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7-Equilibrio_Redox

Equilibrio Redox

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  1. 7. Equilibrio Redox. 1 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  2. 7. Equilibrio Redox. 7.1 Introducción. Concepto de Oxidación y Reducción. 7.2 Número de Oxidación. 7.3 Ajuste de Ecuaciones Redox por el método Ion-Electrón. 7.4 Células o Pilas Galvánicas. Potenciales Normales de Electrodos. 7.5 Fuerza Electromotriz de una pila. Variación de la f.e.m. con la concentración. Tipos de Electrodos. Tipos de Pilas. 7.6 Electrolisis. Leyes de Faraday. CONTENIDOS. 2 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  3. 7.1 INTRODUCCIÓN. CONCEPTO DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN. • Aplicaciones: • Oxidación de metales. • Obtención de metales a partir de minerales. • Procesos Electrolíticos. • Producción de Energía Eléctrica en Pilas. • Combustión. • Corrosión. 3 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  4. 7.1 INTRODUCCIÓN. CONCEPTO DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN. • Oxidación:Se trata del proceso mediante el cual un elemento / compuesto aumenta su número de oxidación o su contenido en oxígeno. • Ejemplo 1:  Oxidación del Hierro a Óxido de Hierro (II) • Ejemplo 2:Oxidación del Óxido de Hierro (II) a Óxido de Hierro (III) • Ejemplo 3: Oxidación del agua a agua oxigenada (peróxido de hidrógeno). • Reducción:Se trata del proceso mediante el cual un elemento / compuesto reduce su número de oxidación o su contenido en oxígeno. También se puede concebir como el proceso mediante el cual un elemento / compuesto se combina con el hidrógeno. • Ejemplo 1: • Ejemplo 2: Una Reacción Oxidación-Reducción (Redox): Se trata de la combinación de los 2 procesos anteriores. La reacción redoxse trata al fin y al cabo de una reacción de transferencia de electrones. 4 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  5. 7.1 INTRODUCCIÓN. CONCEPTO DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN. • A su vez, dentro del proceso redox, se distinguen 2 tipos de semirreaccionesque sintetizan el mecanismo oxidación-reducción. • 1. Imaginemos la síntesis del fluoruro de calcio (: • Semirreacción de Oxidación.  Aumento del número de oxidación. • Semirreacción de Reducción.  Reducción del número de oxidación. • Reacción Global.  Suma de las 2 semirreacciones anteriores. 5 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  6. 7.1 INTRODUCCIÓN. CONCEPTO DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN. • A su vez, dentro del proceso redox, se distinguen 2 tipos de semirreaccionesque sintetizan el mecanismo oxidación-reducción. • 2. Imaginemos la síntesis del ácido clorhídrico ( : • Semirreacción de Oxidación.  Aumento del número de oxidación. • Semirreacción de Reducción.  Reducción del número de oxidación. • Reacción Global.  Suma de las 2 semirreacciones anteriores. 6 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  7. 7.1 INTRODUCCIÓN. CONCEPTO DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN. • Ejemplo 1. • Obsérvese como el Calcio aumenta su número de oxidación y cede electrones (forma su catión). Sufre la oxidación del proceso. • Obsérvese como el Flúor reduce su número de oxidación y capta electrones (forma su anión). Sufre la reducción del proceso. • Ejemplo 2. • Obsérvese como el Hidrógeno aumenta su número de oxidación y cede electrones (forma su catión). Sufre la oxidación del proceso. • Obsérvese como el Cloro reduce su número de oxidación y capta electrones (forma su anión). Sufre la reducción del proceso. 7 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  8. 7.1 INTRODUCCIÓN. CONCEPTO DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN. • Agente Oxidante: es la sustancia que contiene el elemento cuyo número de oxidación disminuye. Dicho de otra forma, es el elemento que sufre la reducción oxidando a otro. CAPTA ELECTRONES. • Agente Reductor:es la sustancia que contiene el elemento cuyo número de oxidación aumenta. Dicho de otra forma, es el elemento que sufre la oxidación reduciendo a otro. CEDE ELECTRONES. • En el ejemplo 1: • El Calcio es el que sufre la oxidación, por lo que se trata del agente reductor. • El Flúor es el que sufre la reducción, por lo que se trata del agente oxidante. • En el ejemplo 2: • El Hidrógeno es el que sufre la oxidación, por lo que se trata del agente reductor. • El Cloro es el que sufre la reducción, por lo que se trata del agente oxidante. 