Reacciones de oxidacion-reduccion

Reacciones de oxidacion-reducción (redox) 

1. 9. Reacciones oxidación-reducción Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción
2. Contenidos • Conceptos básicos. – Estado de oxidación; oxidación y reducción; semirreacción; ajuste de reacciones redox; valoraciones redox • Electroquímica. • Serie electromotriz: semirreacciones y potenciales de electrodo. • Aplicaciones. • Reacciones espontáneas: pilas. • Fuerza electromotriz y energía libre. • Efecto de la concentración sobre el voltaje: Ecuación de Nernst. Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 2
3. Bibliografía recomendada • Petrucci: Química General, 8ª edición. R. H. Petrucci, W. S. Harwood, F. G. Herring, (Prentice Hall, Madrid, 2003). – Secciones 3.4, 5.4, 5.5, 21.1, 21.2, 21.3, 21.4 Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 3
4. Conceptos básicos Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción
5. Estado de oxidación • Estado de oxidación (o número de oxidación) de un átomo en una molécula – Es un número que se le asigna y que indica de modo aproximado la estructura electrónica de ese átomo en esa molécula – Regla general de asignación de estados de oxidación (e.o.): • se imagina la situación límite (no real) de que los electrones de un enlace se hayan transferido completamente al átomo más electronegativo del enlace • el estado de oxidación de cada átomo es la carga que tiene tras esta operación mental – e.o. positivo: el átomo pierde total o parcialmente electrones en la molécula respecto al átomo aislado neutro – e.o. negativo: el átomo gana total o parcialmente electrones en la molécula respecto al átomo aislado neutro [Lectura: Petrucci 3.4] Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 5
6. Estado de oxidación • Reglas básicas de asignación de estados de oxidación: – Los e.o. de los átomos en sus compuestos de determinan aplicando las reglas siguientes, en orden, hasta donde sea necesario: 1. El e.o. de un átomo individual sin combinar químicamente con otros elementos es 0 2. La suma de los e.o. de todos los átomos de una molécula neutra es 0; la de todos los átomos de un ión es la carga del ión 3. En sus compuestos, los metales alcalinos (Grupo 1) tienen e.o. +1 y los alcalinotérreos (Grupo 2) tienen e.o. +2 4. En sus compuestos, el e.o. del F es -1 5. En sus compuestos, el e.o. del H es +1 6. En sus compuestos, el e.o. del O es -2 7. En sus compuestos binarios con metales, los elemetos del Grupo 17 (F, Cl, ...) tienen e.o. -1, los del Grupo 16 (O, S, ...) tienen e.o. -2, y los del Grupo 15 (N, P, ...) tienen e.o. -3 [Lectura: Petrucci 3.4] Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 6
7. Estado de oxidación Ejemplos: 0 0 +1 −1 +1 −2 +1 +1 −2 +1 −1 O O2 Na H Na O H H2 O H 2 O2 −4 +1 −3 +1 −2 +1 −1 +1 +4 −1 +1 +2 −1 C H4 C2 H 6 C2 H 4 C2 H 2 C F4 H C F3 +1 +7 −2 +7 −2 −3 +1 +5 −2 − + − K Mn O4 Mn O 4 NH 4 NO 3 +2 −2 +3 −2 +8/3 −2 +2 +3  Fe O Fe2 O3 Fe3 O4  Fe O⋅ Fe2 O3    −3 +1 +5 −2 N H 4 N O3 Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 7
8. Oxidación, reducción y reacción de oxidación-reducción o redox • Oxidación: – aumento del e.o. o pérdida de electrones • Reducción: – disminución del e.o. o ganancia de electrones • Reacción redox o de oxidación-reducción: – reacción de transferencia de electrones, en la que algunos elementos se oxidan y otros se reducen • Oxidante: – reactivo que gana electrones y se reduce • Reductor: – reactivo que cede electrones y se oxida [Lectura: Petrucci 5.4] Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 8
