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PRÁCTICA No. 2. CONSTRUCCIÓN DE ESCALAS DE POTENCIAL Y SU APLICACIÓN A LA PREDICCIÓN DE REACCIONES

Elaborado por: Ma. del Carmen Sansón Ortega Revisado por: Julio César Aguilar Cordero y Rosario Covarrubias Herrera

INTRODUCCIÓN¿Sabías que respirar, cocinar, y quemar gasolina son sólo algunas reacciones de oxidación de átomos de carbono? Los antioxidantes y desinfectantes, como la tintura de yodo, el peróxido de hidrógeno, el hipoclorito de sodio, el permanganato de potasio y otros más, son oxidantes usados para preservar la salud. Estas sustancias actúan generalmente como agentes oxidantes de algunas sustancias fundamentales para la vida de las bacterias. Por su alto poder oxidante, estos antisépticos atacan y llegan a destruir también las células de la piel u otros tejidos, por lo que su aplicación debe ser controlada. En los procesos bioquímicos, la transferencia de electrones desempeña un papel primordial. La óxido-reducción es el proceso químico por el que se transfiere la energía en la cadena respiratoria, y lleva finalmente a la síntesis del compuesto clave que permite a las células desarrollar todas sus funciones: el ATP. Por otro lado, en el interior de la célula se lleva a cabo una serie de reacciones de óxido-reducción que son importantes para que funcione adecuadamente. Por ejemplo, si las proteínas se oxidan, puede alterarse su función, y esto ocurre en las que poseen aminoácidos con azufre (por ejemplo cisteína). La forma reducida de la proteína posee grupos -SH, indispensables para funcionar adecuadamente. Al oxidarse en la proteína forman puentes disulfuro -S-S- que modifican la estructura de ésta, con lo cual pierde su actividad. Las células, incluyendo las neuronas, cuentan con mecanismos para regular y controlar de manera muy precisa estos mecanismos de óxido-reducción. Una de las hipótesis propuestas para explicar la degeneración y muerte de estas células nerviosas es la generación de radicales libres debida a un mal funcionamiento de estos mecanismos de control redox. Otro ejemplo de reacciones de óxido-reducción, esta vez causadas por la luz, es la fijación de imágenes en películas fotográfícas. El fundamento de la fotografía reside en la propiedad que tienen diversas sustancias, como los halogenuros de plata, de reaccionar químicamente al ser iluminadas. Estas sustancias se denominan fotosensibles. La película fotográfica consiste en una tira de plástico flexible cubierta por una capa delgada de gelatina, la cual contiene pequeñísimos cristales de bromuro de plata. Cuando la película se expone a la luz al abrir el diafragma de la cámara cuando ésta se dispara, ocurren dos reacciones: para empezar, el ion bromuro libera un electrón y se produce un átomo de bromo neutro, Br, es decir, el ion bromuro se oxida. El ion plata puede entonces atrapar el electrón para convertirse en un átomo de plata; o sea, la plata se reduce. El resultado neto de estos procesos es que en las regiones de la película donde ha incidido más luz (mayor número de fotones) hay más plata metálica en forma de pequeñas partículas. Como éstas son negras, oscurecen ligeramente dichas zonas. Donde no arribó la luz tenemos el bromuro de plata incoloro. El siguiente paso del proceso fotográfico consiste en revelar la película en el cuarto oscuro. La película se hace reaccionar con el revelador, que es un agente reductor del ion plata (uno de los más comunes es la hidroquinona). Lo interesante de la acción del revelador es que reacciona más rápidamente en los granos con más plata depositada originalmente (los átomos de plata catalizan la reacción), de modo que su acción ennegrece completamente las zonas donde llegó plenamente la luz, deja transparentes aquellas donde no arribó la luz, y grises las que recibieron luz débil; por esta razón, a la placa resultante se le conoce como “negativo”. Como la reacción de la hidroquinona con la plata es reversible, el revelador no se puede dejar sobre la placa fotográfica. Para evitar dicha reversibilidad, se añade una disolución de sulfito de sodio que reacciona con la quinona, que es el producto de la oxidación de la hidroquinona (LuValle, 1952). El siguiente paso, conocido como fijado fotográfico, consiste en eliminar el bromuro de plata que no ha reaccionado. Con ello se evita que se lleve a cabo la reacción lenta entre estos compuestos y la hidroquinona, que oscurecería toda la película. El tiosulfato de sodio se utiliza comúnmente como fijador en la fotografia en blanco y negro, ya que produce un compuesto de plata soluble en

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agua ([Ag(S2O3)2]3-). Posteriormente, la película se lava profusamente con agua para eliminar cualquier traza de los reactivos utilizados. Para obtener un positivo, es decir, la imagen tal cual se fotografió, se repite el mismo proceso, pero ahora pasando luz a través del negativo y colocando atrás un papel fotosensible, en lugar de la película. La luz pasa ahora por las zonas claras del negativo, pero no por las oscuras, y activa selectivamente el bromuro de plata que se encuentra en el papel (Garritz-Chamizo, 1994).

