Potencial de electrodo estándar

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En electroquímica , el potencial de electrodo estándar , denominado E o , E 0 o , es una medida del potencial individual de un electrodo reversible (en equilibrio) en el estado estándar , que se lleva a cabo en soluciones a una concentración efectiva de 1 mol. / kg y en gases a una presión de 1 atmósfera o 100 kPa (kilopascales). Los volúmenes se toman con mayor frecuencia a 25 °C. La base de una celda electroquímica , como una celda galvánica , es siempre una reacción redox , que se puede descomponer en dos semirreacciones : oxidación en el ánodo (pérdida de un electrón) yreducción en el cátodo (adquisición de un electrón). La electricidad se genera debido a la diferencia en el potencial electrostático de los dos electrodos. Esta diferencia de potencial se crea como resultado de las diferencias en los potenciales individuales de los dos metales de los electrodos en relación con el electrolito.

Cálculo de potenciales de electrodo estándar

El potencial de electrodo no se puede obtener empíricamente. El potencial de la celda galvánica se deriva del "par" de electrodos. Por lo tanto, no es posible determinar el valor de cada electrodo en un par usando el potencial derivado empíricamente de una celda galvánica. Para esto, se instala un electrodo de hidrógeno , para el cual este potencial se toma igual a 0,00 V, y cualquier electrodo para el cual aún se desconoce el potencial del electrodo se puede correlacionar con un electrodo de hidrógeno estándar para formar una celda galvánica, y en este caso, el potencial de la celda galvánica da el potencial del electrodo desconocido.

Dado que los potenciales de electrodo se definen tradicionalmente como potenciales de reducción, el signo de un electrodo de metal oxidante debe invertirse al calcular el potencial total de la celda. También debe tener en cuenta que los potenciales no dependen de la cantidad de electrones transferidos en las semirreacciones (incluso si es diferente), ya que se calculan por 1 mol de electrones transferidos. Por lo tanto, se debe tener cuidado al calcular cualquier potencial de electrodo basado en los otros dos.

Por ejemplo:

Fe 3+ + 3e − → Fe(tv) −0,036 V

Fe 2+ + 2e − → Fe(tv) −0,44 V

Para obtener la tercera ecuación:

Fe 3+ + e - → Fe 2+ (+0,77 V)

debe multiplicar el potencial de la primera ecuación por 3, voltear la segunda ecuación (cambiar el signo) y multiplicar su potencial por 2. La suma de estos dos potenciales dará el potencial estándar de la tercera ecuación.

Tabla de potenciales de electrodo estándar

Cuanto más E o , más fácilmente se pueden restaurar (los agentes oxidantes más poderosos son). Y viceversa: un potencial negativo bajo significa que esta forma es un agente reductor fuerte.

Por ejemplo, F 2 (E o \u003d 2,87 V) es un agente oxidante, Li + (E o \u003d -3,05 V) es un agente reductor. Así, Zn 2+ (E o = -0,76 V), puede ser oxidado por cualquier otro electrodo, cuyo potencial estándar sea superior a -0,76 V. (por ejemplo, H + (0 V), Cu 2+ (0 .16 V), F 2 (2,87 V)) y puede restaurarse con cualquier electrodo cuyo potencial estándar sea inferior a -0,76 V (por ejemplo, H - (-2,23 V), Na + (-2, 71 V), Li + (-3,05 V)).

Relación de E o con la energía de Gibbs

En una celda galvánica, donde ocurre una reacción redox espontánea (la energía de Gibbs tiene un carácter "-" negativo), lo que hace que la celda produzca un potencial eléctrico y realice un trabajo en un circuito externo. Entonces la Energía de Gibbs ΔG o debe ser negativa y, de acuerdo con la siguiente ecuación, que describe la relación de la energía libre con el trabajo de una corriente eléctrica en la transferencia de electricidad, expresarse:

ΔG o celda = -nFE o celda

donde n es el número de moles de electrones por mol de productos y F es la constante de Faraday , ~96485 C/mol. Por lo tanto, se aplican las siguientes reglas:

si E o celda > 0, entonces el proceso es espontáneo ( celda galvánica ) si E o celda < 0, entonces el proceso es no espontáneo ( celda electrolítica )

Términos no estándar

Los potenciales de electrodo estándar se dan en condiciones estándar. Sin embargo, las células reales funcionan en condiciones no estándar. Dado un potencial estándar, el potencial en concentraciones efectivas no estándar se puede calcular utilizando la ecuación de Nernst :

Los valores de E 0 dependen de la temperatura (excepto el electrodo de hidrógeno estándar), la concentración y generalmente se refieren a un electrodo de hidrógeno estándar a esta temperatura. Para las fases condensadas, los valores potenciales también dependen de la presión.

Véase también

Literatura

Enlaces