (figura 64 celda constituida por un electrodo de cobre metálico sumergido en una solución de sulfato de cobre, CuSO4, 1 M; mientras que la otra semicelda está constituida por un electrodo de plata metálica sumergido en una solución 1 M de nitrato de plata, AgNO3.

En esta celda la reacción neta es: Cu(s) + + 2Ag(s), y el potencial normal de celda es de 0,46 V. La celda se representa: Cu(s)|Cu 2+(aq) (1,0 M)||Ag +(aq)  (1,0 M)|Ag(s M)|Ag(s)). 2Ag+(aq) → Cu2+(aq)

Figura 64. Celda Cu-Ag. 

esta celda observamos qu emientras que la masa que la concentración de Cu2+ en esa de cobre en el En electrodo de cobre disminuye, semicelda aumenta (esto significa que en esa semicelda el cobre se oxida). Se observa también que en la semicelda de la plata el electrodo aumenta su masa mientras que la solución se diluye en iones Ag+ (quiere decir que la plata se reduce). El hecho de que un electrodo actúe como ánodo o cátodo depende de cuál sea el otro electrodo de la celda. Considerando las ecuaciones globales de ambas celdas podemos decir que el poder oxidante crece del Zn2+(aq) a Ag+(aq) [Zn2+(aq) < Cu2+(aq) < Ag+(aq)] y que el poder reductor  decrece  decrece del Zn (s) a la Ag(s) [Zn(s) > Cu(s) > Ag(s)]. 4.7.. Potenci 4.7 Potenciales ales nor normales males de electro electrodo do espontaneidad  de la reacción redox. Cuanto mayores El potencial de celda mide la espontaneidad sean los potenciales de celda (más positivos), mayor será la fuerza motriz para la reacción tal como se escribe (mayor espontaneidad).

Sería bueno poder determinar la contribución de cada semicelda al potencial total de la celda, de esa manera podríamos determinar la tendencia con que ocurrirán las reacciones REDOX cuando comparemos dos materiales cualesquiera. Veamos que pasa en semiceldas normales (potenciales normales de electrodo). 4.7.1. 4.7 .1.

El electro do nor normal mal de hid rógeno róg eno

Como oxidación y reducción son reacciones simultáneas, no es posible determinar experimentalmente el potencial con un electrodo aislado. En cualquier caso, debemos tomar una refere referencia ncia arbitraria: el electrodo no rmal de hid rógeno (ENH) (ENH) al cual le asignamos potencial 0 (cero).

 

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¿Cómo está hecho este electrodo?: consiste en una pieza de metal recubierta electrolíticamente con platino (Pt), sumergida en una solución 1 M de H +. Este electrodo platinado va dentro de una funda de vidrio dentro de la cual se burbujea H2 a 1 atm de presión (ver figura 65). Las semirreacciones son: H2(g) → 2H+(aq) + 2e-  (ENH como ánodo) 0 V + 2H (aq) + 2e  → H2(g) (ENH como cátodo) 0 V Este electrodo se toma como referencia, y contra él se comparan los metales (semiceldas en condiciones normales: soluciones 1 M; gases a 1 atm de presión parcial, T = 25 ºC). Se obtiene un V = potencial normal (estándar) de electrodo  respecto al H2 (ENH). Convencionalmente el potencial no rmal de electrodo se s e da (en (en tabla t ablass y manuales) para para el proceso d e reducción . 4.7.2.. 4.7.2

Figura 65. Electrodo normal de hidrógeno. (ENH).

La cel celda da de zinc zinc-ENH -ENH

En la figura 66  puede verse esta celda, cuyos parámetros electroquímicos característicos son: Reacción neta: Zn(s) + 2H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g) El ENH hace de cátodo. El electrodo de Zn(s) se disuelve: Aumenta la concentración de Zn2+(aq) en el ánodo. En cambio, la concentración de H+(aq) disminuye en el cátodo, produciéndose H2(g).  

Figura 66. 66.  Celda Zn-ENH.

