teoria de electroquimica

ELECTROQUÍMICA

La teoría de las reacciones redox y la ecuación de Nernst.

Para poder estudiar la aplicación de estas técnicas comencemos con sus fundamentos, algunos aspectos de los cuales fueron abordados en el curso de Química.

Si introducimos un alambre de cobre en una solución al 2 % de AgNO3, en menos de una hora veremos que la solución cambia de ser incolora a un color azul pálidoy que el alambre de cobre se encuentra recubierto  por agujas brillantes de plata:



En este proceso el cobre ha perdido electrones, formando el ión cobre(II) y el ión plata ha ganado electrones formando plata metálica. Ha ocurrido una reacción de oxidación-reducción o abreviadamente redox. Recordemos que cuando una especie química pierde electrones se oxida y cuando gana electrones sereduce. En la reacción vista, el cobre se ha oxidado y el ión plata se ha reducido.

Si nos propusieramos el experimento de introducir un alambre de plata en una solución de cobre(II), veríamos que no ocurre nada y esto es de esperar, pues siendo espontáneo el proceso anteriormente visto, no es de esperar que este ocurra de manera espontánea.

La espontaneidad de una reacción redox, puede serpredicha de acuerdo a los potenciales normales de reducción. Una tabla de estos potenciales se suministra en los materiales auxiliares.

Para saber si la reacción que nos proponemos es espontánea, lo primero es escribir las medias ecuaciones en el sentido de la reducción. Por ejemplo



En estas ecuaciones E0red son los potenciales normales de reducción para las dos medias ecuaciones, los cualesse toman de la tabla de potenciales normales de reducción.

La media ecuación con el potencial más positivo ocurrirá como una reducción y la otra ocurrirá como una oxidación. Por tanto como proceso espontáneo tendremos que el zinc se oxidará y los iones cobre(II) se reducirán.
Este acople de los procesos de oxidación y reducción da como resultado la formación de una celda galvánica o voltaica.El potencial de una celda galvánica es la suma de los potenciales normales de ambos procesos, escritos en el sentido en que ocurren. Para el ejemplo visto:



Nótese que el potencial normal de una media ecuación de oxidación es el inverso del potencial normal de reducción para para la media ecuación dada.

Cuando los dos procesos se acoplan de manera que los electrones cedidos por lasustancia que se oxida son aceptados por la sustancia que se reduce a través de un conductor, estamos en presencia de una pila química.

De esta manera, si unimos un electrodo de cobre y uno de zinc que están sumergidos en soluciones 1M de cobre(II) y de zinc(II), respectivamente, como se muestra en la figura, la transferencia de electrones del zinc al cobre se efectuará a través del circuito yobtendremos una corriente eléctrica. Si en lugar del foco colocáramos un voltímetro, veríamos que este marcaría 1.1 voltios. 

 



En la pila el ánodo es una zona de oxidación, por ello tiene un potencial negativo. El cátodo es una zona de reducción y tiene un potencial positivo. Esto determina el flujo de la corriente.

Una celda voltaica se representa mediante el diagrama siguiente:Donde el símbolo | indica una separación de fases y el símbolo ║ indica un puente salino. En la forma escrita, el proceso es espontáneo de izquierda a derecha.

Ya se vió en el curso de Química que al balancear las ecuaciones de las reacciones redox, se multiplicaba por factores numéricos para eliminar los electrones en ambas medias ecuaciones. Los valores de los potenciales normales no semultiplican por estos factores.

Como toda magnitud que se mide, el potencial normal de reducción se evalúa con respecto a un patrón. El proceso de referencia en la reducción del ión hidronio al cual se le asigna un valor de 0.00 V:



Lógicamente no tendremos un electrodo formado por hidrógeno, sino que se utilizan diferentes dispositivos que miden este potencial, como puede ser el de la figura,...