TP 23 Electroquímica 1 (Pilas)

TEMA 23
Cátedra de Introducción a la Química para Ciencias Naturales - UNLP
ELECTROQUÍMICA I: CELDAS GALVÁNICAS, CELDAS VOLTAICAS O PILAS
La Electroquímica se ocupa del estudio de las relaciones que existen entre las reacciones químicas y la energía
eléctrica, es decir, estudia:
a) la producción de energía eléctrica a partir de reacciones químicas espontáneas (ΔG < 0),
b) la generación de reacciones químicas no espontáneas (ΔG > 0) mediante el empleo de energía eléctrica.
Sus aplicaciones prácticas son numerosas, abarcando desde, las baterías y celdas de combustible como
fuentes de energía eléctrica, hasta la obtención de productos químicos tales como Al, Cl2, H2, NaOH etc, el
refinado de metales y los métodos para controlar los procesos de corrosión, todos ellos de gran impacto en la
sociedad moderna.
En todas las reacciones electroquímicas hay transferencia de electrones por lo que ellas son reacciones redox.
Un aspecto característico de las reacciones de oxidación/reducción es que ellas pueden llevarse a cabo de dos
maneras físicamente distintas: a) por contacto directo de un agente oxidante y un agente reductor en un
recipiente adecuado (tal como se vio en el práctico de reacciones redox) o b) en una celda electroquímica.
CELDAS ELECTROQUÍMICAS: estas constan de dos conductores eléctricos denominados electrodos
sumergidos en una solución electrolítica (conductor iónico). Los electrodos constituyen las superficies sobre las
cuales ocurren las reacciones de óxido/reducción. Pueden o no participar de dichas reacciones, si no lo hacen
se denominan electrodos inertes. En la mayoría de las celdas, los reactivos están físicamente separados (en
compartimentos diferentes) y la corriente eléctrica ingresa o sale de la celda a través de los electrodos,
produciéndose transporte de carga sin transporte de materia. Dentro de la celda, la corriente eléctrica es
transportada por la solución electrolítica a través del movimiento de los iones, en donde, los cationes (iones con
carga positiva) migran hacia el electrodo negativo y los aniones (iones con carga negativa) hacia el electrodo
positivo. En este caso, se produce transporte de corriente con transporte de materia.
Las celdas electroquímicas pueden ser de dos tipos:
a) Celdas galvánicas, celdas voltaicas o pilas: en ellas se aprovecha la energía liberada en las reacciones
químicas espontáneas para generar corriente eléctrica. Se produce conversión de energía química en
energía eléctrica.
b) Celdas electrolíticas: emplean electricidad para generar reacciones químicas no espontáneas. Se produce
conversión de energía eléctrica en energía química y el proceso se denomina electrólisis.
Tanto en la celda galvánica como en la celda electrolítica, el electrodo en el que se produce la reacción de
reducción es el cátodo y el electrodo en el que se produce la reacción de oxidación es el ánodo.
CELDAS GALVÁNICAS, CELDAS VOLTAICAS O PILAS
Para generar corriente eléctrica a partir de una reacción química, es necesario contar con un oxidante
(sustancia que gane electrones fácilmente), y con un reductor (sustancia que pierda electrones fácilmente).
Para comprender qué es y cómo funciona una pila consideraremos, en primer lugar, una de las reacciones
redox ya estudiadas en el trabajo práctico correspondiente.
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Sabemos que cuando se coloca una barra de Zn o granallas de Zn en una solución de iones Cu2+ (por ej:
CuSO4 , Cu(NO3)2), el Zn(s) se oxida, desplazando al Cu2+, que se reduce, de la solución. En este proceso, el
Zn(s) libera dos electrones para pasar a la solución como ion Zn2+. Estos electrones son empleados por el Cu2+
para transformarse en Cu0, que se deposita sobre la barra de Zn.
Las dos hemireacciones (o medias reacciones) que interpretan el proceso redox son:
-
Zn(s) → Zn2+(ac) + 2e
Cu2+(ac) + 2e- → Cu(s)
Zn(s) + Cu2+(ac) → Zn2+(ac) + Cu(s)
Como este proceso es termodinámicamente espontáneo, cada vez que se ponga en contacto Zn(s) con una
solución de Cu2+ la reacción se producirá tal como está escrita. Esto se debe a que el Zn tiene mayor tendencia
a oxidarse que el Cu. Sin embargo, por la forma en que está diseñado el experimento, no se puede aprovechar
la energía liberada por esta reacción espontánea para generar corriente eléctrica. Para que la transferencia de
electrones que se produce entre las sustancias pueda ser aprovechada con este fin se debe construir un
dispositivo denominado celda galvánica, celda voltaica o pila. En este dispositivo en lugar de colocar ambos
reactivos en un mismo recipiente se los debe separar en dos medias celdas. De esta manera las medias
reacciones se realizan en electrodos diferentes y la transferencia de electrones tiene lugar a través de un
circuito eléctrico externo, en lugar de ocurrir directamente entre el Zn metálico y los iones Cu2+.