Las semirreacciones son: (Oxidación , ánodo ): Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-  (Reducción , cátodo ): 2H+(aq) + 2e- → H2(g) (Rx neta): Zn(s) + 2H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g)

V = 0,763 V  V  ∆V = 0,000 V(por definición)  V = Eº = 0,763 Vmedido  ∆

El potencial estándar de celda, sería la suma de los potenciales de cada semicelda. [En esta celda, ENH es el cátodo; el Zn(s) reduce al H +(aq) a H2(g); el electrodo de Zn(s) es el ánodo]. 2+

-

-  → Hque = -0,763. El +signo Semenos deducefavorable que: Zn que (aq)la+ reducción 2e  → Zn(s); -0,763. 2H esta reacción es delEº hidrógeno: (aq) +(-)2eindica 2(g)  Eº Eº = 0,000V.

4.7.3.. 4.7.3

La cel celda da de cobr co bre-EN e-ENH H

Se construye de forma análoga a la anterior. Se obtiene un potencial inicial de celda de 0,337 V. Se consume el H2(g) produciéndose H+(aq), que incrementa su concentración en el ánodo. En el cátodo se deposita cobre, que incrementa su masa, mientras que disminuye la concentración de Cu2+(aq). En la figura 67  puede verse el esquema de esta celda. Las semirreacciones son:

Figura 67. Celda Cu-ENH.

 

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(oxidación, ánodo ) H2(g) → 2H+(aq) + 2e-  (reducción, cátodo ) Cu2+(aq) + 2e-  → Cu(s) (Reacción neta): H2(g) + Cu2+(aq) → 2H+(aq) + Cu(s) Eº = -0,337 V. V.

Eº = 0,0000 V (def.) Eº = 0,337 V Eºcelda=0,337 Vmedido

El cobre se reduce. También podemos escribir: Cu(s)

  Cu2+(aq) + 2e-;



4.8.. Potenci ales norm ales de electro do 4.8

Son los valores de las tensiones (Eº) medidas cuando enfrentamos las sustancias (metales o no metales) con el H2 (ENH). Como hemos visto, convencionalmente se expresan: Forma reducida → forma oxidada + ne-  Eº = Potencial normal de oxidación. Forma oxidada + ne- → forma reducida Eº = Potencial normal de reducción. Los electrodos con: Eº (+) (potencial de reducción) → actúan como cátodo  frente a ENH. Eº (-) (potencial de reducción) → actúan como ánodo  frente a ENH. Cuanto más (+) es Eº → > tendencia t endencia a que ocurra la reacción directa (reducción). Cuanto más (-) es Eº →  > tendencia a que ocurra la reacción inversa (oxidación). electr ctrodo odo 2 a 25 ºC (o series De esta forma se obtienen los potenciales normales de ele

electromotrices). electromotrices ). En la tabla 9 se incluyen algunos valores. Tabla 9. Serie de potenciales estándar de reducción -----------------------------------------------------------------------------------Elemento Semi Rx redu reducció cció n Eº (V) ------------------------------------------------------------------------------------3,045 Li Li+(aq) + e- → Li(s) 

Zn Fe Pb H2  Cu Ag Au F2 

Zn2+(aq)  + 2e- → Zn(s)    e    t   n   a    d    i   x   o   r   e    d   o   p    l   e   e   c   e   r    C

Fe2+(aq) + 2e- → Fe(s)  Pb2+(aq) + 2e- → Pb(s)  2H+(aq) + 2e- → H2(g)  Cu2+(aq) + 2e-  → Cu(s)  Ag+(aq) + e- → Ag(s)  Au3+(aq) + 3e- → Au(s)  F2(g) + 2e- → 2F-(aq) 

-0,7628   r   o    t   c   u    d   e   r   r   e    d   o   p    l   e   e   c   e   r    C

-0,44 -0,126 0,0000 +0,337 +0,7994 +1,50 +2,87

--------------------------------------------------------------------------

4.8.1. 4.8 .1.

 

Usos de los pot potenciales enciales nor normales males de electro electrodo do  

¿Para qué sirven estos potenciales? ¿Cómo se usan?: para predecir la espontaneidad de las reacciones redox (en general, se lleven a cabo o no en celdas electroquímicas). La tabla 10 es más completa. 2 Orden

relativo de tendencias de los elementos y iones simples para actuar como agentes oxidantes o reductores. Llamada también serie de actividades .

