Electroquímica: Análisis de Pilas, Potenciales y Reacciones Redox

Pilas: Análisis del Potencial y Agentes Oxidantes

El valor Eº (Na+/Na) = - 2,71 V nos indica que los iones Na+ no son buenos agentes oxidantes.

Por definición, un oxidante es aquel elemento que tiende a captar electrones que cede otro elemento oxidándose. El valor negativo del potencial de electrodo nos indica que el ión Na+ tiene muy poca tendencia a captar electrones, por lo tanto, no es un buen agente oxidante y la afirmación es Verdadera.

Cálculo de la FEM y Notación de una Pila Galvánica

Los potenciales normales de reducción de los semi-sistemas Ni2+/Ni y Cu2+/Cu son -0,25 V y 0,34V respectivamente.

1. Realiza un esquema de la misma, señalando cuál es el cátodo y cuál es el ánodo.
2. ¿En qué dirección se mueven los iones del puente salino? (electrolito del puente salino KNO3)
3. ¿En qué dirección circulan los electrones por el circuito?
4. Calcula la fem de la pila y escribe su notación.

Solución:

1. Teniendo en cuenta los valores de los potenciales normales de reducción de los dos pares, tendremos que: En el cátodo tiene lugar el proceso de reducción: Cu2+ + 2 e- → Cu. En el ánodo tiene lugar el proceso de oxidación: Ni → Ni2+ + 2 e-. Por lo tanto, el esquema de la pila sería el siguiente: (Esquema de la pila)
2. Los iones nitrato (NO3-) se desplazan hacia el ánodo para contrarrestar la carga positiva de los iones Ni2+ que se forman al oxidarse el Ni metálico. Los iones K+ se desplazan hacia el cátodo para contrarrestar la desaparición de los iones Cu2+ al reducirse el cobre.
3. Los electrones se dirigen desde el ánodo, donde son liberados por los átomos de Ni al oxidarse, hacia el cátodo donde son aceptados por el Cu2+ para reducirse a Cu.
4. La fuerza electromotriz de la pila sería: E0 pila = E0cátodo - E0 ánodo = 0,34 – (- 0,25) = 0,59 V. La notación de la pila es: Ni (s)/Ni2+ (aq) // Cu2+(aq)/Cu (s).

Predicción de Reacciones Redox Espontáneas

Deduce razonadamente y escribiendo la ecuación ajustada:

1. Si el hierro en su estado elemental puede ser oxidado a hierro(II) con MoO₄²⁻
2. Si el hierro(II) puede ser oxidado a hierro(III) con NO₃⁻ Datos: Eo(MoO₄²⁻/Mo³⁺) = 0,51 V; Eo(NO₃⁻/NO) = 0,96 V; Eo(Fe3+/Fe2+) = 0,77 V; Eo(Fe2+/Fe0) = –0,44 V.

Solución:

1. Para poder determinar si el Fe(0) puede ser oxidado a Fe(II) por el MoO₄²⁻ hemos de tener en cuenta los potenciales de reducción, de tal forma que para que este proceso se lleve a cabo el potencial de reducción del par MoO₄²⁻/Mo³⁺ deberá ser mayor que el potencial de reducción del par Fe(II)/Fe(0), lo que indicaría que el MoO₄²⁻ se reduce y por lo tanto es un agente oxidante más fuerte que el Fe(II). En nuestro caso tenemos que: Eo (MoO₄²⁻/Mo³⁺) > Eo (Fe²⁺/Fe⁰), por lo tanto, podemos decir que el hierro elemental es oxidado a hierro (II). Las ecuaciones que tienen lugar son: MoO₄²⁻ + 8 H+ + 3 e- → Mo³⁺ + 4 H2O Fe → Fe²⁺ + 2 e- Para ajustar la reacción habrá que multiplicar la primera semirreacción por 2 y la segunda semirreacción por 3 y resultará: 2 MoO₄²⁻ + 3 Fe + 16 H+ → 2 Mo³⁺ + 3 Fe²⁺ + 4 H2O
2. Procediendo de igual forma podemos comprobar que el potencial de reducción del par NO₃⁻/NO es mayor que el potencial de reducción del par Fe3+/Fe2+, por lo cual podemos decir que el ión nitrato oxidará el Fe(II) a Fe(III), siendo las semirreacciones correspondientes: NO₃⁻ + 4 H+ + 3 e- → NO + 2 H2O Fe²⁺ → Fe³⁺ + 1 e- Multiplicamos la segunda semirreacción por 3 y nos queda que la ecuación ajustada es: NO₃⁻ + 3 Fe²⁺ + 4 H+ → NO + 3 Fe³⁺ + 2 H2O