Electroquímica

ELECTROQUÍMICA

1.- Fuerza de los sistemas redox. Potencial normal de electrodo.
2.- Serie electroquímica
3.- Aplicaciones de la serie de potenciales.
4.- Pilas voltaicas o galvánicas.
5.- Fuerza electromotriz de una pila.
6.- Electrólisis. Aplicaciones.
7.- Leyes de Faraday.




1.- FUERZA DE LOS SISTEMAS REDOX. POTENCIAL NORMAL DE ELECTRODO

* La fortaleza de unoxidante o de un reductor viene dada por la tendencia a ganar o a perder electrones.

Los metales alcalinos son buenos reductores, ya que su capa de valencia es ns1 y por tanto tienen tendencia a perder 1 electrón. Ejemplo: Na Na+ + 1 e-.
Los halógenos son buenos oxidantes, ya que tienen 7 electrones en la capa de valencia y tienen tendencia a ganar un electrón para completarla. Ejemplo: F + 1e- F-
Los compuestos o iones complejos, dependen del índice de oxidación del átomo central, y así los de I.O. elevado tienen gran poder oxidante y los de I.O. bajo tienen gran poder reductor.

La fuerza absoluta no puede conocerse ya que para que una sustancia gane electrones tiene que haber otra que los pierda y viceversa, por tanto, el carácter oxidante y reductor es relativo, depende de lasustancia con que se enfrente.

De forma general, una reacción redox se puede poner como:

( oxidante )1 + ( reductor )2 ( reductor )1 + ( oxidante )2

Si el (oxidante)1 es más fuerte que el (oxidante)2, la reacción estará desplazada hacia la derecha, lo cual viene indicado por el valor de G o de K; sin embargo, en las reacciones redox el desplazamiento de la reacción no se midepor G o por K, sino por el llamado potencial del par redox o de electrodo (Eº).


Se llama electrodo a todo dispositivo o sistema físico donde puede tener lugar una oxidación o una reducción.

Para medir los potenciales de electrodo es necesario tomar un electrodo de referencia o patrón, al que se le asigna un valor del potencial 0 (Eº = 0). Dicho electrodo es el electrodo normal de hidrógeno,que consta de una lámina de platino, que hace de electrodo inerte, introducida en un tubo de vidrio abierto por la parte superior, por donde se inyecta H2 a la presión de 1 atm y todo ello sumergido en una disolución 1 M de H3O+ (H+), es decir de pH = 0, a 25ºC.


Electrodo normal de hidrógeno Dispositivo para medir el Eº del par Cu2+/Cu


Para medir elpotencial de un par cualquiera, como el Eº Cu2+/Cu, se conecta este electrodo, que está formado por una barra de cobre metálico sumergida en una disolución que contiene Cu2+, mediante hilos conductores al electrodo de hidrógeno. El galvanómetro (voltímetro) mide la d.d.p. entre los electrodos, pero como al electrodo del hidrógeno por convenio se le asigna un Eº = 0, dicha medida se toma comopotencial del par Cu2+/Cu, y además se le pone un signo + o – , dependiendo del proceso que tenga lugar en el electrodo

El criterio de signos que se sigue, es:

+ , si la sustancia se reduce , y por tanto el hidrógeno se oxida: H2 2 H+ + 2 e-

– , si la sustancia se oxida, y por tanto el hidrógeno se reduce: 2 H+ + 2 e- H2


Con este criterio de signos, los potenciales reciben el nombrede potenciales de reducción, ya que indican la tendencia de una sustancia a reducirse, y en la notación abreviada del potencial se pone en primer lugar la forma oxidada y a continuación la forma reducida, lo cual representa el proceso de reducción: Eº Cu2+/Cu en vez de Eº Cu/Cu2+.

* Si el Eº de un par es +, indica que esa sustancia tiene más tendencia a reducirse que el hidrógeno.

* Siel Eº de un par es – , indica que esa sustancia tiene menos tendencia a reducirse que el hidrógeno.


Ejemplos:

1) Al conectar un electrodo de Zn al electrodo normal de hidrógeno, los procesos que tienen lugar son: Zn Zn2+ + 2 e- (oxidación) y 2 H+ + 2 e- H2 (reducción), por tanto, Eº Zn2+/Zn = - 0,76 volts, ya que el Zn2+ tiene menos tendencia a reducirse que el H+ y por eso se...