9. Oxidación, reducción y reacción de oxidación-reducción o redox +3 −2 +2 −2 0 +4 −2 Fe2 O3 + 3 C O → 2 Fe + 3 C O2 Fe gana electrones C pierde electrones y se reduce de +3 a 0 y se oxida de +2 a +4 Fe2O3 es el oxidante CO es el reductor Fe2O3 se reduce a Fe CO se oxida a CO2 0 +1 +2 0 + 2+ Cu ( s ) + 2 Ag ( ac ) → Cu ( ac ) + 2 Ag ( s ) Ag gana electrones Cu pierde electrones y se reduce de +1 a 0 y se oxida de 0 a +2 Ag + es el oxidante Cu es el reductor Ag + se reduce a Ag Cu se oxida a Cu 2+ [Lectura: Petrucci 5.4] Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 9
10. Oxidación, reducción y reacción de oxidación-reducción o redox NAD : (coenzima de función metabólica) dinucleótido de nicotinamida-adenina NAD + : forma oxidada del NAD NADH : forma reducida del NAD −2 +1 +1 0 +1 −1 +1 + + R H 2 + NAD → R + H + NAD H NAD gana electrones R pierde electrones y se reduce de +1 a -1 y se oxida de -2 a 0 NAD + es el oxidante RH 2 es el reductor NAD + se reduce a NADH RH 2 se oxida a R [Lectura: Petrucci 5.4] Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 10
11. Semirreacciones • Semirreacciones de reducción y de oxidación: – cada una de las dos partes en que se separa una reacción redox y en las que se aíslan la reducción (ganancia de e-) y la oxidación (pérdida de e-) Reacción redox global Cu ( s ) + 2 Ag + → Cu 2+ + 2 Ag semirreacción de reducción Ag + + e − → Ag semirreacción de oxidación Cu → Cu 2+ + 2e − Reacción redox global RH 2 + NAD + → R + H + + NADH semirreacción de reducción NAD + + H + + 2e − → NADH semirreacción de oxidación RH 2 → R + 2 H + + 2e − [Lectura: Petrucci 5.4] Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 11
12. Ajustes de reacciones redox • Método del ión-electrón 1. Descomponer los compuestos en sus iones –los que se formarían en disolución acuosa-. 2. Identificar elementos que cambian su número de oxidación y escribir semirreacciones iónicas de oxidación y de reducción. 3. Ajustar las semirreacciones como si éstas tuviesen lugar en medio ácido, con la ayuda de H+ y de H2O. 1. Ajustar los átomos que no sean H ni O 2. Ajustar los O, utilizando H2O 3. Ajustar los H, utilizando H+ 4. Ajustar la carga utilizando e- 4. Sumar las semirreacciones ponderadas de modo que se equilibre el número de electrones. 1. Los H+ y H2O auxiliares se eliminarán automáticamente en este paso. 5. Completar la reacción con los compuestos o iones que no participan en las oxidaciones y reducciones. 6. Obtener los compuestos que se habían disociado en iones en el paso 1. a partir de esos mismos iones [Lectura: Petrucci 5.5] Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 12
13. Ajustes de reacciones redox globales Ejemplo: KMnO4 + H 2O2 + H 2SO4 → O2 + MnSO4 + K 2SO4 + H2O 1. K + +MnO4 + H2O2 + 2H + +SO4− → O2 + Mn 2+ +SO4− + 2K + +SO4− + H 2O − 2 2 2 +7 −1 0 − 2+ 2+3. Mn O → Mn 4 H 2 O2 → O2 3.2 MnO− → Mn 2+ + 4H 2O 4 3.3 8H + +MnO4 → Mn 2+ + 4H 2O − H 2O2 → O2 + 2H + 3.4 8H + +MnO4 + 5e− → Mn 2+ + 4H 2O − H 2O2 → O2 + 2e- + 2H + 4. (8H + +MnO4 + 5e− → Mn 2+ + 4H2O ) × 2 − ( H 2O2 → O2 + 2e- + 2H+ ) × 5 2MnO− + 5H2O2 + 6H+ → 5O2 + 2Mn 2+ + 8H 2O 4 Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 13
14. Ajustes de reacciones redox globales 5. 2MnO4 + 5H2O2 + 6H+ → 5O2 + 2Mn 2+ + 8H 2O − 3SO2− → 3SO2− 4 4 2K + → 2K + 2K + +2MnO− + 5H 2O2 + 6H+ +3SO4− → 5O2 + 2Mn 2+ +2SO4− + 2K + +SO4− + 8H2O 4 2 2 2 6. 2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 → 5O2 + 2MnSO4 + K 2SO4 + 8H2O [Recomendación: Petrucci ejemplo 5.6] Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 14