ALGO PARA MEDITAR Completa y balancea las siguientes reacciones involucradas en el proceso fotográfico. Reacciones que se llevan a cabo cuando se hace la exposición a la luz: 1) AgBr + luz 2) Ag+ + e- Reacciones que se presentan durante el proceso de revelado:

O H

O H

+ 2Ag+

Reacción que ocurre durante el fijado fotográfico: AgBr + Na2S2O3 REFLEXIONES INICIALES Selecciona la respuesta correcta a las preguntas que se te hacen a continuación: 1) ¿Cuántos electrones son necesarios para reducir completamente 2.6 moles de As(III) a As0?

a) 7.8 × 6.022 × 1023 c) 7.8 b) 2.6 × 6.022 × 1023 d) 2.6

2) ¿En cuáles de las siguientes reacciones se produce únicamente un mol de electrones en la

oxidación de un mol de sustancia? a) NO2 a NO3

- b) Al a AlO2- c) Br- a Br2 d) S a SO4

2-

1. Sólo b y d 3. Sólo b, c y d

2. Sólo a y c 4. Sólo a y d

+ SO32-

O

O

+ H2O

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3) ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es falsa?

____ 1. En el puente salino de una pila, los iones Cl- van hacia el ánodo.

____ 2. En la reacción VO2+ VO2+, el V se reduce.

____ 3. Un agente reductor se oxida.

____ 4. Cuando una sustancia se reduce, aumenta su número de oxidación.

4) Si los valores de los E° para los pares A/A- y B/B- son 0.20 y 0.40 V, respectivamente, el

proceso que tendrá lugar en una disolución 1 M de los iones será: ____ 1. A + B- A- + B ____3. A- + B- A + B ____ 2. A- + B A + B- ____ 4. A + B A- + B-

5) Considérense las tres pilas electroquímicas siguientes: A: Ni Ni2+ (1 M) H+ (1 M), H2 (1 atm) Pt B: Fe Fe2+ (1 M) H+ (1 M), H2 (1 atm) Pt C: Sn Sn2+ (1M) Ag+ (1 M) Ag ¿Cuáles de las siguientes proposiciones son ciertas?

a) La de voltaje más alto es la C b) La de voltaje más bajo es la A c) En el ánodo de C ocurre la reacción Sn Sn2+ + 2 e- . d) En el cátodo de C ocurre la reacción Ag+ + 1e- Ag .

____1. Sólo a y b ____ 2. Sólo c y d ____ 3. Ninguna ____4. Todas

6) Describe una celda electroquímica. ¿Qué son el cátodo y el ánodo? 7) ¿Qué expresa la ecuación de Nernst sobre el potencial de electrodo?

TAREAS POR CUBRIR Construir algunas celdas electroquímicas. Medir la diferencia de potencial generado por las celdas electroquímicas construidas. Construir escalas de potencial Utilizar dichas escalas de potencial para la predicción de reacciones Calcular constantes de equilibrio de las reacciones propuestas a partir de los datos experimentales

ACTIVIDADES PRELABORATORIO Antes de dar inicio al experimento realiza las siguientes actividades: 1. Plantea un diagrama secuencial de bloques con los pasos a seguir en forma condensada, con

objeto de tener una guía del trabajo experimental. 2. Investiga la toxicidad de los compuestos que se utilizan en esta práctica, y en función de ello

discute con el profesor sobre la forma de desecharlos una vez terminado el experimento.

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PROBLEMA No. 1 ¿Cuál es la fuerza reductora relativa de Fe, Cu y Zn, cuando se introduce un clavo de hierro dentro de una disolución de sulfato de cobre(II) o de sulfato de zinc?