8 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  9. El agente oxidante y su forma reducida forman un par conjugado redox1. • El agente reductor y su forma oxidada forman un par conjugado redox2. 7.1 INTRODUCCIÓN. CONCEPTO DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN. • Al igual que vimos en el Equilibrio Ácido Base con los pares conjugados, donde estos estaban conformados por el ácido (base) y su base (ácido) conjugada(o); en el Equilibrio Redox, los pares conjugadosestán conformados por la simultaneidad de los agentes oxidantes y los agentes reductores y sus respectivos conjugados. Oxidante Conjugado Reductor Reductor Conjugado Oxidante Par Redox 1 Par Redox 2 9 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  10. 7.1 INTRODUCCIÓN. CONCEPTO DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN. • Cuanto más fuerte es un agente reductor más débil es su oxidante conjugado. De igual modo, en cuanto más fuerte es un agente oxidante, más débil es su reductor conjugado. Los no metales son agentes oxidantes fuertes ( y les corresponden reductores conjugados débiles (. De igual modo, los metales alcalinos / alcalinotérreos son agentes reductores fuertes (Na, Li, Mg, Ca…) a los cuales corresponden oxidantes conjugados débiles ( 10 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  11. Veamos algunas reglas útiles para conocer el número de oxidación de los compuestos que • intervienen en un proceso redox. • 1) Los elementos libres ( Nº Oxidación = 0 • 2) Iones monoatómicos y poliatómicos ( Nº Oxidación = Carga del Ion. • 3) Metales Alcalinos  Nº Oxidación = +1. • 4) Metales Alcalinotérreos Nº Oxidación = +2 • 5) Hidrógeno: • 5.1 En la mayoría de los compuestos: ,  Nº Oxidación = +1 • 5.2En los hidruros metálicos:  Nº Oxidación = -1 7.1 INTRODUCCIÓN. CONCEPTO DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN. 11 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  12. 6) Oxígeno: • 6.1 En la mayoría de los compuestos: ,  Nº Oxidación = -2 • 6.2En los peróxidos: Nº Oxidación = -1 • 7) La suma algebraica de los números de oxidación de todos los elementos de un compuesto debe ser 0. 7.1 INTRODUCCIÓN. CONCEPTO DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN. 12 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  13. Para conocer el número de electrones transferidos en una reacción redox, es necesario conocer el número (o estado) de oxidación de cada elemento. Conociendo la variación en el número de oxidación, se sabrá cual es la sustancia que se oxida (reductor) y cual la que se reduce (oxidante). • Veamos algunos ejemplos varios: • ; ; ; ; ; ; • ; ; ; ; ; ; • ; ; ; ; ; ; • ; 7.2 Número de Oxidación. +4 /+2 0 /-1 0 /-1 +5 /+3 +3 /+1 0 /-1 0 /+2 0 /+2 -1 /-2 0 /-2 0 /-1 0 /-2 0 /+2 +4 /+2 0 /+1 +5 /+3 0 /+1 +2 /+3 +6 /+2 +4 /+6 13 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  14. Ejemplo 1. Asigne el número de oxidación a cada elemento e identifica la oxidación, la reducción, el agente oxidante y el agente reductor. • Por todo ello, el Cloro al reducir su número de oxidación, se trata del agente oxidante, y sufre la reducción. El oxígeno al aumentar su número de oxidación, se trata del agente reductor, y sufre la oxidación. • Ejemplo 2. Asigne el número de oxidación a cada elemento e identifica la oxidación, la reducción, el agente oxidante y el agente reductor. • Por todo ello, el Cobre al reducir su número de oxidación, se trata del agente oxidante, y sufre la reducción. El Zincal aumentar su número de oxidación, se trata del agente reductor, y sufre la oxidación. 