Name: using electrode potentials to predict reactions
Uploaded: 2020-09-24T15:06:52.000Z
Duration: 3 min 2 s
Channel: JoVE

Considere dos contenedores con diferentes niveles de líquido. Cuando está conectado, el líquido fluye desde el nivel superior al inferior. Midiendo los niveles de fluido individuales, se puede predecir la dirección del flujo.Comparativamente, en una celda galvánica, conocer los potenciales de los electrodos individuales ayuda a predecir el oxidante, el reductor y el flujo de electrones. Aquí, cada media celda tiene su correspondiente potencial de electrodo. Sin embargo, el potencial del electrodo individual no se puede medir directamente, sino solo la diferencia de potencial entre las dos medias celdas.Entonces, cómo se calcula? Para determinar los potenciales de los electrodos individuales, a un electrodo se le asigna un potencial de cero, y los potenciales del otro electrodo se miden en relación con él. El electrodo con potencial cero es el electrodo de hidrógeno en condiciones de estado estándar, también llamado electrodo de hidrógeno estándar o SHE.El electrodo de hidrógeno estándar se opera a 25 grados Celsius, que consiste en un electrodo inerte de platino parcialmente sumergido en ácido clorhídrico a 1 molar y expuesto a una corriente de gas hidrógeno a 1 atmósfera. Cuando se conecta un electrodo de zinc al electrodo de hidrógeno estándar, su masa se reduce, lo que indica su oxidación a iones Zn2+El aumento simultáneo de la producción de gas hidrógeno significa una reducción de los iones de hidrógeno. Entonces, el zinc es el ánodo y el electrodo de hidrógeno estándar es el cátodo.El potencial de electrodo estándar de zinc de 0, 76 voltios indica un mayor potencial oxidativo que el electrodo de hidrógeno estándar. Sin embargo, cuando se conecta un electrodo de cobre al electrodo de hidrógeno estándar, su masa aumenta a medida que el Cu2+se reduce a cobre. Por lo tanto, el cobre es el cátodo y el electrodo de hidrógeno estándar el ánodo.El potencial de reducción estándar del cobre de 0, 34 voltios indica un potencial reductor mayor que el electrodo de hidrógeno estándar. Los potenciales de electrodo estándar proporcionan una medida de las oxidaciones o reducciones que pueden ocurrir:cuanto más positivo, mayor es la tendencia a una reducción en condiciones estándar. La dirección y la espontaneidad de una reacción redox se determinan examinando los potenciales de electrodos estándar individuales.Una suma positiva de los potenciales de los electrodos implica una reacción espontánea. Por lo tanto, para una celda galvánica de cobre-zinc con zinc como ánodo y cobre como cátodo y un potencial de celda de 1, 10 voltios, ambas reacciones de semicelda ocurren espontáneamente en la dirección de hacia adelante. Por último, el potencial del electrodo estándar es una propiedad intrínseca y no se ve afectado por ningún cambio en la estequiometría de la semirreacción.