ACTIVIDAD EXPERIMENTAL MATERIALES Y REACTIVOS

Materiales Reactivos Clavos de hierro

CuSO4(ac) 0.1F

Lija de agua ZnSO4(ac) 0.1F 1 gradilla 6 tubos de

ensayo ANTES DE DAR INICIO AL EXPERIMENTO REALIZA LAS SIGUIENTES ACTIVIDADES 1. Plantea en forma condensada un diagrama secuencial de bloques de los pasos a seguir, con

objeto de tener una guía del trabajo experimental. 2. Lee cuidadosamente toda la práctica y anota las ecuaciones correspondientes a los cambios

que ocurren durante los experimentos. 3. Identifica al ánodo y al cátodo en cada una de las celdas electroquímicas propuestas. 4. Investiga la peligrosidad de los compuestos que se utilizan en esta práctica, y en función de ello

discute con tu profesor sobre la forma de desecharlos una vez terminado el experimento.

PROCEDIMIENTO 1. Antes del experimento, lija dos clavos con el fin de tenerlos completamente libre

de resina u óxido . 2. En un tubo de ensayo coloca aproximadamente 5 mL de sulfato de cobre(II) 0.1

M, introduce un clavo libre de óxido, observa y anota tus reflexiones en tu bitácora. ¿Qué cambios observas en el clavo y en la disolución? Explica

3. En un tubo de ensayo coloca aproximadamente 5 mL de sulfato de zinc 0.1M, introduce un clavo libre de óxido, observa y anota tus reflexiones en tu bitácora. ¿Qué cambios observas en el clavo y en la disolución? Explica

CUESTIONARIO No. 1 1. Después de haber hecho tus observaciones, da una explicación a los fenómenos observados.

¿Cómo podrías identificar inequívocamente a la sustancia depositada sobre el clavo usado en el punto 2 del procedimiento del problema 1? ¿Basta mirar al clavo del punto 3 del procedimiento para saber si ocurrió algún cambio?¿Por qué?

2. Determina la fuerza reductora relativa de Fe, Cu y Zn. PROBLEMA No. 2 Tras medir la diferencia de potencial creada por las celdas siguientes:

Zn Zn2+ Fe2+ Fe Zn Zn2+ Cu2+ Cu Fe Fe2+ Cu2+ Cu

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Plantea las reacciones generadas espontáneamente y calcula los valores de las constantes de equilibrio correspondientes.ACTIVIDAD EXPERIMENTAL MATERIALES Y REACTIVOS

Materiales Reactivos Laminitas de Zn, Cu y Fe, 1 c/u* Cu(NO3)2(ac) 1.0 F Lija de agua Zn(NO3)2(ac) 1.0 F 1 tubo de vidrio en U FeSO4(ac) 1.0 F ** 6 vasos de precipitados, 50 mL KNO3(ac) 1.0 F Multímetro, caimanes Agitador magnético Algodón 2 barras de agitación

* En caso de no contar con láminas de los metales se puede utilizar alambre grueso. ** Esta disolución debe prepararse un poco antes de iniciar el experimento utilizando agua hervida.

PROCEDIMIENTO 1. Construye las semiceldas de hierro, cobre y zinc por inmersión del metal

respectivo en 20 mL de disolución de sulfato de hierro(II), nitrato de cobre(II) o de nitrato de zinc 1M, contenidas en tres vasos de precipitados de 50 mL..

2. Elabora un puente salino empleando un tubo doblado en U, que llenarás con disolución de nitrato de potasio 1 M. Coloca a cada extremo del tubo, a modo de tapón, una torunda de algodón impregnada con la misma disolución. Asegúrate de que las torundas no se caigan al invertir el puente salino, y de que la disolución de nitrato de potasio no se escurra. Evita la formación de burbujas de aire dentro del puente salino. ¿Por qué es necesario tomar esta precaución?

3. Une las semiceldas Zn Zn2+ y Fe Fe2+ por medio del puente salino, introduciendo uno de los extremos del puente en cada semicelda.

4. Utilizando los cables con caimanes, conecta cada una de las semiceldas(a través de las laminitas metálicas) al multímetro y mide la diferencia de potencial, cerciorándote de que haya agitación constante durante la medida . Enjuaga el puente salino con agua destilada al cambiar las disoluciones.

5. Mide la diferencia de potencial que se crea al unir las semiceldas Zn Zn2+ y Cu Cu2+ mediante el puente salino. Repite el procedimiento con las semiceldas Fe Fe2+ y Cu Cu2+, siguiendo lo planteado en los puntos 3 y 4.