7.2 Número de Oxidación. +1 /+5 / -2 0 +1 /-1 0 +2 /+6 / -2 +2 /+6 / -2 0 14 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  15. Ejemplo 3. Asigne el número de oxidación a cada elemento e identifica la oxidación, la reducción, el agente oxidante y el agente reductor. • Por todo ello, la Plata al reducir su número de oxidación, se trata del agente oxidante, y sufre la reducción. El Cobre al aumentar su número de oxidación, se trata del agente reductor, y sufre la oxidación. • Ejemplo 4. Asigne el número de oxidación a cada elemento e identifica la oxidación, la reducción, el agente oxidante y el agente reductor. • Por todo ello, el Oxígeno al reducir su número de oxidación, se trata del agente oxidante, y sufre la reducción. El Nitrógenoal aumentar su número de oxidación, se trata del agente reductor, y sufre la oxidación. 7.2 Número de Oxidación. 0 +2/+5/-2 +1 /+5 / -2 0 0 +1/-2 0 -3/+1 15 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  16. 7.3 AJUSTE DE ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO ION-ELECTRÓN. OXIDANTES COMUNES •  Red. Moderada •  Red. Fuerte •  Red. Moderada •  Red. Fuerte 16 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  17. 7.3 AJUSTE DE ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO ION-ELECTRÓN. OXIDANTES COMUNES •  Red. Moderada •  Red. Fuerte 17 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  18. 7.3 AJUSTE DE ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO ION-ELECTRÓN. OXIDANTES COMUNES •  Red. Mod •  Red. Fuerte 18 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  19. 7.3 AJUSTE DE ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO ION-ELECTRÓN. REDUCTORES COMUNES 19 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  20. 7.3 AJUSTE DE ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO ION-ELECTRÓN. REDUCTORES COMUNES 20 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  21. Escribimos la ecuación sin ajustar. Identificamos que elemento se oxida (semirreacción de oxidación, reductor) y cual se reduce (semirreacción de reducción, oxidante). Si el número de oxidación aumenta, tiene lugar la oxidación, si el número de oxidación disminuye tiene lugar la reducción. Escribimos las correspondientes semirreacciones de oxidación y reducción. Ajustamos las correspondientes reacciones, ajustando el número de átomos de los elementos que se oxidan / reducen, los oxígenos, los hidrógenos y las cargas eléctricas. 7.3 AJUSTE DE ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO ION-ELECTRÓN. AJUSTE POR EL MÉTODO ION ELECTRÓN AJUSTE EN MEDIO ÁCIDO 21 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  22. 4.1 Para ajustar los oxígenos en medio ácido, primero añadimos tantas aguas en el miembro opuesto al miembro con mayor número de oxígenos. 4.2 Para ajustar los hidrógenos, se añadirán cargas protónicas al miembro opuesto con mayor número de hidrógenos. 4.3 Finalmente para ajustar las cargas eléctricas, se añadirán electrones para conseguir la neutralidad eléctrica de la reacción. 5. Finalmente se buscará el mínimo común múltiplo en los electrones entre ambas semirreacciones, y se sumarán obteniendo la ecuación ionica global. 6. Escribimos la ecuación molecular ajustada. En algunos casos, deberemos ajustar por tanteo. 7.3 AJUSTE DE ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO ION-ELECTRÓN. AJUSTE POR EL MÉTODO ION ELECTRÓN AJUSTE EN MEDIO ÁCIDO 22 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  23. Escribimos la ecuación sin ajustar. Identificamos que elemento se oxida (semirreacción de oxidación, reductor) y cual se reduce (semirreacción de reducción, oxidante). Si el número de oxidación aumenta, tiene lugar la oxidación, si el número de oxidación disminuye tiene lugar la reducción. Escribimos las correspondientes semirreacciones de oxidación y reducción. Ajustamos las correspondientes reacciones, ajustando el número de átomos de los elementos que se oxidan / reducen, los oxígenos, los hidrógenos y las cargas eléctricas. 7.3 AJUSTE DE ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO ION-ELECTRÓN. AJUSTE POR EL MÉTODO ION ELECTRÓN AJUSTE EN MEDIO BÁSICO 23 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  24. 4.1 Para ajustar los oxígenos en medio básico, primero añadimos tantas aguas en el miembro opuesto al miembro con mayor número de oxígenos. 4.2 Para ajustar los hidrógenos en medio básico, se añadirán hidroxilos al miembro opuesto en el cual se añadieron las aguas. 4.3 Finalmente para ajustar las cargas eléctricas, se añadirán electrones para conseguir la neutralidad eléctrica de la reacción. 