15. Valoraciones redox • Determinación de la concentración de un reactivo en una disolución por medio de una reacción redox (ajustada) – El punto de equivalencia se determina por un cambio brusco: cambio de color, aparición de precipitado, ... – Ejemplo: Valoración redox de MnO4- (permanganato) con HSO3- (bisfulfito) en medio ácido 2 MnO4− + 5H 2 SO3 → 2 Mn 2+ + 5SO4 − + 3H 2O + 4 H + 2 violeta incoloro − Problema: KMnO4 (ac) [ MnO4 ] desconocida V problema conocido Valorante: NaHSO3 (ac) [ NaHSO3 ] conocida Se añaden gotas de un ácido fuerte, p.ej. H 2 SO4 H 2 SO3 + H 2O HSO3− + H 3O + Se determina el punto de equivalencia por cambio de color: de violeta a incoloro. Se mide Vvalorante (Vvalorante ⋅ [ NaHSO3 ]) mol H 2 SO3 2 mol MnO4− 5 mol H 2 SO3 − = [ MnO4 ] V problema Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 15
16. Electroquímica Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción
17. Cu Cu Ag Cu ( s ) + 2 Ag + → Cu 2+ + 2 Ag ( s ) paso del tiempo Cu 2+ Ag + NO3− Ag + NO3− Cu Cu Cu ( s ) + Zn 2+ → Cu 2+ + Zn( s ) paso del tiempo − − Zn 2 + NO3 Zn 2 + NO3 ¿Podemos prever si se dará o no una reacción redox? (poder oxidante y reductor) • ∆G • Potenciales de electrodo (un criterio adicional, sencillo, derivado del anterior) [Lectura: Petrucci 21.1] Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 17
18. Semicélulas electroquímicas ¿Podemos separar las semirreacciones de oxidación y de reducción? Cu ( s ) + 2 Ag + → Cu 2 + + 2 Ag reducción: Ag + + e − → Ag oxidación: Cu → Cu 2 + + 2e− electrodo electrodo de de Cu Ag semicélula semicélula Cu 2+ Ag + 0, 2M 0,1M NO3− NO3− [Lectura: Petrucci 21.1] Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 18
19. Células electroquímicas Un instrumento para separar las semirreacciones de oxidación y de reducción en recipientes distintos Cu ( s ) + 2 Ag + → Cu 2 + + 2 Ag reducción: Ag + + e − → Ag oxidación: Cu → Cu 2 + + 2e− +0,422 V − e e− potenciómetro puente salino Cu NO3− K + Ag semicélula semicélula Ánodo Cátodo 2+ + (oxidación) → Cu Ag → (reducción) 0, 2M 0,1M NO3− NO3− Cu | Cu 2+ (0, 2 M ) || Ag + (0,1M ) | Ag ánodo cátodo [Lectura: Petrucci 21.1] Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 19
20. Células electroquímicas Cu ( s ) + Zn 2+ → Cu 2 + + Zn( s ) − -1,098 V e e− potenciómetro puente salino Cu K + Cl − Zn semicélula semicélula ← Cu 2+ Zn 2+ ← 0, 2M 0,3M SO4 − 2 SO4 − 2 reducción: Cu 2 + + 2e − → Cu oxidación: Zn → Zn 2+ + 2e − Zn( s ) + Cu 2 + → Zn 2+ + Cu ( s ) [Lectura: Petrucci 21.1] Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 20
21. Células electroquímicas Zn( s ) + Cu 2 + → Zn 2+ + Cu ( s ) reducción: Cu 2 + + 2e − → Cu oxidación: Zn → Zn 2+ + 2e − +1,098 V − e e− potenciómetro puente salino + Zn Cl − K Cu semicélula semicélula Ánodo Cátodo 2+ 2+ (oxidación) → Zn Cu → (reducción) 0,3M 0, 2M SO4 − 2 SO4 − 2 Zn | Zn 2+ (0, 3M ) || Cu 2 + (0, 2 M ) | Cu ánodo cátodo [Lectura: Petrucci 21.1] Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 21
22. Células electroquímicas Ejemplo: El aluminio metálico desplaza al ions zinc(II) de sus disoluciones acuosas. a) Escribe las semirreacciones de reducción y oxidación y la ecuación global. b) ¿Cuál es la notación de la célula electroquímica en la que tiene lugar esa reacción? Al ( s ) + Zn 2 + ( ac ) → Al 3+ ( ac ) + Zn( s ) reducción: Zn 2+ + 2e − → Zn ×3 oxidación: Al → Al 3+ + 3e− ×2 global: 2 Al + 3Zn 2+ → 2 Al 3+ + 3Zn célula electroquímica: Al | Al 3+ || Zn 2+ | Zn Al ( s ) | Al 3+ ( ac ) || Zn 2+ ( ac ) | Zn( s ) Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 22