En la figura se presenta, a modo de ejemplo de este tipo de dispositivos, la denominada pila de Daniell, que
está diseñada para generar corriente eléctrica.
Puente salino
La media celda contiene un
electrodo de cinc metálico
sumergido en una solución
1M de Zn(NO3)2.
La media celda contiene un
electrodo de cobre metálico
sumergido en una solución
1M de Cu(NO3)2.
Ambos electrodos se conectan por medio de un conductor metálico y el circuito se completa con un puente
salino. En este dispositivo se produce la misma reacción planteada anteriormente pero, en este caso, como los
electrones están obligados a circular por el conductor metálico pueden ser aprovechados para realizar un
trabajo eléctrico.
¿Como funciona esta celda? Al igual que la reacción redox que ocurría en el tubo de ensayo o en el vaso de
precipitado, la barra (electrodo) de Zn se oxida originando Zn2+ y dos electrones libres. Los iones Zn2+ obtenidos
se alejan de la barra de Zn hacia la solución de Zn(NO3)2. Los electrones producidos en esta oxidación recorren
el alambre exterior dirigiéndose hacia el electrodo de Cu. Allí son captados por los iones Cu2+, de la solución de
Cu(NO3)2 en contacto con el electrodo, los que se reducen a Cuº, depositándose sobre el electrodo.
Tal como expresamos anteriormente, el electrodo que funciona como ánodo es siempre aquel en donde se
produce la reacción de oxidación y el electrodo que funciona como cátodo es siempre aquel en donde se
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produce la reacción de reducción. De acuerdo con ello, en la pila de Daniell, el electrodo de Zn es el ánodo y el
electrodo de Cu es el cátodo de la misma. A medida que el Cu se deposita sobre el electrodo disminuye la
cantidad de iones Cu2+ en la zona próxima al cátodo. Para contrarrestar este efecto los cationes de la solución
se desplazan hacia el cátodo, es decir, otros iones Cu2+ migran desde el de seno de la solución hacia el
electrodo de Cu. Este movimiento va acompañado por un desplazamiento en sentido opuesto de los aniones,
desde el cátodo hacia el seno de la solución. En la media celda anódica ocurre el proceso inverso, los cationes
se alejan del ánodo y los aniones se acercan a él. Este movimiento de iones en las dos medias celdas, origina
un transporte de corriente con transporte de materia (conductor de segunda especie). Entre las dos celdas, la
corriente es transportada por lo electrones (sin transporte de materia) a través del alambre.
El aislamiento completo de las dos semiceldas conduciría a un desequilibrio de cargas en cada una de ellas, la
pila sólo funcionaría un breve período, ya que el movimiento de los electrones se detendría. Esto es así, por
que a medida que la reacción transcurre, los iones Zn2+ se van acumulando en la solución anódica y los iones
Cu2+ van desapareciendo de la solución catódica. Estas variaciones de concentración de los cationes, no va
acompañada por el mismo cambio en la concentración de los aniones, ya que, en nuestro ejemplo, los aniones
NO3- no experimentan ningún cambio. Como consecuencia, se acumulan cargas en exceso, positivas en el
ánodo y negativas en el cátodo. Este proceso, denominado polarización, origina que los electrones no puedan
desplazarse desde el ánodo (ahora con exceso de carga positiva) hacia el cátodo (ahora con exceso de carga
negativa) y por ende, la reacción redox, que es la fuerza impulsora del proceso, se detiene. Para que esto no
ocurra se debe completar el circuito colocando un puente salino. Éste evita la mezcla de las soluciones pero
permite, bajo la influencia del flujo eléctrico, el paso de iones a fin de mantener la neutralidad eléctrica en cada
uno de los compartimentos. Éste es, generalmente, un tubo de vidrio lleno con una solución de agar saturada
con un electrolito fuerte tal como, por ejemplo NH4NO3, KCl, KNO3, etc. La función del mismo es evitar la
mencionada polarización para lo cual, los cationes del puente salino, K+ en nuestro ejemplo, se mueven hacia
el compartimento catódico (neutralizando el exceso de carga negativa) y los aniones, NO3- en nuestro ejemplo,
difunden al ánodo (neutralizando el exceso de carga positiva).
