POTENCIAL ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN

¿EN QUÉ SENTIDO OCURREN LAS REACCIONES REDOX?

La reacción entre el cobre y el zinc solo ocurre en un sentido. Si añadimos cobre (Cu) a una disolución que contenga iones zinc (Zn2+) no hay reacción. Sin embargo, si añadimos zinc (Zn) a una isolución de que contenga iones cobre (Cu2+) si hay reacción, al cabo de un tiempo parte del zinc se disuelve y parte del cobre se deposita como metal.

¿Por qué esta reacción ocurre de manera espontánea en ese sentido?

INDICE

- Electroquímica, reacciones redox

- Ajuste de reacciones redox

- Potencial estándar de reducción

- Células galvánicas. Pilas

- Electroquímica y termodinámica

- Ecuación de Nersnt

- Corrosión

- Electrolisis

EL SENTIDO DE LAS REACCIONES REDOX

Imagine que dispone de cuatro vasos que contienen disoluciones de Mg(NO3)2 ; Zn(NO3)2 ; Cu(NO3)2 y AgNO3. Si introdujera una lámina de magnesio (Mg) en cada una de ellas ¿qué cree que ocurriría?

Compruebe si ha acertado

¿Y si introdujera una placa de zinc en cada uno de ellos?

Compruebe si ha acertado

¿Y si introdujera una placa de cobre en cada uno de ellos?

Compruebe si ha acertado

En resumen, cada especie química (aquí hemos ensayado con metales, pero el resultado puede generalizarse) tiene una tendencia a reducirse. En el ejemplo analizado hemos comparado la tendencia a reducirse de cuatro metales Mg, Zn, Cu y Ag con el siguiente resultado:

Cuando decimos que el magnesio es un metal más activo que la plata queremos decir que tiene más tendencia a oxidarse. Por eso se hacen joyas de oro y plata, porque tienen poca tendencia a oxidarse. Nadie desearía colgarse un collar de magnesio o de hierro, ya que al poco tiempo se oxidarían, perderían su aspecto brillante, ...

Cuando hablamos de metales nobles (oro, plata, platino, ...) nos referimos a metales que no se oxidan con facilidad. Tiene gran tendencia a reducirse.

REACCIONES REDOX CON EL HIDRÓGENO

Un elemento químico muy importante en estas cuestiones de las reacciones redox es el hidrógeno. ¿Qué elementos químicos tienen más tendencia a reducirse que el hidrógeno? ¿y cuáles tienen menos tendencia a reducirse que el hidrógeno?

Imagine que tiene un vaso con una disolución acuosa de ácido clorhídrico. ¿Qué ocurriría si introdujera en ella una lámina de cobre?.

Como vemos no ocurre nada. Los iones hidrógeno H+ no atacan al cobre. Dicho de otra manera: el cobre tiene más tendencia a reducirse que el hidrógeno, como el cobre ya está en su estado reducido (cobre metálico) no sufre ningún cambio (no puede reducirse más). Para que hubiera algún cambio el hidrógeno en su estado oxidado (H+) debería reducirse (pasar a H2) pero para ello el cobre debería pasar desde su estado reducido (Cu) a su estado oxidado (Cu2+) y ese cambio no lo puede promover el hidrógeno..

¿Y si hiciésemos la experiencia con una lámina de plomo?

Ahora si ocurre una reacción redox. El hidrógeno se reduce, es decir, pasa de su forma oxidada (H+) a su forma reducida (H2), por eso vemos que se desprenden burbujas de hidrógeno. Sin embargo, el plomo se oxida, es decir, pasa de forma reducida (Pb) a su forma oxidada (Pb2+), por eso vemos que una parte de la lámina de plomo se disuelve en el ácido.

Hay, por tanto, especies químicas que tienen más tendencia a reducirse que el hidrógeno (p.e. el cobre) y especies químicas que tienen menos (p.e. el plomo).

El hidrógeno está en una posición entermedia entre metales activos como magnesio, zinc, hierro, plomo y metales no activos como cobre, plata y oro.

Por cierto, ¿sería buena idea construir un depósito de magnesio para contener una disolución de ácido clorhídrico (o cualquier sustancia ácida)?

Puede ensayar con diversos metales y ver simulaciones a nivel atómico con este material de teachchemistry

En otro apartado veremos que la tendencia a reducirse de una especie química puede medirse cuantitativamente con el potencial estándar de reducción

POTENCIAL ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN

Más adelante, cuando conozcamos qué son las pilas o celdas galvánicas, podremos explicar con detalle como se determina el potencial estándar de reducción, aquí y ahora solo nos interesa su utilidad.

El potencial estándar de reducción E⁰ es una magnitud que mide la tendencia a reducirse de una especie química. Su unidad es el voltio.