 

Ca Capítulo pítulo 4. La energía eléctrica eléctrica y lo s pr ocesos q uímicos.

Tabla 10. Serie de potenciales estándar de reducción

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Supongamos que no hemos hecho ningún experimento y que deseamos predecir qué ocurrirá así: cuando “enfrentemos” al Cu y al Zn; ¿quién se oxida?, ¿quién se reduce? Procedemos •  Se eligen reacciones apropiadas de la tabla de potenciales normales de reducción. •  Se escribe la semirreac semirreacción ción con valores de Eº más positivo (o menos negativo) para la reducción, junto con su potencial. •  Se escribe la otra semirreacción como oxidación, con su potencial (al invertir, cambia el signo de Eº). 0 •  Se ajusta la transferencia de electrones (no se multiplica E  por los coeficientes estequiométricos ya que este es propiedad intensiva, mide solo una tendencia). •  Se suman las semirreacciones y los potenciales respectivos. espontánea.

El Eºcelda obtenido debe ser (+), de modo que la reacción neta directa es Los datos que hallamos en las tablas para Zn|Cu son los que aparecen en

la tabla 9. 

 

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Como Cu2+(aq)|Cu(s) tiene Eº (+), se reduce, y como Zn(s)|Zn 2+(aq) tiene potencial negativo, se oxida: Cu2+(aq) + 2e-  → Cu(s) +0,337 V 2+ Zn(s) → Zn (aq) + 2e   +0,7628V          2+ 2+ Zn(s) + Cu (aq) → Zn (aq) + Cu(s) Eº = 1,1 V Eºcelda (+) → reacción espontánea (el Zn reduce al Cu; el Cu oxida al Zn) → Zn(s) + Cu2+(aq) tiene Eºcelda negaLa tanto, reacción inversa: Zn2+(aq)Podría + Cu(s)llevarse tivo = -1,1 V; por es no espontánea. a cabo con ∆Vexterno > 1,1 V (en celda electrolítica).

4.4.. En CN, ¿los iones Cr 3+(aq) oxidarán al Cu(s) a Cu2+(aq); o el Cu2+(aq) oxidará Ejemplo 4.4 al Cr(s) a Cr 3+(aq)? Solución:  Usando tabla de potenciales normales de electrodo: (1) Cu2+ + 2e-  Cu(s) Eº Solución: = = 0,34 V y (2) Cr 3+ + 3e-  Cr Eº = -0,74 V. Por tanto, habrá que invertir (2) para obtener un potencial neto (+): Cu 2+(aq) oxidarán al Cr(s). 4.8.2. 4.8 .2.

Potenci ales nor normales males de electro do para otr otras as semi-reacci semi-reacciones ones

Hay casos en que las especies oxidada y reducida son iónicas y están en 3+

2+

3+

-→

2+

solución; por ejemplo, Fe (aq)|Fe (aq): Fe (aq) + e    Fe (aq) Otro ejemplo: Cr 2O72-(aq) |Cr 3+(aq): Cr 2O72-(aq) + 14H+(aq) + 6e- → 2Cr 3+(aq) + 7H2O(l); Eº = +1,33 V

Eº = +0,771 V

Los valores de estos potenciales (Eº) se encuentran en tablas y se usan de la misma forma antes descrita. Ejemplo 4.5 4.5.. En solución ácida en CN, ¿los ¿lo s iones Sn4+(aq) oxidarán al óxido nítrico [NO(g)] a nitrato [NO3-(aq)]; o el NO3-(aq) oxidará al Sn2+(aq) a Sn4+(aq)? Solución: Semirreacciones de tabla 10 (obviamos el estado de agregación): 2 × [ [NO NO-3 + 4H+ + 3e- → NO + 2H2O]  Eº = +0,96 V 2+ 4+ 3× [ [Sn Sn  → Sn  + 2e ]  Eº = -0,14 V ------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------+ 2+ 4+ Eºcelda = +0,82 V 2 NO 3 + 8H  + 3Sn   2NO + 4H2O + 3Sn   2+ ox ida al Sn (aq) a Sn 4+(aq)  reacció cció n espontáne espont ánea a  El nitrato oxida Eºcelda (+) → rea Recordar:  Los potenciales normales de electrodo miden la tendencia termodinámica de varias semirreacciones. En la práctica puede haber factores “adversos” (velocidad de difusión desde o hacia los electrodos; a veces es necesario un sobrevoltaje –sobrepotencial- para llevar a cabo la reducción). Es decir, una reacción termodinámicamente posible, puede no tener lugar a una velocidad apreciable y, en consecuencia, no ser útil industrialmente. 4.9.. Ce 4.9 Celdas ldas electro electrolíti líticas cas