De esta manera, mientras transcurre la reacción de óxido-reducción se permite un flujo de carga continuo, tanto
de los electrones a través del alambre externo, como de los iones en la solución. Como resultado del
movimiento de electrones por el alambre conductor, desde el ánodo al cátodo, se obtiene una corriente eléctrica
aprovechable (se produjo transformación de energía química en energía eléctrica).
Debe tenerse presente que en cualquier dispositivo que funcione como celda voltaica los electrones (carga
negativa) siempre se desplazan por el circuito externo desde el ánodo hacia el cátodo. Debido a ello el ánodo
de una celda voltaica, en nuestro caso el Zn, se rotula con signo negativo y el cátodo, en nuestro caso el Cu,
con signo positivo (observe la figura). Estos signos de ninguna manera corresponden a la carga de los
electrodos la que es prácticamente cero, ellos simplemente nos indican cuál es el electrodo del que se liberan
los electrones (ánodo) hacia el circuito externo y cuál es el electrodo que los recibe (cátodo).
Fuerza electromotriz (fem) o potencial de la celda: Si se coloca un voltímetro entre los dos electrodos se
puede medir una diferencia de potencial que es característica de cada pila. Esta diferencia de potencial
constituye la fuerza electromotriz o fem de la pila y se mide en Volts (V), donde 1V= 1J/1C (si la fem es de 1V,
el pasaje de 1 Coulomb de corriente es capaz de realizar 1Joule de trabajo).
Su valor depende de la naturaleza de las especies químicas involucradas, de sus concentraciones y de la
temperatura de la celda. Cuanto mayor es el valor de la fem, mayor es la tendencia a que la reacción de óxidoreducción ocurra espontáneamente.
Como el potencial de la celda depende de las concentraciones de las especies involucradas se han fijado
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condiciones estándar a fin de trabajar con potenciales de referencia o los que se denominan potenciales
estándar. Las condiciones estándar estipuladas son las siguientes:
a) La concentración de los iones en solución debe ser 1M.
b) Los gases que participan de la reacción deben encontrarse a 1 atm de presión.
c) Los metales deben estar en estado puro.
En nuestro ejemplo sería:
Zn o (s) ⎯⎯→ Zn12M+ + 2e −
2+
Cu1M
+ 2e − ⎯⎯→ Cu o (s)
Zn o (s) + Cu12M+ ⎯⎯→ Cu o (s) + Zn12M+
La diferencia de potencial estándar de una pila, ΔEº (donde el superíndice º indica estado estándar) es siempre
un valor positivo. En la pila de Daniell, el valor determinado experimentalmente es de 1,10V.
Zn o ⎯⎯→ Zn 2+ + 2e −
E oa
Cu 2+ + 2e − ⎯⎯→ Cu o
E oc
Zn o + Cu 2+ ⎯⎯→ Cu o + Zn 2+ ΔE o = 1,10 V
ΔEº corresponde a la diferencia entre los potenciales de reducción estándar de ambas semirreacciones:
ΔEº = Eºc – Eºa (ΔEº puede también escribirse como Eºcelda o εºcel,)
Donde: ΔEo = diferencia de potencial estándar de la pila (medida experimental).
Eoc= potencial de reducción estándar del cátodo y Eoa= potencial de reducción estándar del ánodo.
De acuerdo con la expresión anterior, conociendo la diferencia de potencial de la celda y el valor del potencial
de reducción de uno de los electrodos resultaría factible determinar el valor del otro. Sin embargo, resulta
imposible medir el potencial de un único electrodo. Sólo el potencial de la celda
puede ser determinado experimentalmente ya que se requiere la presencia de dos
electrodos para completar el circuito. Para subsanar este inconveniente, se eligió
arbitrariamente una semirreacción, a la que se le asignó un valor de potencial, en
condiciones estándar, de 0,00 Volts a todas las temperaturas. El electrodo escogido
como referencia es el electrodo de hidrógeno en condiciones estándar el que se
denomina electrodo estándar (EEH) o electrodo normal (ENH) de hidrógeno. Como se
observa en la figura, este electrodo consta de un alambre o chapa de Pt en un tubo de vidrio, en el que se hace
pasar gas H2 a 1 atm de presión, sumergido en una solución 1M de H+. Este electrodo es reversible y
reproducible, siendo la reacción que lo caracteriza:
2 H+ (ac, 1M) + 2 e-
H2(g, 1 atm)
Eº = 0,00 V
Frente a este electrodo se contrastaron todas las otras hemireacciones a fin de construir la tabla de potenciales.
