3 QUIMICA Schaum

PROBLEMAS RESUELTOS 333
esté arriba en la tabla de potenciales estándar de electrodo. La misma regla de la posición relativa se puede aplicar para
valores generales de las concentraciones, sustituyendo a E o con E para cada semicelda, calculado con la ecuación de
Nernst. En general, las estimaciones cualitativas basadas en valores de E o no cambian, aun cuando haya desviaciones
moderadas de los estados estándar, si los dos valores de E o se hallan separados al menos por varias décimas de volt.
Se debe hacer notar que las estimaciones con esta regla indican que las reacciones podrían ocurrir, pero no dicen
nada acerca de la velocidad con la que sí se efectúen.
Reacciones de electrodo en la electrólisis
Una reacción de oxidación-reducción que no es espontánea, para la cual el potencial de celda calculado es negativo,
se puede inducir por electrólisis. Esta reacción se puede deber a que un potencial externo impulse a los electrones hacia
el par que sufre la reducción y extraiga electrones del par donde se efectúe la oxidación. El potencial externo mínimo
requerido para la electrólisis es el valor del potencial de celda calculado para la reacción.
En condiciones casi reversibles, se aplica la siguiente regla:
De todas las reducciones posibles que puedan efectuarse durante la electrólisis en un cátodo, es más probable
aquella para la cual el potencial de electrodo es algebraicamente máximo.
Naturalmente, lo inverso también es cierto: la oxidación más probable en el ánodo es aquélla para la cual el potencial
de electrodo es algebraicamente mínimo. Al aplicar la regla se debe tomar en cuenta que: a) una molécula o ion
de soluto puede sufrir oxidación o reducción; b) el ánodo mismo puede sufrir oxidación, y c) el disolvente puede sufrir
oxidación o reducción.
EJEMPLO 2 Ilustre la posibilidad c) para el agua a 25°C.
La reducción de hidrógeno molecular se encuentra en la tabla 19-1:
2H + + 2e − → H 2
E o = 0.000 V
Suponga que se deja acumular H 2 gaseoso a una presión parcial de 1 atm. En disoluciones neutras, cuando [H + ] = 10 −7 y la presión
de H 2 conserva este valor unitario, el cálculo es:
E = E o − 0.0592
2
log P(H 2)
[H + ] 2 = 0.000 − 0.0296 log 1
(10 −7 ) 2
E = 0.000 − 0.0296 × 14 =−0.414 V
El agua es mucho más difícil de reducir, pero el hidrógeno es más fácil de oxidar en disoluciones neutras que en ácidos.
Para la oxidación de agua a oxígeno molecular, se escribe, de la tabla 19-1:
O 2 + 4H + + 4e − → 2H 2 O
E o = 1.229 V
Los estados estándar a los que se refiere el valor de E o son 1 atm para oxígeno gaseoso y 1 mol/L para H + . Se puede calcular E para
la semicelda anterior, con disoluciones neutras en las que [H + ] = 10 −7 , aplicando la ecuación de Nernst. Suponiendo que el oxígeno
permanece en su estado estándar, P(O 2 ) = 1 atm,
E = E o − 0.0592 1
log
4 [H + ] 4 P(O 2 ) = 1.229 − 0.0148 log 1
(10 −7 ) 4
E = 1.229 − 0.0148 × 28 = 0.815 V
Entonces, es más difícil que el oxígeno se reduzca, pero es más fácil que el agua se oxide, en disoluciones neutras que en ácidas.
PROBLEMAS RESUELTOS
UNIDADES ELÉCTRICAS
19.1 Un foco utiliza una corriente de 2.0 A. Calcule la carga, en coulombs, que utiliza el foco en 30 s.
Carga en coulombs = (corriente en amperes) × (tiempo en segundos) = (20.0 A)(30 s) = 60 C