En ellas ocurren reacciones químicas no espontáneas suministrándoles energía eléctrica. Este proceso se llama electrólisis . Se usa celda con electrodos sumergidos en solución y conectados a la fuentehay de corriente continua. Losbasadas electrodos pueden ser inertes (no reaccionan). Industrialmente muchas aplicaciones en este principio.

 

Ca Capítulo pítulo 4. La energía eléctrica eléctrica y lo s pr ocesos q uímicos.

4.9. 4.9.1. 1.

123

Electrólisis de dell clorur o sódic sódico o fundi do (ce (celda lda de Downs)

Las reacciones que tienen lugar son: 2Cl-(aq) → Cl2(g) + 2e-  2[Na+(aq) + e- → Na(l)] 2Na+(aq) + 2Cl-(aq) → 2Na(l) + Cl2(g) 2NaCl(aq)

(Oxidación , ÁNODO) (Reducción , CÁTODO) (Re Reacción acción g lobal  de la celda: no esontánea,, salvo ue T > 801 ºC ontánea

-s

En se producen consumene -se    En reacción reacción catódica anódica se

Circulan el cable del ánodo al en cátodo

68 puede verse un esquema de la electrólisis del cloruro sódico En la figur a 68 fundido. En la práctica no se debe permitir contacto entre sodio metálico (Na) y el gas cloro (Cl2), pues reaccionan violentamente para formar cloruro sódico, por ello se usa un dispositivo especial (celda de Downs). El proceso es caro debido al diseño, costo del equipo y consumo energético; sin embargo, es la forma más difundida de producir sodio metálico por ser muy reactivo. 4.9. 4.9.2. 2.

Electrólisis del clorur o sódic sódico o acuoso

Considera la electrólisis de una solución moderadamente concentrada de figura a 69 69). cloruro sódico en agua, usando electrodos inertes (figur

Figura 68 68.. Esquema de aparato (celda) para electrólisis del NaCl  fundido.

Figura 69. Electrólisis de NaCl acuoso.

Las semirreacciones y la reacción global son: 2Cl-(aq) → Cl2(g) + 2e-  (Oxidación , ÁNODO) 2H2O(l) + 2e- → 2OH-(aq) + H2(g) (Reducción , CÁTODO) Reacción global  de celda) 2H2O(l) + 2Cl-(aq) → 2OH-(aq) + H2(g) + Cl2(g) (Reacción + + + 2Na (aq) → + 2Na (aq) (Iones espectador espectadores) es) 2NaCl(aq) → 2NaOH(aq) La reacción global de celda produce hidrógeno (H 2) y cloro (Cl2) gaseosos, y una disolución acuosa de soda cáustica (NaOH). El NaOH(s) se obtiene evaporando el agua. Este proceso es el industrialmente más económico para producir estos gases (no hay que fundir el cloruro de sodio, que es un procedimiento caro). Los electrones fluyen del ánodo (+) al cátodo (-). 4.9. 4.9.3. 3.

Electrólisis del sulfato de sodio acuoso

En este caso, las semirreaccione semirreaccioness son:

 

124

Universi dad d e Piura – Facul tad de Ingeniería - QUÍMIC QUÍMICA A GENERAL GENERAL 2

2[H2O(l) + 2e-  → H2(g) + 2OH-(aq)] 2H2O(l) → O2(g) + 4H+(aq) + 4e- 

(Reducción , CÁTODO) (Oxidación , ÁNODO)           + Reacción global  de celda) 6H2O(l) → 2H2(g) + O2(g) + 4H (aq) + 4OH (aq) (Reacción 4H2O 2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)

(Reacción neta)  _ 

El resultado neto este proceso, 70  es laque puede verse esquematizado en de la figura electról ele ctról isis del agua, que se reduce más fácilmente que el ion sodio acuoso, Na+(aq), y se oxida más fácilmente que el ión sulfato acuoso, SO42 (aq).