23. Potenciales de electrodo Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción
24. Potenciales de electrodo (escala internacional) • El voltaje medido en una célula electroquímica es la diferencia de potencial entre sus electrodos, o fuerza electromotriz FEM. Ecel = Emayor − Emenor – Una dif. de potencial de 1 V indica que se realiza un trabajo de 1 J por cada 1 C de carga que pasa por el circuito eléctrico; o que hay suministrar una energía de 1 J para que pase 1 C de carga (según el convenio de signos) • Podríamos calcular FEM de células electroquímicas hipotéticas si conociésemos los potenciales de sus electrodos, por resta. • No existe una escala absoluta de potenciales de electrodo. • Se define una escala arbitraria de potenciales de electrodo, por convenio internacional, por medio de: 1) asignar potencial cero a un electrodo concreto, el electrodo estándar de hidrógeno, y 2) elegir el signo de la FEM de modo que a mayor valor del potencial mayor tendencia a reducirse (poder oxidante). Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 24
25. Potenciales de electrodo (escala internacional) 1) Electrodo de referencia: H 2 ( g ,1bar ) electrodo estándar de hidrógeno (EEH) sobre Pt + − 2H (1M )+ 2e H 2 ( g ,1bar ) 0 EH + / H = 0 Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H + (1M ) 2 Pt 2) (signo de los) Potenciales de reducción HCl (1M ) FEM = Ecel = Ecátodo − Eánodo electrodo en el que hay reducción electrodo en el que hay oxidación 3) Potencial de reducción de una semicélula cualquiera (un electrodo): • Se construye una célula con ella y con un EEH y se mide el voltaje Ecel • Se observa si este electrodo actúa de ánodo o de cátodo si en la semicélula hay reducción (cátodo): 0 Eelectrodo − EH + / H = Ecel Eelectrodo = Ecel > 0 2 si en la semicélula hay oxidación (ánodo): 0 EH + / H − Eelectrodo = Ecel Eelectrodo = − Ecel < 0 2 Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 25
26. Potenciales de electrodo (escala internacional) • Un potencial de reducción >0 indica una mayor capacidad para reducirse que el EEH – en el electrodo habrá una reducción y en el EEH una oxidación – cuanto más positivo el potencial de reducción, mayor poder oxidante – cuanto más arriba en la escala de potenciales de reducción, mayor poder oxidante • Un potencial de reducción <0 indica una menor capacidad para reducirse que el EEH – en el electrodo habrá una oxidación y en el EEH una reducción – cuanto más abajo en la escala de potenciales de reducción, menor poder oxidante, o mayor poder reductor • Sólo se tabulan los potenciales de electrodos en condiciones estándar a 298K: – potenciales estándar de electrodo, o de reducción, a 298K Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 26
27. Potenciales de reducción a 298K Preparación Observación Cu | Cu 2+ (0, 2 M ) cátodo (reducción) Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H + (1M ) || Cu 2 + (0, 2 M ) | Cu Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H + (1M ) ánodo (oxidación) Ecel = 0,319V Conclusión 298K E (Cu 2+ (0, 2 M ) | Cu ) = 0,319 V (no se tabula) +0,319 V − e e− H 2 ( g ,1bar ) Cu Pt →H+ HCl (1M ) Cu 2 +→ 0, 2M SO4 − 2 Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 27