6. Anota cuidadosamente qué semicelda actúa como ánodo y cual como cátodo, (el cable rojo del multímetro generalmente se conecta al cátodo y el negro al ánodo).

REGISTRO DE DATOS Concentra los valores de diferencia de potencial en la siguiente tabla:

Celda E Q* K* Zn Zn2+ Fe2+ Fe Zn Zn2+ Cu2+ Cu Fe Fe2+ Cu2+ Cu

* Ver guía 4 CUESTIONARIO No. 2 1. Representa en un diagrama cada una de las pilas que construiste, indicando claramente el

ánodo, el cátodo y la dirección en la que fluyen los electrones.

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2. Describe cada una de las pilas representadas en el inciso anterior, de acuerdo a la

nomenclatura aceptada por la IUPAC.

3. Con base en los datos de diferencia de potencial , establece una escala de potencial en donde se representen los tres pares redox propuestos en el experimento indicando claramente su fuerza óxido-reductora relativa. Compara y discute estos resultados con los que generaste después de resolver el problema No. 1.

4. Empleando la escala propuesta en 3 de este cuestionario, plantea las reacciones redox

balanceadas que pueden ocurrir espontáneamente entre las especies de los pares redox estudiados.

5. Escribe las ecuaciones de Nernst para cada semirreacción propuesta. 6. Calcula las constantes de las reacciones propuestas, tomando en cuenta los datos

experimentales. 7. Compara los valores de las constantes de cada reacción y concluye. ¿Qué reacción es más

cuantitativa?

PROBLEMA No. 3 Después de medir el potencial de electrodo de los pares redox siguientes:

Ag+|Ag0 Ni2+|Ni0 Fe2+|Fe0

Fe3+|Fe2+ Cu2+|Cu0 NO3

-|NO2-

Plantea las reacciones que pueden darse espontáneamente, calculando los valores de las constantes de equilibrio correspondientes.

ACTIVIDAD EXPERIMENTAL MATERIALES Y REACTIVOS

MATERIALES REACTIVOS Electrodo de calomel Cu(NO3)2(ac) 0.1 F Electrodo de plata AgNO3(ac) 0.1 F Electrodo de platino FeSO4(ac) 0.2 F* NiSO4(ac) 0.1 F KNO3(ac) 0.2 F Fe(NO3)3(ac) 0.2 F NaNO2(ac) 0.2 F* 2 pipetas volumétricas de 10 mL Agua destilada hervida y fría

*Estas disoluciones deben prepararse un poco antes de iniciar elexperimento.

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PROCEDIMIENTO 1. En un vaso de precipitados de 50 mL coloca aproximadamente 20 mL de nitrato

de plata 0.1 M e introduce el electrodo o alambre de plata. En otro vaso de precipitados de 50 mL agrega aproximadamente 20 mL de nitrato de potasio 0.2 M y coloca el electrodo de calomel (considerarlo como ánodo). Une las dos celdas mediante un puente salino. Conecta los electrodos al multímetro y mide la diferencia de potencial, asegurándote de que las disoluciones estén bajo agitación constante. NOTA: En los siguientes experimentos ya no cambiar la conexión del electrodo de calomel)

2. Agrega aproximadamente 20 mL de disolución de niquel (II) 0.1 M en un vaso de precipitados de 50 mL. Introduce un alambre o lámina de niquel y el electrodo de calomel en la disolución, conéctalos al multímetro y mide la diferencia de potencial de la disolución, asegurándote de que haya agitación constante.

3. Toma un vaso de precipitados de 50 mL y coloca 10.0 mL de FeSO4 0.2 M y 10.0 mL de Fe(NO3)3 0.2 M. Coloca dentro del vaso de precipitados el electrodo de platino y el de calomel, conéctalos al multímetro y mide la diferencia de potencial de la disolución, asegurándote de que haya agitación constante.

4. Agrega aproximadamente 20 mL de disolución de nitrato de cobre(II) 0.1 M en un vaso de precipitados de 50 mL. Introduce dentro de la disolución un alambre o lámina de cobre y el electrodo de calomel, conéctalos al multímetro y mide la diferencia de potencial de la disolución, asegurándote de que haya agitación constante.