+ Batería acumuladora

e _ 

e+

Cátodo Pt

 Áno do Pt



(con azul de bromotimol)

H2(g)

4.10. 4.1 0. La ley de Faraday de la electrólis electró lisis is

Na+(aq) SO-24(aq) OH-(aq)

Michael Faraday enunció la siguiente ley, conocida como la ley de Faraday de la electrólisis, en 1832: “ la cantidad de sustancia qu e se oxida o se reduce en cada electrodo durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que pasa a través de la celda” celda ” .

Reducción H2(g)  + 2OH-(aq) ] 2[2H2O(l) + 2e -  

O2(g)

Cl -(aq) 2H2O(l)  

Oxidación O2(g)  + 4H+(aq)  + 4e -

Figura 70. Esquema de la celda de electrólisis del Na2SO4(aq). 

El Faraday   (F) es la unidad cuantitativa de electricidad, y equivale a la cantidad de electricidad que reduce un peso equivalente de sustancia en el cátodo y que oxida un peso equivalente de sustancia en el ánodo. En consecuencia, es la cantidad necesaria de corriente para ganar o perder 6,02 ×1023 electrones. equivalente de cualquier sustancia es la cantidad de sustancia que conUn peso equivalente  sume o prod uce 1 mol de electrones electrones.. En la tabla 11 se muestran algunos pesos equivalentes. Tabla 11. Cantidades de sustancia producida por 1 F. # e- en Producto Canti Ca nti dad (= 1 peso peso equi Semi-Rx semi(elecvalente) Rx trodo) 1 Ag (cát.) 1 mol = 107,87 g Ag+(aq) + e- → Ag(s) +(aq) + 2e- → H2(g) 2H2+ Cu (aq) + 2e- → Cu(s) Au3+(aq) + 3e- → Au(s) 2Cl-(aq) → Cl2(g) + 2e-  2H2O(l) → O2(g) + 4H+(aq) + 4e- 

2 2 3 2 4

H2 (cát.) Cu (cát.) Au (cát.) Cl2 (án.) O2 (án.)

½ mol = 1 g ½ mol = 31,77 g ⅓ mol = 65,66 g ½ mol = 35,5 g = 11,2 LCN  ¼ mol ≈ 8 g = 5,60 LCN 

(C), que se define como la carga Una unidad eléctrica más pequeña es el coulom bio (C) que pasa por un punto cuando fluye 1 A de corriente eléctrica durante 1 s [I = C/t]: 1 A = 1 C/1 s = 1 C/s 1 F = 96 485 C = 6,02×1023 electrones

Podemos, en consecuencia, redefinir la ley de Faraday: “en “ en un proceso electroquímico, 1 F de electricidad (96 485 C = 1 mol de electrones) reduce y oxida, respectivamente un peso equivalente de cada uno de los agentes oxidantes y reductores”. reductores ”. Ejemplo 4.6 4.6.. Calcule la masa de Cu(s) producida durante el paso de 2,5 A de corriente en una solución de CuSO4 durante 50 minutos.

 

Ca Capítulo pítulo 4. La energía eléctrica eléctrica y lo s pr ocesos q uímicos.

125

Solución: 1 A = 1 C/s ; I = C/t  C = I × t = 2,5A × 50 min x 60 s/min = 7500 C. En la reacción: Cu2+(aq) + 2e-  →  Cu(s) (Reducción – cátodo) 1 mol 2 moles 1 mol 63,5 g 2(96 500) 63,5 g 7500 x 63 , 5 como: 2 × 96500 → 63,5 g x = = 2,47 g Cu   7500 C →  x 2x 96500 Nota:  Observe la poca cantidad de Cu producido con corriente relativamente grande. Ejemplo 4.7 4.7.. ¿Qué volumen de oxígeno gaseoso, O2(g) (medido en CN) se produce por la oxidación del agua en la electrólisis del sulfato de cobre (II) en el ejemplo anterior?