potenciales de electrodo estándar

Al comparar la reactividad de la plata y el plomo, se observa que las dos especies iónicas, Ag+ (ac) y Pb2+ (ac), muestran una diferencia en su reactividad redox hacia el cobre: El ion plata sufre una reducción espontánea, mientras que el ion plomo no. Esta actividad redox relativa puede cuantificarse fácilmente en las celdas electroquímicas por una propiedad llamada potencial de celda. Esta propiedad se conoce comúnmente como voltaje de celda en electroquímica, y es una medida de la energía que acompaña la transferencia de carga. Los potenciales se miden utilizando la unidad SI voltios, definidos como un joule de energía por una coulomb de carga. Así,
 <img alt="Eq1" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_1.png" style="text-align: center; height: 70px;" />
 El potencial de electrodo estándar
 Cuando se mide con fines electroquímicos, el potencial de celda es una medida de la fuerza motriz para un tipo específico de procesos de transferencia de carga, a saber, la transferencia de electrones entre reactivos. El potencial de un solo electrodo o de una sola semi-celda no puede medirse ya que la transferencia de electrones requiere un donante y un aceptor o un reductor y un oxidante, respectivamente. En cambio, un potencial de semi-celda sólo se puede medir en relación con otra semi-celda. Por lo tanto, sólo es posible medir la diferencia de potencial entre dos semi-celdas, Ecelda, que se define como
 <img alt="Eq2" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_2.png" style="text-align: center; height: 50px;" />
 Donde Ecátodo y Eánodo representan los potenciales de dos semi-celdas diferentes que funcionan como cátodo y ánodo, respectivamente. El potencial de celda estándar, E°celda, es el potencial celda medido en condiciones de estado estándar de ambas semi-celdas (es decir, concentraciones de 1 M, presiones de 1 bar, a 298 K)
 <img alt="Eq3" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_3.png" style="text-align: center; height: 50px;" />
 Para calcular fácilmente los potenciales de semirreacción, la comunidad científica ha designado una semi-celda en particular para que sirva como referencia universal para todas las mediciones de potencial de celda, con un potencial de 0 V. Esta semi-celda se conoce como electrodo estándar de hidrógeno (SHE por sus siglas en inglés), y se basa en la siguiente semirreacción:
 <img alt="Eq4" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_4.png" style="text-align: center; height: 50px;" />
 Normalmente, consta de un electrodo de platino inerte que se sumerge en H+ acuoso 1 M, con un flujo de has H2 burbujeante a una presión de 1 bar, mantenido a una temperatura uniforme de 298 K. El potencial de electrodo (EX) para una semi-celda X se define entonces como el potencial medido para una semi-celda X, que actúa como cátodo, mientras que la SHE actúa como ánodo.
 <img alt="Eq5" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_5.png" style="text-align: center; height: 70px;" />
 Por lo tanto,
 <img alt="Eq6" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_6.png" style="text-align: center; height: 50px;" />
 En condiciones de estado estándar, el potencial de la semi-celda X es igual al potencial del electrodo estándar, E°X. Como la definición del potencial de celda requiere que las semi-celdas funcionen como cátodos, estos potenciales también se llaman potenciales de reducción estándar.
 Predicción de la espontaneidad y la dirección de una reacción de redox
 Los potenciales de celda y de electrodos dictan la espontaneidad de las reacciones redox. Se observa que las reacciones espontáneas muestran un potencial de celda positivo, mientras que el proceso no espontáneo muestra un potencial de celda negativo. Si la suma de los potenciales del electrodo es positiva, se dice que la reacción es espontánea. Las reacciones de semi-celda con potencial de electrodo positivo se producen en la dirección de avance, mientras que las que tienen valores inferiores al electrodo de hidrógeno suelen ocurrir en el orden inverso.
 Un oxidante más fuerte muestra un mayor potencial de electrodo estándar, E°. A medida que los potenciales de los electrodos miden la capacidad de reducción, un aumento de E° se corresponde con una mayor fuerza impulsora detrás de la reducción de la especie y mejores capacidades de oxidación. Por lo tanto, E°celda es positiva cuando E°cátodo > E°ánodo.
 Al considerar esto, se explica por qué el cobre es oxidado por la plata, pero no por el plomo:
 <img alt="Eq7" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_7v2.png" style="text-align: center; height: 125px;" />
 Predicción de la disolución de metales en ácidos minerales
 Una de las aplicaciones esenciales de los potenciales de semi-celda es entender si un metal en particular se disolverá en ácido mineral. La mayoría de los ácidos como el ácido clorhídrico disuelven los metales mediante la reducción de protones a gas hidrógeno y la oxidación de metales a sus respectivos iones. En el caso de que el zinc reaccione con ácido clorhídrico, la reacción es espontánea, ya que el potencial de electrodo estándar del zinc es inferior al del hidrógeno. Sin embargo, el cobre no reacciona con el ácido clorhídrico debido a su mayor potencial de electrodo.
 Este texto es adaptado de <a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/17-3-electrode-and-cell-potentials"> OpenStax, Química 2e, Sección 17.3: Potencial de Electrodos y Celdas. </a>

Potenciales de Electrodo Estándar

Al comparar la reactividad de la plata y el plomo, se observa que las dos especies iónicas, Ag+ (aq) y Pb2+ (aq), muestran una diferencia en su ...

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KEY TERMS AND CONCEPTS

TÉRMINOS Y CONCEPTOS CLAVE

Standard Electrode Potentials

using electrode potentials to predict reactions

Electrode potentials help predict whether a redox reaction will happen on its own. A redox reaction involves electron transfer. In electrochemistry, the measured value is called cell potential or cell voltage. It shows the energy linked to charge transfer and is measured in volts, where 1 volt equals 1 joule per coulomb.

A single half-cell cannot be measured by itself because electron transfer needs both a donor and a receiver. For that reason, scientists measure the difference between two half-cells. The cell potential, Ecell, is defined from the cathode and anode potentials, and the standard cell potential, E°cell, is taken under standard conditions of 1 M concentration, 1 bar pressure, and 298 K.

To compare half-cells, chemistry uses the standard hydrogen electrode, or SHE, as a zero-volt reference. The SHE uses an inert platinum electrode in 1 M aqueous H+ with hydrogen gas bubbling at 1 bar and 298 K. A half-cell X is measured against the SHE when X acts as the cathode. Under standard conditions, this gives the standard electrode potential, E°X. These values are also called standard reduction potentials because the half-cell is written as a reduction.

The sign of the potential helps show the direction of a redox reaction. A spontaneous reaction has a positive cell potential, while a nonspontaneous one has a negative cell potential. When the sum of the electrode potentials is positive, the reaction is spontaneous. Half-cell reactions with positive electrode potential tend to go forward, and reactions with values below the hydrogen electrode usually go in reverse. A stronger oxidant has a larger standard electrode potential because it has a greater drive to gain electrons.

This idea explains why silver ions and lead ions behave differently toward copper. Silver ion, Ag+ (aq), is reduced spontaneously, but lead ion, Pb2+ (aq), is not. It also helps explain metal dissolution in mineral acids such as hydrochloric acid. These acids dissolve metals by reducing protons to hydrogen gas and oxidizing the metal to its ions. Zinc reacts spontaneously with hydrochloric acid because its standard electrode potential is lower than hydrogen’s, while copper does not react because its electrode potential is higher.