5. Agrega 10.0 mL de disolución de nitrito de sodio 0.2 M y 10.0 mL de nitrato de potasio 0.2 M. Colocar dentro del vaso de precipitados el electrodo de platino y el de calomel, conéctalos al multímetro y mide la diferencia de potencial de la disolución, asegurándote de que haya agitación constante.

6. Agrega 10.0 mL de disolución de hierro(II) 0.2 M y 10.0 mL de agua destilada en un vaso de precipitados de 50 mL. Introduce dentro de la disolución un alambre de hierro y el electrodo de calomel, conéctalos al multímetro y mide la diferencia de potencial de la disolución, asegurándote de que haya agitación constante.

REGISTRO DE DATOS concentra los valores de diferencia de potencial en la siguiente tabla:

PAR REDOX E (V) Ag+|Ag

Fe3+|Fe2+ Cu2+|Cu

NO3-|NO2

- Fe2+|Fe Ni2+|Ni

CUESTIONARIO No. 3 1. Dibuja diagramas que representen cada una de las celdas que construiste. 2. Describe cada una de las celdas representadas en el inciso anterior, de acuerdo con la

nomenclatura aceptada por la IUPAC. 3. Con base en los datos de diferencia de potencial, establece una escala en donde se

representen los pares redox propuestos en el experimento indicando claramente su fuerza óxido-reductora relativa.

4. Transforma los valores de potencial obtenidos experimentalmente, respecto al electrodo de

calomel, a los que se tendrían con respecto al electrodo normal de hidrógeno (a los valores

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experimentales, súmales 0.250 V que es el potencial que tiene el electrodo de calomel respecto al electrodo normal de hidrógeno).

5. Con los nuevos valores de potencial, construye una nueva escala, en donde se representen

los pares redox propuestos en el experimento. 6. Escribe las ecuaciones de Nernst para cada semirreacción propuesta. 7. Empleando la escala propuesta en 5, plantea las reacciones redox balanceadas que pueden

ocurrir espontáneamente. 8. Calcula las constantes de las reacciones propuestas, tomando en cuenta los puntos

anteriores. 9. Compara los valores de las constantes de cada reacción y concluye. 10. Con base en los datos experimentales de diferencia de potencial obtenidos para cada pila

propuesta en el problema No. 2 y los datos necesarios obtenidos en el problema No. 3, calcula el potencial de los pares Zn2+|Zno , Fe2+|Feo y Cu2+|Cuo.

11. Propón un mapa conceptual que involucre los conceptos relacionados con los experimentos

que llevaste a cabo en toda la práctica. 12. En el siguiente diagrama hay un error. ¿Cuál es? Representa el diagrama correctamente

MANEJO Y DISPOSICIÓN DE RESIDUOS: Coloca los residuos en los recipientes etiquetados que se encuentran en el laboratorio para su tratamiento posterior.

GUÍA No. 1 Las reacciones químicas involucran energía. Para la mayoría de las reacciones químicas, esta energía toma la forma de calor. Muchas reacciones liberan calor por lo que su entorno se vuelve caliente, algunas otras absorben calor, causando que su entorno se enfríe. La energía involucrada en algunas reacciones se manifiesta en forma de luz: las reacciones quimioluminiscentes producen luz. Algunas reacciones químicas se producen o inician por medio de la luz, por ejemplo, la reacción entre el cloro y el hidrógeno. En otro grupo de reacciones interviene la energía eléctrica. Algunas de estas reacciones producen energía eléctrica y otras son producidas por ella.