Potenciales de electrodo. Construcción de la tabla de potenciales normales de reducción: Si se
construye una pila con un electrodo de hidrógeno y con otro electrodo, cuyo potencial se desea determinar, y se
mide la fem de la misma, el valor obtenido corresponderá al potencial estándar del electrodo escogido.
- Si el valor del Eº de reducción de la media celda considerada es mayor que el del electrodo de hidrógeno (Eº
> 0,00 V), entonces en la semicelda de hidrógeno ocurrirá la reacción de oxidación:
H2(g,1atm)
2 H+ (ac, 1M) + 2 e-
y en la otra hemicelda ocurrirá la reacción de reducción.
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Eº = 0,00 V
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- Si, por el contrario; el potencial de la hemicelda considerada es menor que el del electrodo de hidrógeno (E º<
0,00V), entonces en ella ocurrirá la reacción de oxidación y en el electrodo de hidrógeno ocurrirá la reacción de
reducción:
2 H+ (ac, 1M) + 2 e-
H2(g, 1 atm)
Eº = 0,00 V
Por ejemplo, cuando se contrasta el electrodo de hidrógeno con una media celda constituida por un electrodo
de Cu en contacto con una solución de iones Cu2+, en condiciones estándar,
la diferencia de potencial medida con el voltímetro es ΔEº = 0,34V. Este valor
de ΔE0 > 0 nos indica que la reacción espontánea procede de izquierda a
derecha, el hidrógeno se oxida y el Cu2+ se reduce. La hemi-reacción que nos
interesa, escrita como reducción, se combina con la hemi-reacción de
oxidación del hidrógeno, dando la reacción total de la celda:
H 2 ⎯⎯→ 2H + + 2e −
Eº = 0,00V
Cu 2+ + 2e - ⎯⎯→ Cu 0
H 2 + Cu
Puesto que:
2+
+
Eº = ??
⎯⎯→ 2H + Cu
0
ΔEº = 0,34V
ΔEº = Eºcátodo- Eºánodo
ΔEº = Eº(Cu2+/Cu) - Eº(H+/H2)
0,34 V = Eº(Cu2+/Cu) – 0,
de donde:
Eº(Cu2+/Cu) = +0,34 V
De manera similar, cuando se contrasta el electrodo de hidrógeno con una media celda constituida por un
electrodo de Zn en contacto con una solución 1M de iones Zn2+ se determina que la reacción espontánea es:
Zn(s) + 2H+(ac)
→
Zn2+(ac) + H2 (g)
con ΔEº = 0,76V
ΔEº= Eºcátodo- Eºánodo
ΔEº = Eº(H+/H2) - Eº(Zn2+/Zn)
0,76 V = 0 - Eº(Zn2+/Zn),
Eº(Zn2+/Zn) = - 0.76 V
de donde:
Como se observa, el valor de Eº de reducción para la media celda constituida por un electrodo de Zn en
contacto con una solución de iones Zn2+, tiene un valor menor que el correspondiente al electrodo de hidrógeno
por lo que la reacción espontánea implica la oxidación del Zn y la reducción del H+.
Al comparar, de la misma manera, otras semirreacciones con el electrodo de hidrógeno estándar, se pudo
confeccionar la tabla de potenciales estándar de reducción. Los valores de potenciales tabulados se especifican
a T=25ºC. Corresponden, por convención, a reacciones planteadas como reacciones de reducción con
reactivos y productos en estado estándar. Ejemplo:
Na + + e − ⎯⎯→ Na
0
E Na
= - 2,71 V
+
/ Na
Zn 2+ + 2e − ⎯⎯→ Znº
E 0Zn2 + /Zn0 = - 0,76V
2H+ + 2e − ⎯⎯→ H2
E H0 + /H
Cu 2+ + 2e − ⎯⎯→ Cuº
E 0Cu2+ /Cu0 = 0,34V
Ag + + e − ⎯⎯→ Ag
E 0Ag+ / Ag = 0,89 V
2
= 0,00V
Como el potencial de reducción, Eºr, indica la tendencia de la reacción a producirse de izquierda a derecha:
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• Cuanto mayor es el valor de Eºr mayor es la tendencia de la especie considerada a tomar electrones y
reducirse (mayor es la tendencia de que la media reacción ocurra tal como esta escrita). Cuanto más fácil se
reduce, mejor agente oxidante es (oxida más fácilmente a otra especie)
•
En contraposición, cuanto menor es su valor mayor es la tendencia de la especie a oxidarse, por lo que, del
par redox, será ésta la especie que entregue los electrones a otra que se reduce al tomarlos. Cuanto más fácil
se oxida, mejor agente reductor es (reduce más fácilmente a otra especie).