El potencial estándar de reducción se mide por comparación con el que tiene el hidrógeno, elemento escogido como referencia. No conocemos los potenciales de reducción absolutos, sino solo los relativos al hidrógeno (algo parecido a lo que ocurrió en su momento con las masas atómicas de los elementos). Esto no es ninguna limitación. Si todos los potenciales están medidos con respecto al mismo elemento son comparables entre si.

La siguiente tabla muestra los valores de E⁰ para diversos pares redox, es decir, para el conjunto de la forma oxidada y reducida (en ese orden) de una especie química.

Hay potenciales positivos y negativos. Si una especie tiene potencial E⁰ positivo es que su potencial es mayor que el del hidrógeno. Si un elemento tiene un potencial E⁰ negativo es que su potencial es menor que el del hidrógeno.

Cuanto mayor es el potencial estándar de reducción mayor es la tendencia de esa especie química a reducirse

Cuanto menor es el potencial estándar de reducción menor es la tendencia de esa especie química a reducirse.

UTILIDAD DEL POTENCIAL ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN

SI PONEMOS EN CONTACTO DOS ESPECIES QUÍMICAS, LA QUE TENGA EL MAYOR POTENCIAL ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN SE REDUCIRÁ Y, POR TANTO, LA DE MENOR POTENCIAL SE OXIDARÁ ESPONTÁNEAMENTE.

Veamos algunos ejemplos. Para ello tengamos en cuenta los siguientes potenciales estándar de reducción

E⁰(Ag+/Ag) = 0,80 V

E⁰(Cu2+/Cu) = 0,34 V

E⁰(H+/H2) = 0,00 V

E⁰(Zn2+/Zn) = -0,76 V

E⁰(Mg2+/Mg) = -2,37 V

¿Qué ocurre si introducimos una lámina de cobre en un vaso que contiene la disolución acuosa de un ácido?

Ponemos en contacto cobre (Cu) e hidrógeno en forma de iones H+. Como el cobre tiene un E⁰ mayor que el hidrógeno, el cobre se reducirá y el hidrógeno se oxidará. Pero nos encontramos que el cobre ya está en su estado reducido y el hidrógeno ya está en su estado oxidado. Conclusión: no ocurre reacción.

A pesar de lo que hemos indicado, nunca deberíamos poner en contacto cobre y ácido nítrico. ¿Podría explicar la causa?

Nota: Fíjese que el valor del potencial estándar de reducción del par NO₃^-/NO es 0,96 V

¿Qué ocurre si introducimos una lámina de zinc en un vaso que contiene la disolución acuosa de un ácido?

Ponemos en contacto zinc (Zn) e hidrógeno en forma de iones H+. Como el hidrógeno tiene un E⁰ mayor que el zinc, el hidrógeno se reducirá y el zinc se oxidará. Como el hidrógeno está en su forma oxidada (H+) podrá reducirse hasta H2, y el zinc que está en su forma reducida (Zn) podrá oxidarse hasta iones Zn2+. Conclusión: si ocurre reacción, la lámina de zinc se disuelve y se desprende hidrógeno del ácido. No es buena idea poner en contacto un metal de potencial estándar de reducción negativo con un ácido. El resultado será la disolución del metal y el desprendimiento de hidrógeno. Tampoco parece buena idea usar un metal como el cobre o la plata para hacer depósitos (son caros). En la práctica, los ácidos se almacenan en depósitos de polietileno.

¿Qué ocurre si introducimos una lámina de zinc en un vaso que contiene la disolución acuosa de sulfato de cobre (II)?

Ponemos en contacto zinc (Zn) y cobre en forma de iones Cu2+. Como el cobre tiene un E⁰ mayor que el zinc, el cobre se reducirá y el zinc se oxidará. Como el cobre está en su forma oxidada (Cu2+) podrá reducirse hasta Cu, y el zinc que está en su forma reducida (Zn) podrá oxidarse hasta iones Zn2+. Conclusión: si ocurre reacción, la lámina de zinc se disuelve y se deposita cobre metálico.

¿Se podría almacenar una disolución que contenga iones Ag+ en un recipiente de cobre?

Ponemos en contacto cobre (Cu) y plata en forma de iones Ag+. Como la plata tiene un E⁰ mayor que el cobre, la plata se reducirá y el cobre se oxidará. Como la plata está en su forma oxidada (Ag+) podrá reducirse hasta Ag (plata metálica), y el cobre que está en su forma reducida (Cu) podrá oxidarse hasta iones Cu2+. Conclusión: si ocurre reacción, el vaso de cobre se disolverá y se depositará plata metálica. No es buena idea almacenar iones Ag+ en un vaso de cobre.

En esta simulación se repasa el concepto de reactividad de los metales

LITIO, EJEMPLO DE METAL EXTREMADAMENTE REACTIVO

El litio tiene un potencial estándar de reducción muy bajo: -3,05 V. Eso quiere decir que tiene una gran tendencia a oxidarse, pasando a ion litio Li+. Por ejemplo, reacciona violentamente con el agua produciendo hidrógeno.