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Cuando un conductor eléctrico, como lo es un metal, se conecta a dos objetos que tienen diferente potencial eléctrico, una carga eléctrica fluye a través del conductor. El flujo se dará del potencial mayor al potencial menor; este flujo de carga eléctrica se llama corriente eléctrica. La carga eléctrica se mide en coulombs, y la corriente eléctrica se expresa en coulombs por segundo, o amperes (1 ampere = 1 coulomb/segundo). El cambio en energía que ocurre cuando fluye una corriente a través de una diferencia de potencial, depende de la magnitud de la diferencia de potencial y de cuánta carga fluya. La diferencia de potencial se expresa en joules por coulomb, o en volts (1 volt = 1 joule/coulomb). La cantidad de energía liberada cuando fluye una corriente a través de un conductor es igual a la diferencia de potencial (volts) que lleva la corriente multiplicada por la cantidad de carga que fluye (coulombs). Esta energía puede producir calor, luz o una reacción química. Podemos visualizar la diferencia de potencial eléctrico (también llamada “voltaje”) de manera análoga a una elevación. Así como una roca elevada tiene la mayor energía potencial en el punto más alto de su elevación, un electrón a su potencial más alto, tiene la mayor energía. Ambos pueden fluir a áreas de potencial más bajo, y es esta diferencia de potencial entre el potencial más alto y el más bajo, a lo que nosotros llamamos “voltaje”. Esta diferencia de potencial, por supuesto, puede provocar una reacción química. Así como la roca siempre rueda de la elevación más alta a la más baja, el cátodo siempre tiene la más baja “elevación” y así los electrones siempre van a fluir del ánodo hacia el cátodo. En el pre-equilibrio, los electrones detectan una diferencia de potencial entre el ánodo y el cátodo, y por tanto fluyen, yendo de la región de menor a la de mayor potencial, al contrario de la corriente eléctrica. Pero al equilibrio, ya no ocurre una reacción neta, por lo que los electrones ya no fluyen y entonces el voltaje al equilibrio será de cero. (Ma, P., 1994) Un potencial de equilibrio es una diferencia de potencial observada en un sistema que está en equilibrio respecto a los electrones, esto es, una en la que no hay o esencialmente no hay movimiento de electrones en el conductor cuyo potencial se esta midiendo. La carga eléctrica se mueve sólo cuando las partículas cargadas se mueven. Debido a que la carga es una propiedad de las partículas, cuando fluye una corriente eléctrica a través de un conductor, las partículas cargadas se mueven a través del conductor. En la mayoría de los metales, las partículas cargadas que se mueven son los electrones. En el caso de disoluciones acuosas de ácidos, bases, sales y sales fundidas, las partículas cargadas móviles son los iones.

GUÍA No. 2 Cuando un conductor metálico se pone en contacto con un conductor iónico (una disolución electrolítica, por ejemplo) y se pasa corriente a través de ambos, ocurre un cambio en la identidad de las partículas acarreadoras de carga en el lugar donde se unen los conductores. Los electrones pueden entrar o salir del conductor metálico, pero no pueden circular por el seno del conductor iónico, así que los iones en el conductor iónico atrapan o pierden estos electrones. Cuando esto sucede, se lleva a cabo una reacción electroquímica. El conductor metálico en cuya superficie se lleva a cabo la reacción química se llama electrodo. Los electrodos siempre se emplean en parejas: en uno de los electrodos, los electrones se mueven hacia el conductor iónico; en el otro los electrones se remueven del conductor iónico. En el electrodo donde los electrones se mueven hacia el conductor iónico, ocurre una reacción de reducción, este electrodo se llama cátodo. En el electrodo donde se remueven los electrones del conductor iónico, se lleva a cabo una reacción de oxidación, y el electrodo se llama ánodo.

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GUÍA No. 3 CELDA ELECTROQUÍMICA GALVÁNICA

(-) Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu (+)En una celda galvánica, los electrones que, tras una oxidación, son liberados en el ánodo (la terminal negativa de la celda,” - “), fluyen hacia el cátodo (la terminal positiva, “ + “) para participar en la reducción correspondiente. Imagina al ánodo como una “fuente” de cargas negativas, y al cátodo como un “sitio deficiente” de cargas negativas. Los iones espectadores (que no están no involucrados en la reacción) presentes en las disoluciones acuosas y en el puente salino migrarán entonces entre los dos electrodos de la celda, moviéndose los aniones (iones negativos) hacia el ánodo y los cationes (iones positivos) hacia el cátodo, para así neutralizar las cargas generadas. En un puente salino frecuentemente se emplea el KNO3.

Recuerda que en una celda galvánica:

“ - “, ánodo y oxidación van juntos

“ + “ , cátodo y reducción van juntos (Ma, P., 1994)

Figura tomada de Química de Brown, Le May y Butsten. Novena Edición. Pearson Prentice Hall.2004 p. 785

GUÍA No. 4 La ecuación de Nernst La lectura de diferencia de potencial -o voltaje- ( E), entre las dos semiceldas es la diferencia entre las condiciones de pre-equilibrio y de equilibrio. Lo anterior lo formuló Nernst de la manera siguiente:

RT RTE= lnK- lnQnF nF

donde: Q = relación de concentración de especies involucradas en la reacción en condiciones de pre- equilibrio. K = relación de concentración de especies involucradas en la reacción en condiciones de equilibrio. R = 8.31 J/ mol K T = Temperatura en grados Kelvin F = Constante de Faraday = 96500 coulombs / mol n = número de moles de electrones intercambiados por mol de reacción El mol de reacción se obtiene de una reacción balanceada de manera que los coeficientes estequiométricos de las sustancias involucradas no tiene un común divisor diferente a 1.