5. Finalmente se buscará el mínimo común múltiplo en los electrones entre ambas semirreacciones, y se sumarán obteniendo la ecuación ionica global. 6. Escribimos la ecuación molecular ajustada. En algunos casos, deberemos ajustar por tanteo. 7.3 AJUSTE DE ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO ION-ELECTRÓN. AJUSTE POR EL MÉTODO ION ELECTRÓN AJUSTE EN MEDIO BÁSICO 24 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  25. El , en medio de ácido sulfúrico, reacciona con el para dar , , y . Ajuste la reacción molecular por el método ion electrón. ¿Qué volumen de medido a 1520 mmHg y 125 ºC se obtiene a partir de 100 g de ? DATOS: M (K) = 39 u, M (Mn) = 55 u, M (O) = 16 u, M (S) = 32 u 1. Escribimos la reacción sin ajustar. 2. Observamos como el Mn reduce su estado de oxidación de +7 a +2, por lo que se tratará del agente oxidante y se reducirá. Por otro lado, el O aumenta su estado de oxidación de -1 a 0, por lo que se tratará del agente reductor y se oxidará. Planteamos las semirreacciones de oxidación y reducción. 7.3 AJUSTE DE ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO ION-ELECTRÓN. EJERCICIO 1 SELECTIVIDAD 25 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  26. Semirreacción de Oxidación: Semirreacción de Reducción: Reacción Ionica Global: 5xI) + 2xII): 7.3 AJUSTE DE ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO ION-ELECTRÓN. EJERCICIO 1 SELECTIVIDAD 26 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  27. Reacción molecular global: b) 7.3 AJUSTE DE ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO ION-ELECTRÓN. EJERCICIO 1 SELECTIVIDAD 27 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  28. El dicromato de potasio ( en medio ácido, oxida a los iones cloruro ( a Cloro molecular (, reduciéndose a sal cromo (III). Ajuste por el método ion electrón la ecuación iónica que representa el proceso anterior. Calcule cuantos litros de Cloro, medidos a 20 ºC y 1,5 atm, se pueden obtener si 20 mL de dicromato de potasio 0,2 M reaccionan con un exceso de iones cloruro en medio ácido. 1. Escribimos la reacción tanteada sin ajustar. 2. Observamos como el Cr reduce su estado de oxidación de +6 a +3, por lo que se tratará del agente oxidante y se reducirá. Por otro lado, el Cl aumenta su estado de oxidación de -1 a 0, por lo que se tratará del agente reductor y se oxidará. Planteamos las semirreacciones de oxidación y reducción. 7.3 AJUSTE DE ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO ION-ELECTRÓN. EJERCICIO 2 SELECTIVIDAD 28 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  29. Semirreacción de Oxidación: Semirreacción de Reducción: Reacción Ionica Global: 3xI) + II): 7.3 AJUSTE DE ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO ION-ELECTRÓN. EJERCICIO 2 SELECTIVIDAD 29 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  30. Reacción molecular global: b) 7.3 AJUSTE DE ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO ION-ELECTRÓN. EJERCICIO 2 SELECTIVIDAD 30 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  31. El Cloro es un gas muy utilizado en la industria química. Se puede obtener según la siguiente reacción: Se quieren obtener 42,6 g de Cloro y se dispone de ácido clorhídrico 5 M y de óxido de manganeso (IV). Ajuste por el método ion electrón. Calcule el volumen mínimo de la disolución de ácido clorhídrico y la masa mínima de óxido de manganeso (IV) que se necesitan para obtener los 42,6 g de Cloro. 1. Escribimos la reacción tanteada sin ajustar. 2. Observamos como el Mn reduce su estado de oxidación de +4 a +2, por lo que se tratará del agente oxidante y se reducirá. Por otro lado, el Cl aumenta su estado de oxidación de -1 a 0, por lo que se tratará del agente reductor y se oxidará. Planteamos las semirreacciones de oxidación y reducción. 