Exemplos de preguntas e debate sobre o potencial estándar do eléctrodo
Pendahuluan
O potencial estándar de eléctrodo é un concepto importante en electroquímica que describe a capacidade dun eléctrodo para atraer electróns. Este concepto utilízase nos cálculos de celas electroquímicas e para determinar a propensión ás reaccións redox. O potencial estándar de eléctrodo (E°) mídese en condicións estándar, concretamente a unha concentración de 1 M, unha presión de 1 atm e unha temperatura de 25 °C (298 K). Neste artigo, analizaremos varios exemplos de problemas de potencial estándar de eléctrodo e os analizaremos en profundidade.
Concepto básico do potencial estándar do eléctrodo
O potencial de eléctrodo estándar, denotado como E°, describe a tendencia dunha especie química a reducirse (aceptar electróns). Canto máis positivo sexa o valor de E°, maior será a tendencia da especie a reducirse. Pola contra, canto máis negativo sexa o valor de E°, maior será a tendencia da especie a oxidarse (perder electróns).
A táboa de potenciais de eléctrodo estándar proporciona valores de E° para varias reaccións redox, e estes valores utilízanse para calcular os potenciais das celas electroquímicas.
Exemplo de pregunta 1
Pregunta:
Dadas as seguintes dúas semirreaccións e os seus potenciais de eléctrodo:
– Ag⁺(aq) + e⁻ → Ag(s), E° = +0.80 V
– Cu²⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(s), E° = +0.34 V
Determina o potencial da cela (E°_cela) para a cela galvánica formada por estas dúas semirreaccións.
Debate:
Para determinar o potencial da cela, precisamos identificar o ánodo e o cátodo. Nunha cela galvánica, o que ten o potencial estándar de eléctrodo máis positivo actúa como cátodo (lugar de redución) e o que ten o máis negativo como ánodo (lugar de oxidación).
1. Identifica o ánodo e o cátodo:
– Ag⁺ + e⁻ → Ag, E° = +0.80 V (máis positivo, polo que o cátodo)
– Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu, E° = +0.34 V (máis negativo, polo que ánodo)
2. Determinar as reaccións de oxidación e redución:
– Cátodo (redución): Ag⁺ + e⁻ → Ag, E°_cátodo = +0.80 V
– Ánodo (oxidación): Cu → Cu²⁺ + 2e⁻, E°_ánodo = -0.34 V (inverte a dirección da reacción e o signo do potencial)
3. Cálculo da cela E°:
\[
E°_{célula} = E°_{cátodo} – E°_{anodo}
\]
\[
E°_{sel} = 0.80\, \text{V} – (-0.34\, \text{V})
\]
\[
E°_{sel} = 0.80\text{V} + 0.34\text{V} = 1.14\text{V}
\]
Polo tanto, o potencial da cela (E°_cela) é de +1.14 V.
Exemplo de pregunta 2
Pregunta:
Dada a seguinte reacción co seu potencial de eléctrodo:
– Fe³⁺(aq) + e⁻ → Fe²⁺(aq), E° = +0.77 V
– Zn²⁺(aq) + 2e⁻ → Zn(s), E° = -0.76 V
Determina o potencial da cela (E°_cela) para unha cela galvánica usando ambas semirreaccións e escribe a reacción completa da cela.
Debate:
Como antes, primeiro debemos identificar o ánodo e o cátodo.
1. Identifica o ánodo e o cátodo:
– Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺, E° = +0.77 V (máis positivo, polo que cátodo)
– Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn, E° = -0.76 V (máis negativo, polo tanto ánodo)
2. Determinar as reaccións de oxidación e redución:
– Cátodo (redución): Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺, E°_cátodo = +0.77 V
– Ánodo (oxidación): Zn → Zn²⁺ + 2e⁻, E°_ánodo = -0.76 V (inverte a dirección da reacción e o signo do potencial)
3. Equilibrio de electróns:
A reacción total debe equilibrar o número de electróns:
\[
2(\text{Fe}^{3+} + e⁻ → \text{Fe}^{2+})
\]
\[
\text{Zn} → \text{Zn}^{2+} + 2e⁻
\]
Entón, a reacción celular completa é:
\[
2\text{Fe}^{3+} + \text{Zn} → 2\text{Fe}^{2+} + \text{Zn}^{2+}
\]
4. Cálculo da cela E°:
\[
E°_{célula} = E°_{cátodo} – E°_{anodo}
\]
\[
E°_{sel} = 0.77\, \text{V} – (-0.76\, \text{V})
\]
\[
E°_{sel} = 0.77\text{V} + 0.76\text{V} = 1.53\text{V}
\]
Polo tanto, o potencial da cela (E°_cela) é de +1.53 V.
Exemplo de pregunta 3
Pregunta:
Dea o potencial da célula e complete a reacción dunha célula galvánica usando a seguinte reacción:
– MnO₂(s) + 4H⁺(aq) + 2e⁻ → Mn²⁺(aq) + 2H₂O(l), E° = +1.23 V
– Cr³⁺(aq) + e⁻ → Cr²⁺(aq), E° = -0.50 V
Debate:
1. Identifica o ánodo e o cátodo:
– MnO₂ + 4H⁺ + 2e⁻ → Mn²⁺ + 2H₂O, E° = +1.23 V (máis positivo, polo que é cátodo)
– Cr³⁺ + e⁻ → Cr²⁺, E° = -0.50 V (máis negativo, polo tanto ánodo)
2. Determinar as reaccións de oxidación e redución:
– Cátodo (redución): MnO₂ + 4H⁺ + 2e⁻ → Mn²⁺ + 2H₂O, E°_cátodo = +1.23 V
– Ánodo (oxidación): Cr²⁺ → Cr³⁺ + e⁻, E°_ánodo = +0.50 V (inverte a dirección da reacción e o signo do potencial)
3. Equilibrio de electróns:
A reacción total debe equilibrar o número de electróns:
\[
2(\text{Cr}^{3+} + e⁻ → \text{Cr}^{2+})
\]
\[
\text{MnO}_2 + 4\text{H}^+ + 2e⁻ → \text{Mn}^{2+} + 2\text{H}_2\text{O}
\]
Entón, a reacción celular completa é:
\[
MnO_2 + 4 H_^+ + 2 Cr_^3+ → Mn_^2+ + 2 Cr_^2+ + 2 H_2 O
\]
4. Cálculo da cela E°:
\[
E°_{célula} = E°_{cátodo} – E°_{anodo}
\]
\[
E°_{sel} = 1.23\, \text{V} – (-0.50\, \text{V})
\]
\[
E°_{sel} = 1.23\text{V} + 0.50\text{V} = 1.73\text{V}
\]
Polo tanto, o potencial da cela (E°_cela) é de +1.73 V.
Conclusión
Comprender os potenciais estándar de eléctrodos é crucial en electroquímica para determinar as tendencias das reaccións redox e os potenciais das celas electroquímicas. Usando os pasos descritos anteriormente, podemos calcular facilmente o potencial da cela dunha reacción redox dada. Os potenciais estándar de eléctrodos utilízanse para determinar o ánodo e o cátodo nunha cela galvánica, así como para calcular o potencial total da cela, que indica a eficiencia e a dirección da reacción redox.
