Potencial normal de electrodo – wikipedia, la enciclopedia libre gas after eating red meat

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La electricidad se genera debido a la diferencia de potencial eléctrico entre estos dos electrodos. Esta diferencia de potencial se crea como resultado de la diferencia entre los potenciales individuales de los dos electrodos en relación con el electrólito o disolución en la que están sumergidos. El potencial de dicha célula será la diferencia entre el potencial del electrodo positivo (cátodo, donde se realiza la reducción) y el potencial del electrodo negativo (ánodo, donde se realiza la oxidación).

Aunque el potencial global de una célula se puede medir, no hay ninguna manera sencilla de medir con precisión el potencial de un solo electrodo aislado. Dicho potencial eléctrico también varía con la temperatura, la concentración y la presión. Dado que el potencial de oxidación de una semirreacción es de igual valor pero con signo contrario que el potencial de reducción de esa misma semirreacción redox, esto nos sirve para calcular cualquiera de los potenciales. Por convenio, el potencial normal o estándar de electrodo se escribe comúnmente como el potencial de reducción estándar para dicho electrodo. Cálculo de potenciales normales de electrodo o estándar [ editar ]

El valor del potencial de electrodo no se puede obtener de manera empírica. Una pila galvánica resulta de la unión de un par de electrodos. Así, solo se conoce el valor experimental correspondiente a un par de electrodos y no es posible determinar el valor de cada electrodo individual de la pareja a partir del potencial obtenido empíricamente para la pila galvánica. Es necesario establecer un electrodo de referencia, el electrodo normal de hidrógeno, cuyo potencial se define o se acuerda por convenio. En este caso se establece en 0,00 V el potencial de referencia del electrodo normal de hidrógeno y cualquier electrodo, cuyo potencial de electrodo no sea conocido aún, se puede combinar con el electrodo normal de hidrógeno – para formar una pila galvánica – y el potencial de dicha pila galvánica es el potencial del electrodo desconocido. Utilizando este proceso, cualquier electrodo con un potencial desconocido puede ser emparejado con el electrodo normal de hidrógeno, o bien con otro electrodo cuyo potencial ya sea conocido y llegar así a conocer el valor del electrodo desconocido.

Dado que los valores de los potenciales de electrodo indican la capacidad para reducirse que posee dicho electrodo, cuanto mayor es el potencial de reducción de un electrodo, más fácilmente se va a reducir, en otras palabras, que es un agente oxidante mejor. Por ejemplo, el electrodo flúor/ fluoruro, F 2/F -, tiene un potencial de reducción de 2,87 V, y el electrodo de litio, Li +/Li, tiene un valor de -3,05 V. El flúor se reduce fácilmente y es por tanto un buen agente oxidante. . En contraste, el litio sólido, Li(s), prefiere someterse a la oxidación (por tanto, es un buen agente reductor). Así, el ion zinc, Zn 2+, cuyo potencial de reducción estándar es de -0,76 V puede ser oxidado por cualquier otro electrodo cuyo potencial de reducción estándar sea mayor que -0,76 V (por ejemplo, H + (0 V), Cu 2+ (0,16 V), o F 2 ( 2,87 V)); y puede ser reducido por cualquier electrodo con un potencial de reducción estándar sea inferior a -0,76 V (por ejemplo, H 2 (-2,23 V), Na + (-2.71 V), o Li + (-3,05 V)).

En una pila galvánica, cuando una reacción redox espontánea produce una corriente eléctrica, la energía libre de Gibbs Δ G o {\displaystyle \Delta G^{\rm {o}}} debe ser negativa, de conformidad con la siguiente ecuación: Δ G c e ´ l o = − n F E c e ´ l o {\displaystyle \Delta G_{\rm {c{\acute {e}}l}}^{\rm {o}}=-nFE_{\rm {c{\acute {e}}l}}^{\rm {o}}}

• Si E c e ´ l u l a o 0 {\displaystyle E_{\rm {c{\acute {e}}l}}^{\rm {o}}>0} , donde: E c e ´ l o = E c a ´ t o d o o − E a ´ n o d o o {\displaystyle E_{\rm {c{\acute {e}}l}}^{\rm {o}}=E_{\rm {c{\acute {a}}todo}}^{\rm {o}}-E_{\rm {{\acute {a}}nodo}}^{\rm {o}}}

donde E a ´ n o d o o {\displaystyle E_{\rm {{\acute {a}}nodo}}^{\rm {o}}} es el potencial estándar del ánodo (el signo del valor del potencial de reducción estándar para ese electrodo se ha invertido y por ello lleva un signo menos delante) y E c a ´ t o d o o {\displaystyle E_{\rm {c{\acute {a}}todo}}^{\rm {o}}} es el potencial estándar del cátodo, tal como figura en el cuadro o tabla de potenciales de electrodo estándar. Condiciones no estándar [ editar ]

Los potenciales de electrodo estándar se dan en condiciones estándar (concentraciones de 1 mol/L, presión de 1 atm y temperatura de 25 °C). Sin embargo, las células reales pueden operar bajo condiciones no estándar. Dado el potencial estándar de una semipila, su potencial para concentraciones eficaces ( actividades no estándar) puede calcularse utilizando la ecuación de Nernst: [4 ]​

Los valores de E o dependen de la temperatura (con excepción del electrodo normal de hidrógeno, porque su potencial ha sido arbitrariamente fijado a 0 para todas las temperaturas) y normalmente se hace referencia a la SHE a la misma temperatura. Para fases condensadas, también se espera que dependerá un poco de la presión (véase el artículo sobre la constante de equilibrio). Por ejemplo, el potencial de electrodo estándar del par redox Ni / NiO se ha estudiado bien porque tal sólido tiene aplicaciones como pseudo-electrodo de referencia a alta temperatura (cuando se encierra dentro de una membrana cerámica de zirconio estabilizada con ytrio). La reacción de la semipila para este par redox es la siguiente: Ni + H 2O ⇌ {\displaystyle \rightleftharpoons } NiO + 2H + + 2e −

En bioquímica, los potenciales se definen habitualmente para pH=7, con el potencial normal en estas condiciones representado por E° ′- también conocido como el potencial del punto medio o E m,7 porque es el potencial al que las concentraciones de las formas oxidadas y las reducidas de la pareja redox son iguales.