7.3 AJUSTE DE ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO ION-ELECTRÓN. EJERCICIO 3 SELECTIVIDAD 31 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  32. Semirreacción de Oxidación: Semirreacción de Reducción: Reacción Ionica Global: I) + II): 7.3 AJUSTE DE ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO ION-ELECTRÓN. EJERCICIO 3 SELECTIVIDAD 32 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  33. Reacción molecular global: 7.3 AJUSTE DE ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO ION-ELECTRÓN. EJERCICIO 3 SELECTIVIDAD 33 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  34. El dióxido de manganeso reacciona en medio de hidróxido de potasio con clorato de potasio para dar permanganato de potasio, cloruro de potasio y agua. a) Ajuste la ecuación molecular por el método del ión-electrón. b) Calcule la riqueza en dióxido de manganeso de una muestra si 1 g de la misma reacciona exactamente con 0’35 g de clorato de potasio. Masas atómicas: O = 16 ; Cl = 35'5 ; K = 39 ; Mn = 55. 1. Escribimos la reacción tanteada sin ajustar. 2. Observamos como el Cl reduce su estado de oxidación de +5 a -1, por lo que se tratará del agente oxidante y se reducirá. Por otro lado, el Mn aumenta su estado de oxidación de +4 a +7, por lo que se tratará del agente reductor y se oxidará. Planteamos las semirreacciones de oxidación y reducción. 7.3 AJUSTE DE ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO ION-ELECTRÓN. EJERCICIO 4 SELECTIVIDAD 34 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  35. Semirreacción de Oxidación: Semirreacción de Reducción: Reacción Ionica Global: 2xI) + II): 7.3 AJUSTE DE ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO ION-ELECTRÓN. EJERCICIO 4 SELECTIVIDAD 2 35 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  36. Reacción Ionica Global: I) + II): Reacción molecular global: b) n ( m () = n · M = 0,0056 mol · (55+16·2) 7.3 AJUSTE DE ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO ION-ELECTRÓN. EJERCICIO 4 SELECTIVIDAD 36 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  37. 7.4 CÉLULAS O PILAS GALVÁNICAS. POTENCIALES NORMALES DE ELECTRODO. TIPOS DE ELECTRODO. • Supongamos una disolución de en la cual se introduce una lámina de Zinc. Se observa como sobre esta, se deposita cobre metálico rojizo, mientras se disuelve parte del Zinc. • Reacción de Oxidación: • Reacción de Reducción: 37 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  38. 7.4 CÉLULAS O PILAS GALVÁNICAS. POTENCIALES NORMALES DE ELECTRODO. TIPOS DE ELECTRODO. • Si separásemos los dos agentes, reductor y oxidante, para que la transferencia de electrones no tuviera lugar directamente, sino a través de un conductor externo, podría aprovecharse la energía eléctrica generada producida por el propio flujo de electrones. Esto se logra mediante la Pila Voltaica. • Una PILA (/ CÉLULA / CELDA/ CUBA) VOLTAICA / (GALVÁNICA / ELECTROQUÍMICA) es el dispositivo que permite producir una corriente eléctrica a partir de una reacción oxidación – reducción espontánea. • El ejemplo más conocido es la Pila Daniell. • Componentes (de la Pila Daniell): • I) Electrodo 1: lámina de metal de Zn, que se introduce en disolución acuosa de su sal soluble, en este caso . Aquí tiene lugar la oxidación, es decir, el Zn es el reductor, y se trata del llamado polo negativo de la pila o ÁNODO. • II) Electrodo 2: lámina de metal de Cu, que se introduce en disolución acuosa de su sal soluble, en este caso . Aquí tiene lugar la reducción, es decir, el Cu es el oxidante, y se trata del llamado polo positivo de la pila o CÁTODO. 38 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  39. 7.4 CÉLULAS O PILAS GALVÁNICAS. POTENCIALES NORMALES DE ELECTRODO. TIPOS DE ELECTRODO. • Componentes (de la Pila Daniell): • Electrodo de Zn (Oxidación) : • Electrodo de Cu (Oxidación) : • III) Conductor Externo Metálico: que permite el flujo constante de los electrones desde el ánodo hasta el cátodo. • IV) Voltímetro: que mide la fuerza electromotriz de la pila, es decir, la diferencia de potencial entre los electrodos generada por el flujo de electrones. Esta f.e.m. es función de la naturaleza de los electrodos, de la concentración de las disoluciones y de la temperatura. • V) Puente Salino: que contiene una disolución de un electrolito inerte (KCl, NaCl, , …) cuya función es mantener la neutralidad eléctrica de las disoluciones anódica y catódica. 39 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  40. 7.4 CÉLULAS O PILAS GALVÁNICAS. POTENCIALES NORMALES DE ELECTRODO. TIPOS DE ELECTRODO. 40 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  41. 