tabla de potenciales a 25 grados

3 Fundamentos de reactividad inorgánica
PARTE II: Reacciones de reducción-oxidación
3.7 Introducción
3.8 Cinética de los procesos redox
3.9 Estabilidad redox en agua
3.10 Diagramas de potenciales

3.7

Introducción

Potenciales de celda y de electrodo. Una reacción redox puede descomponerse en dos procesos de
electrodo, el de reducción y el de oxidación, cada uno de los cuáles poseeun potencial de electrodo
determinado. El potencial de la reacción o potencial de celda puede estimarse como la suma de ambos
potenciales de electrodo.
Cu2+(ac) + 2e–
Zn(s) + Cu2+(ac)

Zn2+(ac) + Cu(s)

Cu(s)
Zn2+(ac) + 2e–

Zn(s)

reducción
oxidación

E = E(Cu2+/Cu) + E(Zn/Zn2+)

Los potenciales de electrodo se determinan frente a un sistema de referencia (usualmente, H+/H2) ysuelen tabularse como potenciales normales de reducción. De esta manera, el potencial normal de una
reacción puede determinarse como la diferencia entre los potenciales normales de los procesos de
reducción y de oxidación.
2+

2+

E° = E°(Cu /Cu) – E°(Zn /Zn) = 0,34 – (–0,76) = 1,10 V

Potencial, energía libre y espontaneidad. El potencial de una reacción química está relacionado con laenergía libre de la misma a través de la ecuación:
ΔG = –n F E

donde n representa la cantidad química (moles) de electrones intercambiados y F es la constante de
Faraday. Una reacción redox es espontánea cuando E > 0 y llega al equilibrio cuando E se hace cero.
La relación anterior entre la energía libre y el potencial es útil para calcular potenciales totales a partir
de los potenciales deprocesos parciales, ya que la energía libre es una propiedad de estado que sólo
depende de las condiciones iniciales y finales:
Fe3+

E1o = +0,77 V

Fe2+

E2o = –0,44 V

Fe
E3o ! E1o + E2o = 0,77 – 0,44 = 0,33 V

E3o

!G3o = !G1o + !G2o = – n1F E1 – n2F E2 = –n3F E3
E3o = (n1E1o + n1E2o)/n3 = (1 " 0,77 – 2 " 0,44)/3 = –0,04 V

Potencial en condiciones no normales. La relaciónentre el potencial en condiciones normales y el
potencial en condiciones distintas de las normales viene dado por la ecuación de Nernst:
E = E° –

RT
lnQ
nF

donde Q es el coeficiente de reacción (la relación de concentraciones para sustancias en disolución).
Serie electroquímica. Reciben este nombre las listas en las que las reacciones de celda se encuentran
ordenadas de acuerdo a supotencial (tabla 3.3).

56 | Química Inorgánica I. Curso 2012/2013

Ernesto de Jesús Alcañiz

Tabla 3.3. Potenciales normales de electrodo a 25°C
Agente oxidante
(especie oxidada)

Agente reductor
(especie reducida)

E° (en voltios)

+ 2e
2–

S2O8
Au
Pb

+

–

→

2SO4

+2,05

→

Au

+1,69

+e

–

2F

–

+2,87
2–

–

→

Pb

+ 5e–

→

Mn2+ +4H2O

+ 2e

–

→

+ 6e

–

→

+ 4e

–

→

+ 2e

4+

–

+ 2e

MnO4– + 8H+
Cl2
2–

Cr2O7 + 14H
O2 + 4H

+

Br2
Ag

→

+ 2e

F2

–

+

+

2+

I2
O2 + 2H2O
Cu

2+

+1,67
+1,51

–

+1,36

3+

2Cr + 7H2O

+1,33

2H2O

+1,23 (+0,81 a pH = 7)

2Cl

→

2Br

+e

–

→

Ag

+e

–

–

→

Fe

+ 2e

Fe

3+Agentes más Oxidantes

–

→

+ 4e

→

4OH

+ 2e

–

→

+0,80

–

–

+1,09

Cu

2I

2+

+0,77
+0,54
–

+0,40 (+0,81 a pH = 7)
+0,34

→

Ag + Cl

–

→

H2

Fe3+

+ 3e–

→

Fe

–0,04

O2 + H2O

+ 2e–

→

HO2– + OH–

–0,08

+ 2e

–

→

Pb

–0,13

+ 2e

–

→

Sn

–0,14

+ 2e

–

→

Ni

–0,25

+ 2e

–

→Fe

–0,44

+ 3e

–

→

Cr

–0,74

+ 2e

–

→

Zn

+ 2e

–

→

H2 + 2OH

+ 2e

–

→

Cr

–0,91

+ 2e

–

→

Mn

–1,18

+ 3e–

–1,66

AgCl
2H

+

Pb

2+

Sn

2+

Ni

2+

Fe

2+

Cr

3+

Zn

2+

2H2O
Cr

2+

Mn

2+

Al3+
Mg
Na
Ca
K

+

2+

+

Li

2+

+

+e

–

+ 2e

–

+0,22
0...