28. Potenciales de reducción a 298K Preparación Observación Cu | Cu 2+ (0, 2 M ) cátodo (reducción) Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H + (1M ) || Cu 2 + (0, 2 M ) | Cu Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H + (1M ) ánodo (oxidación) Ecel = 0,319V Conclusión 298K E (Cu 2+ (0, 2 M ) | Cu ) = 0,319 V (no se tabula) Cu | Cu 2+ (1M ) cátodo (reducción) Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H + (1M ) || Cu 2+ (1M ) | Cu Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H + (1M ) ánodo (oxidación) 298K Ecel = 0, 340 V Conclusión E298 (Cu 2 + | Cu ) = 0,340 V 0 (SE TABULA) Ag | Ag + (1M ) cátodo (reducción) Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H + (1M ) || Ag + (1M ) | Ag Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H + (1M ) ánodo (oxidación) 298K Ecel = 0,800 V Conclusión E298 ( Ag + | Ag ) = 0,800V 0 (SE TABULA) Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 28
29. Potenciales de reducción a 298K Preparación Observación Zn | Zn 2+ (1M ) ánodo (oxidación) Zn | Zn 2+ || H + (1M ) | H 2 ( g ,1bar ) | Pt Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H + (1M ) cátodo (reducción) 298K Ecel = 0, 763V Conclusión E298 ( Zn 2+ | Zn) = −0, 763V 0 (SE TABULA) − -0,763 V e e− H 2 ( g ,1bar ) Zn Pt ←H+ Zn 2+ ← HCl (1M ) 1M SO4 − 2 Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 29
30. Potenciales de reducción a 298K Preparación Observación Cu | Cu 2+ (0, 2 M ) cátodo (reducción) Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H + (1M ) || Cu 2+ (0, 2 M ) | Cu Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H + (1M ) ánodo (oxidación) Ecel = 0, 319 V Conclusión 298K E (Cu 2+ (0, 2 M ) | Cu ) = 0,319 V (no se tabula) Cu | Cu 2+ (1M ) cátodo (reducción) Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H + (1M ) || Cu 2+ (1M ) | Cu Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H + (1M ) ánodo (oxidación) 298K Ecel = 0, 340 V Conclusión E298 (Cu 2+ | Cu ) = 0,340 V 0 (SE TABULA) Ag | Ag + (1M ) cátodo (reducción) Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H + (1M ) || Ag + (1M ) | Ag Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H + (1M ) ánodo (oxidación) 298K Ecel = 0,800 V Conclusión E298 ( Ag + | Ag ) = 0,800V 0 (SE TABULA) Zn | Zn 2+ (1M ) ánodo (oxidación) Zn | Zn 2+ || H + (1M ) | H 2 ( g ,1bar ) | Pt Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H + (1M ) cátodo (reducción) 298K Ecel = 0, 763V Conclusión E298 ( Zn 2+ | Zn) = −0, 763V 0 (SE TABULA) Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 30
31. Potenciales estándar de reducción a 298K poder reductor (tendencia a oxidarse) poder oxidante (tendencia a reducirse) http://www.uam.es/departamentos/ciencias/quimica/aimp/luis/Docencia/QB/Otro_material/Potenciales_estandar_reduccion.htm Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 31
32. Potenciales estándar de reducción a 298K 0 Electrodo Semirreacción de reducción E298 / V Cl2 | Cl − Cl2 + 2e − → 2Cl − +1,358 Ag + | Ag Ag + + e − → Ag +0,800 Cu 2+ | Cu Cu 2 + + 2e − → Cu +0,340 H + | H2 2 H 2 + + 2e − → H 2 0 Zn 2+ | Zn Zn 2+ + 2e − → Zn −0, 763 Ej.: La batería de zinc-cloro tiene como reacción neta: Zn(s)+Cl2(g)→ZnCl2(ac). ¿Cuánto vale el voltaje o FEM de la pila voltaica estándar a 298K? 0 Ecel = +1,358V − (−0, 763V ) = 2,121V Ej.: Semirreacciones, reacción global y voltaje de las pilas estándar cobre-plata y cobre-zinc a 298K? Red: Ag + + e− → Ag ×2 Red: Cu 2+ + 2e− → Cu 2+ − Ox: Cu → Cu + 2e Ox: Zn → Zn 2+ + 2e − Cu + 2 Ag + → Cu 2+ + 2 Ag Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu 0 0 Ecel = +0,800V − 0,340V = 0, 460V Ecel = +0,340V − (−0, 763V ) = 1,103V Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 32
33. Relaciones Ecel-∆G-Keq Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción
