ejercicio de potenciales

UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTAL
“FRANCISCO DE MIRANDA”
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
LICENCIATURA EN CIENCIAS AMBIENTALES
UNIDAD CURRICULAR: QUÍMICA AMBIENTAL IV
Prof. Ing. María Gabriela Madrid D.

POTENCIALES ELECTRICOS EN SISTEMAS ACUATICOS
Una celda electroquímica consiste de dos conductores denominados electrodos cada uno sumergido en una solución electrolítica tal como se muestra enla figura.

En la mayoría de las celdas las soluciones en las que se sumergen los electrodos son diferentes y deben estar separadas para evitar la reacción directa entre los reactivos. La manera más común de evitar que se mezclen es insertando un puente salino entre las soluciones.

En una celda electroquímica el cátodo es el electrodo en el que se lleva a cabo la reacción de reducción y elánodo es el electrodo en el que tiene lugar la oxidación.

El potencial de una celda es la diferencia entre los potenciales de dos semiceldas o dos electrodos simples, uno relacionado con la semirreacción del electrodo de la derecha (Ederecha) y el otro con la semirreacción del electrodo de la izquierda (Eizquierda) en la celda esquemática, es decir:

el potencial de electrodo se puede calculara partir de la ecuación de Nernst:

Donde:
E˚: potencial estándar del electrodo
R: constante de los gases; 8,314 J/mol K
T: temperatura; K
n: número de moles de los electrones en la semirreacción
F: faradio = 96.485 C (culombios)
ln: logaritmo neperiano = 2,303 log

Sustituyendo los valores numéricos por las constantes, convirtiendo a logaritmo decimal y especificando le temperatura a25 ºC, se obtiene:

donde las letras en los corchetes representan las concentraciones molares de las especies.

NOTA: Si se trabaja con gases, en la ecuación se sustituye la concentración por las presiones parciales en atmósferas.

Espontaneidad de una reacción:
Para predecir la reacción espontánea de una celda se sigue el siguiente procedimiento:
1. Elegir las semireacciones apropiadas dela tabla de potenciales normales de reducción.
2. Escribir primero la ecuación para la semireacción con el valor de E˚ más positivo (o menos negativo) para la redución, junto con su potencial.
3. Luego escribir la ecuación para la otra semireacción como una oxidación y se escribe su potencial de oxidación. Para hacer esto, se invierte la semireacción tabulada y cambiar el signo del potencial.4. Ajustar la transferencia de electrones en las semirreacciones, sin multiplicar los potenciales por los números usados para el ajuste.
5. Sumar las semireacciones de reducción y oxidación, después se suman algebraicamente los potenciales de las dos semireacciones. Si el valor del potencial es positivo entonces la reacción que se considera es espontánea.




Ejercicios de aplicación
1.Determine si la siguiente reacción es espontanea en condiciones estándar.
Cu(s) + 2H+(ac) ↔ Cu2+(ac) + H2(g)

Solución:
Para determinar si la reacción anterior es espontanea en el sentido que se indica, lo primero es escribir las semireacciones de reducción para el Cu y el H2, de la siguiente manera:



Para mantener el orden en las especies tal como lo muestra la reacción, se debe invertirla semiecuación del Cu y mantener intacta la del H2. Luego, ya que se invierte la ecuación del Cu, también se cambia el signo de su potencial estándar, de la siguiente manera:



Para continuar se ajustan el numero de electrones, igualándolas en ambas semireaciones, pero en este caso no es necesario ya que ambas semiecuaciones poseen 2e-, es decir igual cantidad de electrones.

Parafinalizar se suman las semirreacciones y los potenciales estándar de manera algebraica y se revisa el valor que se obtiene de potencial estándar de la celda:




Como se puede observar de la suma algebraica de los potenciales estándar, el valor del E˚Celda es negativo (E˚Celda = -0,337V) lo cual indica que “la reacción no es espontanea en el sentido que se muestra en la ecuación inicial”. Para...