7.4 CÉLULAS O PILAS GALVÁNICAS. POTENCIALES NORMALES DE ELECTRODO. TIPOS DE ELECTRODO. • Nomenclatura: • En el caso de la Pila Daniell: Puente Salino 41 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  42. 7.4 CÉLULAS O PILAS GALVÁNICAS. POTENCIALES NORMALES DE ELECTRODO. TIPOS DE ELECTRODO. • Electrodo Estándar de Hidrógeno. Potencial estándar de electrodo: • Si se mide la fuerza electromotriz de la Pila Daniell, en condiciones estándar de concentración y temperatura, es decir, 1,0 M y 25ºC, se observará que el voltímetro marca 1,10 V. Esto es la diferencia de potencial entre los 2 electrodos. • Si conociéramos el potencial de uno de ellos, podríamos obtener el potencial del otro aplicando una simple diferencia: • El problema radica, en que es muy complicado medir el potencial de un electrodo aislado. Por ello, el problema se resuelve utilizando un electrodo de referenciaconocido, al cual se le asigna el potencial estándar de referencia de , que es elelectrodo estándar de hidrógeno 42 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  43. 7.4 CÉLULAS O PILAS GALVÁNICAS. POTENCIALES NORMALES DE ELECTRODO. TIPOS DE ELECTRODO. • Electrodo Estándar de Hidrógeno. Potencial estándar de electrodo: • El Electrodo Estándar de Hidrógeno consiste en una lámina de Pt sumergida en una disolución de HCl en condiciones estándar (1,0 M; 25ºC; 1 atm). • En la superficie del Pt, se producen las correspondientes reacciones de oxidación y reducción. • La medida del potencial de un electrodo respecto al de referencia (en este caso el de Hidrógeno) debe hacerse también considerando las condiciones estándar del primero, es decir, a concentración 1,0 M, 25ºC y a 1 atm de presión. 43 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  44. 7.4 CÉLULAS O PILAS GALVÁNICAS. POTENCIALES NORMALES DE ELECTRODO. TIPOS DE ELECTRODO. • Con todo ello, utilizando el electrodo estándar de referencia de Hidrógeno, se pueden deducir muchos Potenciales Estándar. Normalmente se utiliza el Potencial Estándar de Reducción, aplicando Convenio de Signos: • Las semirreacciones cuyo corresponden al electrodo que actúa como ÁNODO frente al electrodo estándar de Hidrógeno. • Las semirreacciones cuyo corresponden al electrodo que actúa como CÁTODO frente al electrodo estándar de Hidrógeno. Potencial Estándar de Electrodo: es la diferencia de potencial medida en una pila formada por este electrodo y el electrodo estándar de referencia de hidrógeno, medida en condiciones estándar de concentración (1,0 M), de temperatura (25ºC) y de presión (1 atm). 44 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  45. 7.4 CÉLULAS O PILAS GALVÁNICAS. POTENCIALES NORMALES DE ELECTRODO. TIPOS DE ELECTRODO. 45 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  46. 7.4 CÉLULAS O PILAS GALVÁNICAS. POTENCIALES NORMALES DE ELECTRODO. TIPOS DE ELECTRODO. • Ejemplo 1. Medida del Potencial Estándar del Zn. • Semirreacción de Oxidación (Ánodo): • Semirreacciónde Reducción (Cátodo): • Puesto que el valor del potencial es < 0, el electrodo de Zn actuará como ánodo y el de hidrógeno como cátodo. Dado por el Voltímetro 46 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  47. 7.4 CÉLULAS O PILAS GALVÁNICAS. POTENCIALES NORMALES DE ELECTRODO. TIPOS DE ELECTRODO. 47 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  48. 7.4 CÉLULAS O PILAS GALVÁNICAS. POTENCIALES NORMALES DE ELECTRODO. TIPOS DE ELECTRODO. • Ejemplo 2. Medida del Potencial Estándar del Cu. • Semirreacción de Oxidación (Ánodo): • Semirreacciónde Reducción (Cátodo): • Puesto que el valor del potencial es > 0, el electrodo de Cu actuará como cátodo y el de hidrógeno como ánodo. Dado por el Voltímetro 48 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  49. 7.4 CÉLULAS O PILAS GALVÁNICAS. POTENCIALES NORMALES DE ELECTRODO. TIPOS DE ELECTRODO. 49 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  50. 7.4 CÉLULAS O PILAS GALVÁNICAS. POTENCIALES NORMALES DE ELECTRODO. TIPOS DE ELECTRODO. • Con todo ello, se pueden deducir muchos de los potenciales estándares de reducción, tabulados a continuación. 50 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

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