34. Relación Ecel-∆G • -∆G es el trabajo que se puede obtener de un proceso a P y T constantes. (Cuando la energía interna se convierte en trabajo, es necesario convertir parte de ella en calor.) • La carga que circula por una célula electroquímica en la que se transfieren n mol de e-, es: nF 1 F = 96485 C / mol e−    • El trabajo eléctrico que realiza una pila es: welec = n F Ecel • Luego: ∆G = − n F Ecel ∆G 0 = − n F Ecel 0 • Reacción (a P,T ctes) espontánea si ∆G < 0 ; es decir, si Ecel > 0 Si una reacción redox tiene Ecel>0 en unas condiciones de concentraciones y temperatura dadas, es espontánea en esas condiciones. Si tiene Ecel<0, la reacción inversa es espontánea en esas condiciones. Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 34
35. Relación Eºcel-Keq ∆G 0 = − RT ln K eq ∆G 0 = − n F Ecel 0 0 − nFEcel = − RT ln K eq 0 RT Ecel = ln K eq nF ∆G 0 ∆G 0 = − RT ln K eq K eq 0 RT ∆G 0 = − nFEcel 0 Ecel = ln K eq nF 0 Ecel Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 35
36. Efecto de las concentraciones sobre los potenciales Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción
37. Ecuación de Nernst Los voltajes de las células electroquímicas de las diapositivas 19 y 21 no coinciden con las diferencias entre los potenciales de reducción estándar (diap.31) . 0 a) Cu | Cu 2+ (0, 2 M ) || Ag + (0,1M ) | Ag Ecel = +0,371 V Ecel = +0, 460 V b) Zn | Zn 2+ (0, 3M ) || Cu 2+ (0, 2 M ) | Cu Ecel = +1, 091 V 0 Ecel = +1,103 V ¿Cómo cambian los potenciales con las concentraciones? ∆G = ∆G 0 + RT ln Q ∆G = −n F Ecel ∆G 0 = − n F Ecel 0 0 − nFEcel = − nFEcel + RT ln Q 0RT Ecel =E −cel ln Q nF Ecuación de Nernst 00, 02569 V 0 0, 0592 V T = 298 K Ecel =E −cel ln Q = Ecel − log Q n n Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 37
38. Ecuación de Nernst Los voltajes de las células electroquímicas de las diapositivas 19 y 21 no coinciden con las diferencias entre los potenciales de reducción estándar (diap.27) a 298K. 0 a) Cu | Cu 2+ (0, 2 M ) || Ag + (0,1M ) | Ag Ecel ,298 = +0, 422 V Ecel ,298 = +0, 460 V 0 b) Zn | Zn 2+ (0, 3M ) || Cu 2 + (0, 2 M ) | Cu Ecel ,298 = +1, 098 V Ecel ,298 = +1,103 V a) Cu + 2 Ag + → Cu 2+ + 2 Ag n=2 0, 02569 V [Cu 2+ ] 0, 02569 V 0, 2 Ecel ,298 = 0, 460 V − ln + 2 = 0, 460 V − ln 2 2 [ Ag ] 2 0,1 = 0, 460 V − 0, 038V = 0, 422 V b) Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu n=2 0, 02569 V [ Zn 2+ ] 0, 02569 V 0,3 Ecel ,298 = 1,103 V − ln = 1,103 V − ln 2 [Cu 2+ ] 2 0, 2 = 1,103 V − 0, 005V = 1, 098 V Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 38
39. Fundamento del pH-metro e− e− Ecel Zn | Zn 2+ (1M ) || H + ( M ?) | H 2 ( g ,1bar ) | Pt H 2 ( g ,1bar ) Zn T Zn + 2 H + → Zn 2+ + H 2 [ Zn 2+ ] pH 2 Q= + [ H + ]2 Pt ←H Zn 2+ ← + [H ] = ? 1M 0 RT [ Zn 2+ ] pH 2 Ecel = Ecel ,T − ln SO 2− 2F [ H + ]2 4 0 RT RT Ecel = Ecel ,T − ln[ Zn 2+ ] pH 2 − 2 ⋅ 2,303 ⋅ (− log[ H + ]) 2F 2F Ecel = a + b ⋅ pH En cualquier célula electroquímica en que H+ intervenga en una semicélula, el voltaje varía linealmente con el pH de dicha semicélula Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 39
40. Fundamento del pH-metro e− e− Ecel H 2 ( g ,1bar ) Zn Pt Zn 2+ 1M SO4 − 2 Ecel = a + b ⋅ pH En cualquier célula electroquímica en que H+ intervenga en una semicélula, el voltaje varía linealmente con el pH de dicha semicélula Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 40
41. Uso del pH-metro Ecel = a + b ⋅ pH Ecel 1) Calibrado Dos disoluciones reguladoras de pH conocido Ecel ,1 pH1 , Ecel ,1 Ecel , problema pH 2 , Ecel ,2 2) Medida Ecel ,2 Ecel , problema → pH problema pH pH1 pH problema pH 2 Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción 41