De acuerdo con todo lo expresado anteriormente, para la reacción:
Znº +CuSO 4 ⎯⎯→ ZnSO 4 + Cuº
las dos hemi-reacciones son:
( Ánodo)
Znº ⎯⎯→ Zn 2+ + 2e −
E ºZn2 + / Zn = - 0,76V
(Cátodo)
Cu 2+ + 2e − ⎯⎯→ Cuº
0
E Cu
= 0,34V
2+
/ Cu
Znº +Cu 2+ ⎯⎯→ Cuº + Zn 2+
ΔEº = ?
Conociendo los valores de Eº para cada hemi-reacción se puede calcular la fem de esta celda:
ΔEº = Eºc – Eºa,
ΔEº = 0,34 V – (- 0,76V) = 1,10V
Consideraciones de importancia a tener en cuenta: a) Cuando se calcula el potencial estándar de la celda
como ΔEº = Eºc – Eºa, los potenciales a emplear deben ser siempre los de reducción y deben conservar el
signo que figura en las tablas. Nótese, en el ejemplo, que si bien la hemi- reacción del Zn se plantea como
oxidación, el signo del potencial no se ha modificado.
b) El número de electrones cedidos en una semirreacción debe ser igual al número de electrones ganados por
la otra (criterio de balanceo de ecuaciones redox). En el caso que se requiera las semirreacciones deben ser
multiplicadas por un factor(x) a fin de cumplir con este requisito. Sin embargo, como los valores de los
potenciales redox son independientes del número de moles de las especies involucradas (reactivos y
productos) no deben ser multiplicados por los coeficientes estequiométricos. Ejemplo:
Ni(s) ⎯⎯→ Ni 2+ + 2e −
º
E Ni
= −0,25 V
2+
/ Ni
2 ( Ag + + e − ⎯⎯→ Ag)
E ºAg+ / Ag = 0,89 V
Ni(s) + 2 Ag + ⎯⎯→ Ni 2+ + 2Ag
ΔEº = ?
∆Eº = Ec –Ea = 0,89 V – ( - 0,25V)= 1,14V
Como se observa, si bien la reacción catódica ha sido multiplicada por el factor 2, el valor de Eº(Ag+/Ag) no ha
sido modificado. El valor de ∆Eº positivo obtenido nos indica que la reacción es espontánea en el sentido
planteado.
.
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TABLA DE POTENCIALES NORMALES DE REDUCCION
Elemento
Reacción de electrodo
Potencial Normal
Li
K
Li + + e − ⎯⎯→ Li
K + + e − ⎯⎯→ K
-3,045 V
-2,925 V
Ca
Ca 2+ + 2e − ⎯⎯→ Ca
-2,870 V
Na
Na + + e − ⎯⎯→ Na
-2,714 V
Mg
Mg 2+ + 2e − ⎯⎯→ Mg
-2,370 V
Al
Al 3 + + 3e − ⎯⎯→ Al
-1,860 V
Zn
Zn 2+ + 2e − ⎯⎯→ Zn
-0,763 V
Cr
−
-0,740 V
−
Cr
3+
Fe
Fe
2+
+ 2e ⎯⎯→ Fe
-0,440 V
Cd
Cd 2 + + 2e − ⎯⎯→ Cd
-0,403 V
Ni
Ni 2 + + 2e − ⎯⎯→ Ni
-0,250 V
Sn
Sn 2 + + 2e − ⎯⎯→ Sn
-0,140 V
Pb
Pb 2 + + 2e − ⎯⎯→ Pb
-0,126 V
H2
2H + + 2e − ⎯⎯→ H 2
0,000 V
+ 3e ⎯⎯→ Cr
Cu
Cu 2 + + 2e − ⎯⎯→ Cu
+0,334 V
I2
I 2 + 2e − ⎯⎯→ 2I −
+0,535 V
Hg
Hg +2 + 2e − ⎯⎯→ Hg
+0,789 V
Ag
Ag + + e − ⎯⎯→ Ag
+0,899 V
Br2
Br2 + 2e − ⎯⎯→ 2Br −
+1,080 V
Cl2
Cl 2 + 2e − ⎯⎯→ 2Cl −
+1,360 V
Au
Au 3 + + 3e − ⎯⎯→ Au
+1,500 V
F2
F2 + 2e − ⎯⎯→ 2F −
+2,870 V
Otras reacciones de reducción
Potencial Normal
Fe(OH)2 + 2e − ⎯⎯→ Fe + 2OH−
-0,877 V
2H2O + 2e − ⎯⎯→ H2 + 2OH−
PbSO 4 + 2e − ⎯⎯→ Pb + SO 4