4H+(aq) + 4e-  (oxidación - ánodo) 4(6,02×1023) e-  4(96500) C          7500 × 22,4 4×96500 C → 22,4 LCN  x=   VO     = 0,435 L CN = 4 × 96500 7500 C → x

Solución:  Solución: 

2H2O(l)

 



O2(g) + 1 mol 22,4 LCN

2

4.11 4.11.. Determinación Determinación del estado de oxi dación m media ediante nte electrólisi s

La electrólisis puede utilizarse también para determinar el número de oxidación de un elemento relacionando la cantidad producida del elemento con la cantidad de corriente (moles de electrones) que circula por la celda. Ejemplo 4.8 4.8.. Una solución acuosa de una sal compleja desconocida de cromo se electroliza mediante una corriente de 3 A durante 1 h. Esto produce 1,94 g de cromo metálico, Cr(s) en el cátodo. ¿Cuál es el índice de oxidación del cromo en esta solución? Solución: C = I.t = 3 A × 1 h × 3600 s/h = 10 800 A.s = 10 800 C   Ecuación: Cr +n  + ne-  Cr n(96 500C)   52 g n*(96 500)*1,94 = 52*10 800  n ≈ 3 10 800 C   1,94 g trata ata de una soluc ión de Cr  Cr 3+. ⇒   Se tr 4.12 4.12.. Efecto de las concentraciones c oncentraciones (o pr esiones parciales) sobre los pot enciale encialess de electro ele ctro do: l a ecua ecuación ción de Ne Nernst. rnst.

Los potenciales estándar o normales (E0) se refieren al estado normal (CN) de los componentes de la celda electroquímica: Eº → se refiere a CN

[Soluciones]: 1 M gases: pp = 1 atm S, L: estado normal a 25 ºC

Ojo :  condiciones

termodinámicamente normales (¡no CN para gases!)

A medida que las celdas funcionan, las concentraciones cambian y el potencial también cambia (disminuye). Por otro lado, si las celdas se construyen con concentraciones distintas de 1 M o con presiones parciales distintas de 1 atm, el potencial de celda (E) diferirá del potencial normal (Eº). En estos casos, el nuevo potencial (E) se calcula con la ecuación de Nernst :

 

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126

E =  Eº −

2,303RT log Q   nF

donde: E = potencial en condiciones distintas a las normales Eº = potencial normal R = constante universal de los gases (8,314 J/mol K) T = temperatura absoluta en Kelvin n =  número de moles de electrones transferidos en la reacción F = constante de Faraday = 96 485 C/mol e-; 1 J/VC = 96 485 J/V.mol e -  Q = cociente de reacción Usando los valores de las constantes en las unidades indicadas, la ecuación de Nernst queda:

E =  Eº −

0,0592 log Q   n

Así tendríamos que para las semirreacciones de reducción que estamos estudiando: x Ox + ne- → y Red, Red, donde: Ox → especie oxidada La a lica licación ción de llaa ecua ecuación ción de Nerns Nernstt nos dará: dará: Red → especie reducida

[Red] 0,0592 log  E =  Eº − n [Ox]x

y

 

Aplicando esta expresión al caso concreto de la reducción del zinc: Zn2+(aq)  + 2e- → Zn(s)  Eº = -0,7628 V E = Eº −

1 0,0592 1 0,0592 log log  = −0,763 − 2 [Zn ] [Zn 2 ]   2 n +

+

vemos que el potencial de celda (E) depende del potencial estándar (Eº), del número de electrones transferidos (n) y de la concentración de los iones Zn2+. Ejemplo 4.9 4.9.. Calcule el potencial para el electrodo cloro-ión cloruro, Cl2/Cl-, cuando la presión parcial del cloro es 10,00 atm y [Cl-] = 1,00 x 10-3 M. Solución: tenemos una solución con concentración distinta de la normal ( ≠ 1 M) y una sustancia gaseosa de presión- parcial -distinta de la normal ( ≠ 1 atm). En este caso n vale 2, según la ecuación: Cl2 + 2e   2 Cl ; Eº = +1,360 V. Usando la ecuación de Nernst:

E = 1,360 -

[ ]

Cl − 0,0592   log p Cl 2

2

; donde [Cl-] = 1,00x10-3 M y p Cl2 = 10,00 atm; reemplazando

2

estos valores: E = 1,360 -

0,0592 2

[1,00x10 ] log  

−3

10,00

2

= +1,567 V = E. 