Using Electrode Potentials to Predict Reactions

using-electrode-potentials-to-predict-reactions

balancing redox equations

Redox Reactions and Half-Reaction Balancing

Redox reactions involve electron transfer and changes in oxidation number. In electrochemistry, these reactions connect chemical changes with electrical energy. They also power technologies such as industrial metal processing and rechargeable batteries used in electric vehicles. Oxidation number is a way to track how an atom's electronic environment changes compared with the pure element, where the oxidation number is zero. For a simple ionic compound, the oxidation number matches the ion...

electromotive force

Cell Voltage and Electron Flow

Electric current is the flow of electric charge through a conducting medium or a solution. In wires, that charge is carried by electrons. In some solutions, ions can also move and carry charge. When electrons move through a wire, they produce an electric current. This idea connects to redox reactions, where electrons are lost and gained. In the spontaneous reaction between zinc and copper ions, zinc is oxidized to zinc ions. Copper ions are reduced to solid copper. Even so, this direct...

voltaic/galvanic cells

Galvanic Cells and Battery Reactions

Galvanic cells use spontaneous redox reactions to produce electric current. A common example is a disposable AA battery, which powers devices by turning chemical energy into electrical energy. Another example is a copper wire placed in silver nitrate solution, where the solution slowly turns bright blue and a grey solid forms on the wire. In the copper and silver reaction, copper is oxidized and silver ions are reduced. Copper forms cuprous ions, which give the solution its blue color. At the...

standard electrode potentials

Electrode potentials help predict whether a redox reaction will happen on its own. A redox reaction involves electron transfer. In electrochemistry, the measured value is called cell potential or cell voltage. It shows the energy linked to charge transfer and is measured in volts, where 1 volt equals 1 joule per coulomb. A single half-cell cannot be measured by itself because electron transfer needs both a donor and a receiver. For that reason, scientists measure the difference between two...

cell potential and free energy

Redox Cell Potential, ΔG°, and K

Redox cell potential connects chemical energy, free energy change, and the equilibrium constant in an electrochemical cell. In these reactions, chemical energy is converted into electrical energy. That link helps predict whether a reaction is spontaneous and how far it may proceed. Thermodynamics is the study of how heat and other forms of energy are related. In an electrochemical cell, cell potential can also reflect oxidizing strength or reducing strength. A similar idea appears in acid-base...

the nernst equation

Cell Potential Under Changing Conditions

Cell potential changes when a redox reaction does not run at standard conditions. Standard cell potentials connect with standard free energy change, ΔG°, and the equilibrium constant K, but those relationships only hold at 1 M concentration, 298 K, and 1 atmosphere. A zinc(II) and tin(II) redox cell with E°cell = +0.291 V and ΔG° = −56.2 kJ is spontaneous under those standard conditions. As a cell discharges, the reactant concentration changes and the cell potential steadily drops. Many redox...

concentration cells

Cell Potential from Concentration Differences

Concentration cells are voltaic cells that use two almost identical half-cells. The half-cells use the same electrode and the same half-reaction. They differ only in the concentration of one redox species, so the cell potential depends on that concentration difference. In a concentration cell, the Nernst equation can be used to find the cell potential. For the zinc example shown, the calculated cell potential is positive. A positive cell potential means the overall reaction is spontaneous. <br...

batteries and fuel cells

Primary, Rechargeable Batteries and Fuel Cells

Batteries and fuel cells are galvanic cells that supply electrical power for many applications. They range from tiny button batteries in wristwatches to large systems that can provide backup energy to municipal power grids. Some are primary cells, which are single-use and cannot be recharged. Others are secondary cells, which use reversible reactions and can be charged again by an external power source. A common primary battery is the dry cell. It uses zinc as both the container and the anode,...

corrosion

Rusting and Metal Protection

Corrosion is the natural breakdown of metals through electrochemical reactions. It can appear as rust on iron, tarnish on silver, or a blue-green patina on copper. In each case, the metal is oxidized. Some corrosion products can protect the surface, while others keep damaging the metal. Rusting is the harmful type of corrosion seen in iron. It happens when iron is exposed to oxygen and water. A galvanic cell forms on the iron surface, and this drives oxidation at the anodic region and...

electrolysis

Electrolysis in Batteries and Metal Production

Electrolysis uses electrical energy to drive a nonspontaneous redox reaction. In a galvanic cell, a spontaneous redox reaction does electrical work on the surroundings by sending electrons through an external circuit. In electrolysis, an external circuit does work on the redox system by applying a voltage large enough to force the reaction in the opposite direction. This process is used in several real-world settings. Recharging a battery is one example, because an outside power source drives...

key terms and concepts

Learn how electrode potentials and the standard hydrogen electrode help predict spontaneous redox reactions, metal reactivity, and whether metals dissolve in acid.

Using Electrode Potentials to Predict Reactions | JoVE K12

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Using Electrode Potentials to Predict Reactions

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