2−
-0,827 V
-0,356 V
+0,150 V
Sn 4 + + 2e − ⎯⎯→ Sn 2 +
+0,222 V
AgCl + e − ⎯⎯→ Ag + Cl −
−
+0,270 V
O 2 + 2H2O + 4e − ⎯⎯→ 4OH−
+0,400 V
−
Hg 2 Cl 2 + 2e ⎯⎯→ 2Hg + 2Cl
O 2 + 2H + + 2e − ⎯⎯→ H 2 O 2
+0,682 V
Fe 3 + + e − ⎯⎯→ Fe 2 +
+0,771 V
ClO − + H2O + 2e − ⎯⎯→ Cl− + 2 OH−
+0,890 V
NO3 + 4H+ + e − ⎯⎯→ NO + 2H2O
+0,960 V
O2 + 4H+ + 4e− ⎯⎯→ 2H2 0
+1,229 V
−
Cr2O7
2−
+ 14H+ + 6e − ⎯⎯→ 2Cr 3 + + 7H2O
+1,330 V
MnO −4 + 8H+ + 5e − ⎯⎯→ Mn2 + + 4H2O
+1,510 V
H 2 O 2 + 2H + + 2e − ⎯⎯→ 2H2 O
+1,770 V
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Problemas de aplicación
Los potenciales de reducción necesarios para resolver los problemas se hallan en la tabla de potenciales
normales de reducción anterior.
1.- Compare y ordene según poder reductor creciente los siguientes pares:
a) Cr2O7-2 / Cr+3
b) MnO4- / Mn+2
c) Cl2 / Cl-
d) H2O2 / H2O
2.- Compare y ordene de menor a mayor carácter oxidante los siguientes pares:
a) MnO4- / Mn+2
b) F2/F-
c) Cr3+/Cr
d) Al3+/Al
3.- Considere condiciones estándar y para cada uno de los pares dados a continuación establezca para la
reacción espontánea cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor, escriba la reacción global y determine
el valor de la diferencia de potencial normal:
a) Fe+3/Fe+2 y Zn+2/ Zn
b) Fe+3/Fe+2 y Cr2O7-2,/Cr+3 ,
c) Fe3+/Fe2+ y Cl2 /Cl-
4.- Se coloca hierro (Fe) en una disolución 1M de CuSO4. Escriba las reacciones redox correspondientes,
calcule la diferencia de potencial estándar e indique si la reacción se producirá de manera espontánea.
5.- Considere una disolución 1M de HCl e indique si reaccionará con: i) una barra de Zn puro, ii) una barra de
Ag pura. Escriba las hemirreacciones y justifique su respuesta sobre la base de la diferencia de potencial
estándar, en cada caso.
6.- Considere condiciones estándar y para cada uno de los pares dados a continuación: a) escriba las
hemirreacciones catódicas y anódicas y la reacción total, considerando la construcción de una celda voltaica. b)
indique cuál es el ánodo y cuál es el cátodo, c) establezca cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor,
d) determine el valor del potencial estándar de la celda.
a) Ni2+/Ni y Cu2+/Cu
d) MnO4-/ Mn2+ y Cl2/Cl-
b) Zn2+/Zn y Mg2+/Mg
e) Li+/Li y Cr3+/Cr
c) Al3+/Al y Pb2+/Pb
f) Cu2+/Cu y Au3+/Au
g)Ag+/Ag y Al3+/Al
7.- Considere las pilas formadas por las siguientes semiceldas en condiciones estándar: a) Al3+/Al y Ag+/Ag, b)
Ag+/Ag y Au3 /Au. Para cada una de ellas: i) Escriba la reacción total de la celda, ii) Calcule el potencial normal
de la misma, iii) Indique cual es el agente oxidante y cuál el agente reductor.
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