Ejemplo 4.10.  Una celda se construye a 25 ºC de la manera siguiente: una semicelda consta del par Fe3+(aq)|Fe2+(aq) en el que [Fe3+] = 1,00 M y [Fe2+] = 0,10 M. La otra implica el par MnO4-(aq)|Mn2+(aq) en disolución ácida, en la que [MnO4-] = 1×10-2 M, [Mn2+] = 1×104 M y [H+] = 1×10-3 M. (a) Halle el potencial de electrodo para cada semicelda con estas concentraciones. (b)  Calcule el potencial global de la celda. Solución: Celda Fe3+|Fe2+ (Rd)  (Rd)::

Fe3+(aq) + 1e- → Fe2+(aq)

Eº = 0,771 V

 

Ca Capítulo pítulo 4. La energía eléctrica eléctrica y lo s pr ocesos q uímicos.

Aplicando la ecuación de Nernst: E = Eº −

0,0592 n

log Q = 0,771-

0,0592 1

[Fe ] = 0,771− 0,0592 log 0,10  E = +0,8302 V  V  [Fe ]   1 1,00   +2

log

+3

Celda MnO4-|Mn2+(Rd): MnO4-(aq) + 8H+(aq) + 5e- → Mn2+(aq) + 4H2O(l) Aplicando la ecuación de Nernst: E = 1,51 −

1,51 −

0,0592

[Mn ] +2

log



+

=

8

127

1,51 -

0,0592

Eº = 1,51 V 1 × 10 −4

log

5 MnO4 ] [H ]   5 [ 0,0592   x 22 =   = 1,51   − 0,26  = +1,25 V = E.  5

−2

−3

8

 

=

(1 × 10 )(1 × 10 )

 Se escribe la más positiva (+1,25 V) como reducción y la otra como oxidación: 1× [MnO4-(aq) + 8H+(aq) + 5e- → Mn2+(aq) + 4H2O(l)] E = +1,25 V 2+   3+ 5× [Fe (aq) → Fe (aq) + 1e ] E = -0,83 V           2+ + 2+ Reacción global: MnO 4 (aq) + 5Fe (aq) + 8H (aq)  Mn (aq) + 5Fe3+(aq) + 4H2O(l)  E = 0,42V  NOTA:  Al mismo resultado podría llegarse (compararlo) encontrando el Eº de la celda y aplicando luego la ecuación de Nernst a la reacción global (cuidado con el valor de n… es n global). En cualquier caso, con el funcionamiento de la celda, esta se “agota” ...tiende al equilibrio, donde el potencial es cero. ⇒

Uso de las celdas electroq electroq uímicas para dete determinar rminar concentraciones: c oncentraciones: Se deduce que también es posible usar las celdas electroquímicas para determinar concentraciones: se mide el voltaje y se aplica la ecuación de Nernst. Ejemplo 4.1 4.11. 1. Construimos una celda electroquímica a 25 ºC como sigue: una semicelda es una celda normal Zn2+|Zn (tira de Zn sumergida en una solución 1 M de Zn 2+). La otra es un electrodo de H2 en condiciones distintas a las normales en que un electrodo de Pt se sumerge en una solución de concentración desconocida de H + con H2 burbujeando a una presión de una atmósfera. El voltaje medido de la celda es de 0,522V. (a) Calcule el valor del cociente de reacción, Q; (b)  calcule la [H+] de la segunda semicelda; (c)  determine el pH de la solución en la segunda semicelda. Solución: Ya hemos estudiado esta celda: Zn|ENH. El Zn se oxida y el H +(aq) se reduce a H2(g); se da la siguiente Rx neta: Zn(s) + 2H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g); Eºcelda = 0,763 V. (a)  Aplicando la ec. de Nernst:

log Q = (b)  

Q

(0,763 −  0,522) × 2 0,0592 Zn

=

2

+

[H ] +

[H +]

pH2 2

=

0,0592  

log Q = 0,763 −

= 8,14 → Q =

[H ]

2

=

108,14 =

1,38 × 108

 

8,5×10-5 M

log Q  

8

1,39×10   = Q 

 [H+]2 =



0,0592 2

2

(1 M) (1 atm) +

E = 0,522 = Eº −

1 1,39x10



8

 = 7,21×10-9M = [H+]2 → 

=   + (c)   pH = -log[H ] = -log(8,5×10-5) = 4,07 = pH 

 

4.13. Celdas de concentración

 

Se ha visto que concentraciones diferentes de los electrolitos en las semiceldas semiceldas dan diferentes potenciales de celda. Se puede, entonces, construir una celda en la que ambas semiceldas tengan iguales sustancias como electrodos, difiriendo solo en la concentración de los electrolitos.

