Potencial de reducción

El Potencial de electrodo, Potencial de reducción o Potencial REDOX es como se le conoce a una celda galvánica que produce por la reacción de la celda que no está en equilibrio. El potenciómetro solo permite circular una corriente pequeña, de modo que la concentración de las dos semiceldas permanece invariable. Si sustituimos el potenciómetro por un alambre, pasaría mucha más corriente, y las concentraciones variarían hasta que se alcance el equilibro. En este momento no progresaría más la reacción, y el potencial "E" se haría cero. Cuando una batería (que es una celda galvánica) se agota (V=0) los productos químicos del interior han llegado al equilibrio, y desde ese momento la batería ha <<muerto>>.

Introducción

La diferencia de potencial que se desarrolla en los electrodos de la celda es una medida de la tendencia de la reacción a llevarse a cabo desde un estado de no equilibrio hasta la condición de equilibrio. El potencial de celda (E_celda) se relaciona con la energía libre de la reacción, $\scriptstyle \Delta$G, mediante:

$\scriptstyle \Delta$G=-nFE_celda

Ejemplo:

2Ag^{++Cu_s → 2Ag_s+Cu2+}

Potenciales de semicelda

El potencial de una celda es la diferencia entre dos potenciales de dos semiceldas o de dos electrodos simples, uno relacionado con la semireacción del electrodo de la derecha (E_der) y el otro, con la semirreacción del electrodo de la izquierda (E_izq). Por tanto, de acuerdo con el convenio de signos de la IUPAC, si el potencial de unión líquida es despreciable, o no hay unión líquida, se puede escribir el potencial de la celda, E_celda, como:

E_celda = E_derecha - E_izquierda

o bien se le conoce como:

E_celda = E_reducción - E_oxidación

Aunque no se pueden determinar los potenciales absolutos de los electrodos como tales, si se puede determinar con facilidad los potenciales de electrodo relativos.

Descarga de una celda galvánica

La celda galvánica está en un estado de no equilibrio debido a que la gran resistencia del voltímetro evita que la celda se descargue de manera significativa. Cuando se mide el potencial de la celda no sucede ninguna reacción y lo que se mide es la tendencia a que suceda la reacción, si se deja que proceda. Si se deja que la celda se descargue al sustituir el voltímetro con un medidor de corriente de baja resistencia, se lleva a cabo la "reacción espontánea de la celda".

Tipos de electrodo

Electrodo de referencia estándar de hidrógeno

Para que los valores de potenciales relativos de electrodo tengan aplicacíon amplia y sean de utilidad, se emplea una semicelda de referencia frente a la cual se comparan todas las demás. Un electrodo como éste debe ser fácil de fabricar, ser reversible y sumamente reproducible. El electrodo estándar de Hidrógeno (EEH), a pesar de que tiene una utilidad práctica limitada, se ha empleado en todo el mundo durante muchos años como electrodo de referencia universal. Es un electrod de gas común.

Definición de potencial de electrodo y potencial estándar de electrodo

Potencial de electrodo

Se define como el potencial de una celda que conste del electrodo en cuestión, como el electrodo de la derecha, y el electrodo estándar de hidrógeno, como el electrodo de la izquierda.

Potencial estándar de electrodo (E°)

Se define como su potencial de elctrodo cuando las actividades de todos los reactivos y los productos sean la unidad.

Tabla de potenciales de electrodo

Ejemplos de algunos potenciales de electrodo

Semirreacción	Potencial estándar de electrodo, V
S(s) + 2H+ + 2e- → H2S(g)	+0.141
Cu2+(ac) + e- → Cu+(ac)	+0.153
Sn4+(ac) + 2e- → Sn2+(ac)	+0.154
HSO4-(ac) + 3H+(ac) + 2e- → H2SO3(ac) + H2O(L)	+0.170
SO42-(ac) + 4H+(ac) → H2SO3(ac) + H2O(L)	+0.200
AgCl(s) + e - → Ag(s) + Cl-(ac)	+0.222
BiO+(ac) + 2H+(ac) + 3e - → Bi(s) + H2O(L)	+0.320
Cu2+(ac) + 2e- → Cu(s)	+0.337
Fe(CN)63-(ac) + e- → Fe(CN)64-(ac)	+0.360
O2(g) +2H2O(L) 4e- → 4OH-(ac)	+0.400
Ag2CrO4(s) + 2e- → 2Ag2(s) + CrO42-(ac)	+0.446
H2SO3(ac) + 4H+ + 4e- → S(s) + 3H2O(L)	+0.450
Cu+(ac) + e- → Cu(s)	+0.521
I2(s) + 2e- → 2I-(ac)	+0.536
H3AsO4(ac) + 2H+(ac) + 2e - → S(s) + 3H2O(L)	+0.559
Ag++ e- → Ags	+0.799
2H++2e- → H2s	0.000
Cd2++2e- → Cds	-0.403
Zn2+ + 2e- → Zns	-0.763

Bibliografía

• Química analítica, Autores Skoog, West, Ed. McGraw-Hill, Séptima Edición en español, pps: 416-423

• Análisis químico cuantitativo, Autor Daniel C. Harris, Ed. Reverté, 3ra Edición en español, pag: 428

Anexos

Anexo:Tabla de potenciales de reducción