Potencial de reducción

(Química)

El potencial de reducción se mide en voltios y determina la tendencia de las especies químicas a reducirse, es decir, a tomar electrones en las reacciones que implican el intercambio de estos (reacciones de oxidación-reducción o reacciones redox). La determinación de los potenciales de reducción se puede llevar a cabo mediante el empleo de celdas galvánicas, formadas por dos semiceldas dotadas de electrodos apropiados, una de referencia con un potencial de reducción perfectamente conocido, y otra con las sustancia química cuyo potencial se desea determinar. Ambas semiceldas se unen mediante un puente salino y se conectan los electrodos mediante un voltímetro muy sensible. En estas condiciones se produce la reacción química de oxidación-reducción, generando una corriente de electrones como consecuencia de la diferencia de potencial existente entre las dos semiceldas. Si en la celda de referencia se utiliza hidrógeno burbujeante a 1,0 atmósferas de presión en una disolución ácida 1M, la medida del milivoltímetro es el potencial de reducción de la sustancia química presente en la otra semicelda, ya que por convenio, se considera que la celda de hidrógeno tiene un potencial de reducción de 0,000 V. Cada especie tiene su propio potencial de reducción intrínseco; cuanto más positivo es el potencial, mayor es la afinidad de la especie por los electrones y su tendencia a reducirse. Si, por el contrario el potencial medido fuera negativo, indicaría una mayor tendencia a oxidarse.

Pila electroquímica de doble celda unidas por puente salino. En una de las celdas se produce la reducción (cátodo) y en la otra (ánodo), la oxidación

Introducción editar

La diferencia de potencial que se desarrolla en los electrodos de la celda es una medida de la tendencia de la reacción a llevarse a cabo desde un estado de no equilibrio hasta la condición de equilibrio. El potencial de celda ( ) se relaciona con la energía de Gibbs,  , mediante:

 

Ejemplo:

 

Potenciales de semicelda editar

El potencial de una celda es la diferencia entre dos potenciales de dos semiceldas o de dos electrodos simples, uno relacionado con la semireacción del electrodo de la derecha ( ) y el otro, con la semirreacción del electrodo de la izquierda ( ). Por tanto, de acuerdo con el convenio de signos de la IUPAC[1]​, si el potencial de unión líquida es despreciable, o no hay unión líquida, se puede escribir el potencial de la celda,  , como:

 

o bien se le conoce como:

 

Aunque no se pueden determinar los potenciales absolutos de los electrodos como tales, si se puede determinar con facilidad los potenciales de electrodo relativos.

Descarga de una celda galvánica editar

La celda galvánica está en un estado de no equilibrio debido a que la gran resistencia del voltímetro evita que la celda se descargue de manera significativa. Cuando se mide el potencial de la celda no sucede ninguna reacción y lo que se mide es la tendencia a que suceda la reacción, si se deja que proceda. Si se deja que la celda se descargue al sustituir el voltímetro con un medidor de corriente de baja resistencia, se lleva a cabo la "reacción espontánea de la celda".

Tipos de electrodo editar

Electrodo de referencia estándar de hidrógeno

Para que los valores de potenciales relativos de electrodo tengan aplicación amplia y sean de utilidad, se emplea una semicelda de referencia frente a la cual se comparan todas las demás. Un electrodo como este debe ser fácil de fabricar, ser reversible y sumamente reproducible. El electrodo estándar de hidrógeno (EEH), a pesar de que tiene una utilidad práctica limitada, se ha empleado en todo el mundo durante muchos años como electrodo de referencia universal. Es un electrodo de gas común.

Potencial de electrodo y potencial normal de electrodo editar

Potencial de electrodo: Se define como el potencial de una celda que conste del electrodo en cuestión, como el electrodo de la derecha, y el electrodo estándar de hidrógeno, como el electrodo de la izquierda.

Potencial normal de electrodo (E°): Se define como su potencial de electrodo cuando las actividades de todos los reactivos y los productos sean la unidad.

Tabla de potenciales de electrodo editar

Ejemplos de algunos potenciales de electrodo

Semirreacción Potencial estándar de electrodo, V
S(s) + 2H+ + 2e- → H2S(g) +0.141
Cu2+(ac) + e- → Cu+(ac) +0.153
Sn4+(ac) + 2e- → Sn2+(ac) +0.154
HSO4-(ac) + 3H+(ac) + 2e- → H2SO3(ac) + H2O(L) +0.170
SO42-(ac) + 4H+(ac) → H2SO3(ac) + H2O(l) +0.200
AgCl(s) + e - → Ag(s) + Cl-(ac) +0.222
BiO+(ac) + 2H+(ac) + 3e - → Bi(s) + H2O(L) +0.320
Cu2+(ac) + 2e- → Cu(s) +0.337
Fe(CN)63-(ac) + e- → Fe(CN)64-(ac) +0.360
O2(g) +2H2O(L) 4e- → 4OH-(ac) +0.400
Ag2CrO4(s) + 2e- → 2Ag2(s) + CrO42-(ac) +0.446
H2SO3(ac) + 4H+ + 4e- → S(s) + 3H2O(L) +0.450
Cu+(ac) + e- → Cu(s) +0.521
I2(s) + 2e- → 2I-(ac) +0.536
H3AsO4(ac) + 2H+(ac) + 2e - → As(s) + 3H2O(L) +0.403
Ag++ e- → Ag(s) +0.799
2H++2e- → H2(g) 0.000

Referencias editar

  1. Skoog, D. A.; Holler, F. J.; . Crouch, S. R. (2008). «22C.5 Convención de signos para los potenciales de electrodo». Principios de análisis instrumental. Mexico: Cengage Learning. pp. 639-640. ISBN 607-481-390-6. 

Véase también editar

Bibliografía editar

  • Química analítica, Autores Skoog, West, Ed. McGraw-Hill, Séptima Edición en español, pps: 416-424
  • Análisis químico cuantitativo, Autor Daniel C. Harris, Ed. Reverté, 3.ª Edición en español, pag: 428
  • Química Analítica Cuantitativa, Autor Bolaños V. UAEMex Tercera Edición Español

Anexos editar