 

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128

Por ejemplo, una celda Cu 2+|Cu en soluciones de CuSO4 0,1 M en una y 1 M en otra. En cada semicelda se tendrá la reacción de reducción (ver figura 71): Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s); Eº = +0,337 V. En cada semicelda, podemos calcular E con ayuda de la ecuación de Nernst: en la semicelda con [Cu2+] = 1 M: Cu2+(aq) (1 M) + 2eEºcon = +0,337 en Cu(s) la semicelda [Cu2+] = 0,1M: Cu2+(aq) (0,1 M) + 2e- → Cu(s)  



E = +0,337-

0,592 1 0,592 = 0,337 − log (1) = [0,1] 2 2

 _ 

+

V

e-

e-

0,03V K + 

Cu (s) Cu 2+

Cl

Cl

-

K + 

CuSO4 0,1 M

Cu

2+   (aq)

Cu(s)

CuSO4 1 M

Oxidación, ánodo Cu(s)

-

Puente salino

Cu 2+

Reducción, cátodo -

(0,1 M) + 2e

Cu

2+   (aq)

-

(1 M) + 2e

Cu(s)

Figura 71. Celda de concentración. 

0,307 V = E

Como E más positivo en la celda más concentrada, tomamos esta como cátodo (reducción): Cu2+(aq) (1 M) + 2e- → Cu(s) E = +0,337V 2+ Cu(s) → Cu (aq) (0,1 M) + 2e   E = - 0,307V          2+ 2+ Reacción neta: Cu (aq) (1 M) → Cu (aq) (0,1 M) E = +0,030 V De esta manera, conforme la reacción progresa (la pila funciona), la concentración 2+

de  aumentaseenigualen la celda(equilibrio). más diluida y disminuye en la más concentrada, hasta que los dosCu potenciales reacción cción espontánea se produce siempre En cualquier celda de concentración la rea de la soluc solución ión más concentrada concentr ada hacia la solución más m ás diluida . 4.14. 4.1 4. La relació n entr entre eE Eººcelda con Gº y K eq

 

Ya hemos estudiado la relación entre la energía libre de Gibbs, ∆Gº, y la constante de equilibrio, Keq o simplemente K: Gº = -RTln K  -RTlnK relación que podemos escribir también: Gº = -2,303RTlog K. -2,303RTlogK También hay una relación sencilla entre la energía libre, ∆Gº, y el potencial estándar de celda, Eº: Gº = -nFEºcelda. En estas expresiones, Gº es el máximo trabajo eléctrico [con signo (-)] que puede obtenerse de una reacción redox; n  es el número de moles de electrones transferidos; F es la constante de Faraday (= 96 485 J/V.mol e-). Combinando estas relaciones: -n*F*Eºcelda = -2,303*R*T*log K; o bien: -n*F*Eº celda = -R*T*ln K. 2,303*R*T*logK   → log n*F 0 n*F*Ecelda . R*T

Multiplicando Multiplican do por (-1) : n*F*Eºcelda = 2,303*R*T*log K → E0celda = =

n*F*E0celda 2,303*R*T

; o bien n*F*Eºcelda = R*T*ln K → E0celda  = 

R*T*lnK  → ln n*F

K=

K

Conocida una cualquiera de las cantidades, pueden conocerse las otras. Para reacciones redox es más fácil determinar K por medidas electroquímicas. Para todas las reacciones redox en condiciones de estado normales:

 

Ca Capítulo pítulo 4. La energía eléctrica eléctrica y lo s pr ocesos q uímicos.

Reacción Reacción directa Espontánea ell equilibrio equilibr io En e espontánea ánea No espont

Gº 0 +

K >1 1
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