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ProductosQ =

Reactivospre equilibrio

pre equilibrio

A 25ªC, y empleando logaritmos base 10, la ecuación de Nernst puede simplificarse de la manera siguiente:

0.0592E= logK logQn

(Ma, P., 1994)

POTENCIAL ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN Hay otra manera de expresar la ecuación de Nernst, si se toma en cuenta que la constante de equilibrio es una propiedad intrínseca de la reacción, independiente de la concentración inicial de las especies. Entonces puede decirse que la reacción también tiene una diferencia de potencial estándar intrínseca, ( Eº). Estas dos propiedades intrínsecas se relacionan de la siguiente manera:

RTE°= lnKnF

En esta expresión, el potencial estándar Eº es realmente la diferencia de los potenciales estándar de reducción de las dos semiceldas:

Eº = Eº(cátodo) - Eº(ánodo)

Nota que el Eº se calcula a partir de los potenciales estándar de reducción de ambas especies, por lo que la ecuación de Nernst se puede escribir de la siguiente manera:

0.0592E= E°- logQn

No debe olvidarse que el potencial estándar de reducción de un metal dado, se refiere a la capacidad que tiene éste para ceder electrones. Un metal que tiene un potencial de reducción muy negativo es un buen agente reductor (como el Zn, que, por lo tanto, se oxida fácilmente), mientras que un metal con un potencial de reducción muy positivo (como el oro) es difícil de oxidar, lo cual es análogo a decir, según lo expuesto en la GUÍA No. 1 de esta práctica, que tiene una “baja elevación”, por lo que los electrones no se ven impulsados a “fluir” hacia otro medio. El valor Eº, calculado por Eº(cátodo) - Eº(ánodo), es meramente una medida de la diferencia en “elevación” entre dos sistemas redox. (Ma, P., 1994). El símbolo “ º “ se utiliza aquí para indicar condiciones estándar. GUÍA No. 5 La diferencia de potencial en una celda galvánica Una celda puede representarse por medio de un diagrama, por ejemplo:

Zn | Zn2+ ¦¦ Cu2+ | Cu Una simple línea vertical ( | ), representa una interfase, una línea vertical punteada ( ¦ ) representa una interfase o unión entre dos líquidos miscibles y una doble barra vertical punteada (¦¦, que a veces se escribe también como ||) representa una unión líquida en la cual se asume que el potencial de unión líquida puede ser eliminado. Potencial de electrodo El llamado potencial de electrodo se define como la fuerza electromotriz de una celda en la que el electrodo de la izquierda (el ánodo) es el electrodo normal de hidrógeno y el de la derecha (el cátodo) es el electrodo en cuestión. Por ejemplo, para el electrodo plata/cloruro de plata, (que se escribe Cl- (aq) AgCl Ag ), la celda en cuestión es:

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Pt H2 (g, p = p° ) HCl (aq, a = 1) HCl (aq, a = x ) AgCl Ag

En esta celda es necesaria una unión líquida, en donde a (HCl) de la derecha, difiere de a (HCl) de la izquierda. La reacción que se lleva a cabo en el electrodo de plata / cloruro de plata es :

+ - -(s) (ac) (s)Ag +Cl AgCl +e

La reacción de celda completa es : + + -(ac) (s) (ac) (s) 2(g)2H +2Ag +2Cl AgCl +H

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BIBLIOGRAFÍAGarcía G. C. et al. Química General en Cuestiones; Addison-Wesley Iberoamericana: USA, 1991; pp 165-168. Garritz, A.; Chamizo J.A. Química; Addison-Wesley Iberoamericana: USA, 1994; pp 756-769. LuValle, J. The reaction of quinone and sulfite. I. Intermediates. J. Am. Chem. Soc., 1952, 74, 2970-2977. Ma, P. Chemistry Safari; Harvard University: USA, 1994; pp 123-129 Shakhashiri, B.Z. Chemical Demonstrations. A Handbook for Teachers of Chemistry; The University of Wisconsin: USA, 1992; Vol. 2, pp 90-92 Mills, I. et al. IUPAC Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry, 2nd ed.; Blackwell Science: Oxford, 1998.