El potencial de electrodo, además de la Temperatura por ser un equilibrio químico, depende del metal que utilicemos y de la concentración de la disolución. En el caso de la pila Daniell cuando las concentraciones de las disoluciones de Cu2+ y Zn2+ son 1M el potencial será 1.1V
NOTA: CONSULTA LOS COMPONENTES DE UNA PILA EN EL PDF QUE SE ADJUNTA AL FINAL.
Aclaración sobre el puente salino o tabique poroso (imagen dcha). Su objetivo es conectar las 2 semiceldas de manera que no se mezclen los contenidos de las disoluciones(los extremos del tubo en U está tapado con algodón) pero se mantenga el contacto eléctrico; es decir los iones del puente salino equilibran las cargas de las semiceldas, para que la pila siga funcionando. (*Con el funcionamiento de la celda, la oxidación del Zn introduce iones Zn2+ adicionales en el compartimiento del ánodo. A menos que se proporcione un medio para neutralizar esta carga positiva, no podrá haber mas oxidación.
De manera similar, la reducción del Cu2+ en el cátodo deja un exceso de carga negativa en solución en ese compartimiento puesto que va pasando a Cu). La neutralidad eléctrica se conserva al haber una migración de iones a través un puente salino o como en este caso, a través de una barrera porosa que separa los dos compartimientos). Es decir los aniones se van a la izda. del puente que hay exceso de carga + y los cationes a la dcha donde hay exceso de carga -)
Normalmente el puente salino contiene KCl, NaCl, HNO3 ó Na2SO4 de forma que se encuentran disociadas en K+ y Cl- ; Na+ y Cl- , H+ y NO3- , ó 2 Na+ y SO42-.
En el caso de la pila del pdf adjunto(cuyo puente salino es de sulfato de sodio) el SO42- se desplazaría hacía la disolución de Zn2+ para compensar las 2 cargas+ y los 2Na+ hacia la dcha. que compensan el exceso de carga negativa debido a que Cu2+ va pasando a Cu. En el vídeo que os dejo tenéis otro ejemplo de pila Daniell pero con un puente salino de KCl.
Os adunto un gift y un vídeo sobre la pila Daniell para su mejor comprensión:
Potencial de una celda electroquímica o pila, se mide experimentalmente con un voltímetro y nos marcal del potencial el cátodo y el ánodo. Hay que tener en cuenta que siempre que hablemos de potencial estándar nos estaremos refiriendo a disoluciones 1 M y en condiciones normales de Presión (1 atm) y Tª (25ºC)
El potencial de reducción estándar de un electrodo (Eº) hace referencia a la fem de la pila formada por el electrodo que elijamos sumergido en una disolución 1M de sus iones y el electrodo normal de hidrógeno, el cual se consiste en un electrodo de platino sumergido en una disolución que contine iones hidronio en concentración 1M, donde se burbujea H2 gas a una presión de 1 atm
En el pdf adjunto tenéis un esquema sobre Las Celdas Electroquímicas. Donde también podéis consultar el funcionamiento de una Pila Daniell, y La Tabla de potenciales de reducción estándar.
RECORDAR: Dichos potenciales hacen referencia al proceso de reducción, por lo que si se invierte la reacción(oxidación en vez de reducción) tendremos que cambiar el signo al potencial de reducción.
Además, cuanto mayor sea el potencial de reducción de una semirreación mayor será su poder oxidante, es por ello que cuando formemos una pila, y queremos que funcione o lo que es lo mismo que sea espontánea, la fem debe ser positiva, por lo tanto debemos elegir como:
- ÁNODO : El electrodo de menor potencial de reducción, pues en él tendrá lugar la reducción.
- CÁTODO: El de mayor potencial de reducción, donde tendrá lugar la reducción.
dDicho ésto, realiza el siguiente ejercicio:
Deduce razonadamente por qué el hierro(II) puede ser oxidado en medio ácido a hierro(III) por el ión nitrato y sin embargo este mismo ion no puede oxidar el oro en su estado elemental a oro(III). Escribe las reacciones correspondientes y calcula la fem de cada pila para justificar la respuesta.
Nota: necesitas los Datos de Eº (NO3-/NO) de (Fe3+/Fe2+) y (Au3+/Au)
4.1 VOLUMETRÍAS REDOX
Se utilizan para poder determinar la concentración de un agente oxidante a partir de la concentración conocidad de un agente reductor (valorante). En el punto de equivalencia se igualan las cantidades de valorante y reductor según la estequiometría de la reacción.
Al igual que en Acido-base se utilizan Indicadores redox, que cambian de color cuando pasan de su forma oxidada a reducida o al contrario. Un ejemplo de estos indicadores es el Azul de metileno, cuya forma reducida es incolora y la forma oxidada azulada.
Os dejo algunos ejercicios resueltos de este tipo:
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