Teoría Redox 4.6: pilas galvánicas. Electrodo de hidrógeno.

Explicaremos con detenimiento el funcionamiento del electrodo de hidrógeno, que tiene la particularidad de ser un electrodo de gas, por lo que es necesaria una plaquita de platino platinado para adsorberlo. El hidrógeno gaseoso se inyecta a través de un tubo de vidrio y es burbujeado a una disolución ácida que contiene protones. El exceso de H2 que no reacciona, es desprendido de la disolución. El electrodo de hidrógeno puede funcionar como ánodo y como cátodo, y se utiliza principalmente como electrodo de referencia para determinar la capacidad oxidante o reductora de otras semirreacciones redox cuando se enfrentan a él. Así, el electrodo de hidrógeno permite ordenar la capacidad oxidante de distintos compuestos y hallar un valor numérico (potencial de la pila, fem) que nos permita ordenarlos de mayor a menor poder oxidante.

Category: Teoría Oxidación Reducción and Vídeos Redox.

Tags: Pilas galvánicas: teoría y ejercicios.

6 Comentarios

  1. ¿Cual es el motivo por el que el Zn y el Cu actuan de distinto modo frente al H? Creo que no es necesario saberlo pero ayudaria a la comprension. Gracias, muy buen trabajo.

    Nacho, 4 Años Antes Reply

  2. Bueno, no todas las especies tienen la misma tendencia a captar o ceder electrones, generalmente se debe a motivos de estabilidad energética de reactivo y producto (por ejemplo, si el Zn tiene mucha tendencia a oxidarse a Zn(2+) es porque el Zn(2+) seguramente sea más estable, menos energético, por aquello de que todo sistema tiende a la mínima energía). Pero para captar o ceder electrones tiene que ser algo mutuo, de forma que mirarás la energía final de los productos. En el caso de la reacción:
    Zn + 2H+ –> Zn(2+) + H2
    Los productos, de forma global, seguramente serán más estables termodinámicamente hablando que los reactivos, y por esto se produce la reacción espontáneamente (variación de energía libre de Gibbs negativa).
    Mientras que en el caso de:
    Cu + 2H+ –> Cu(2+) + H2
    El cobre metálico y el H+ deben ser más estables que los correspondientes productos y, por tanto, la reacción no sucede espontáneamente (variación de energía libre de Gibbs positiva).
    Es decir, el hecho de que una reacción se dé o no se dé, sea redox, ácido base, disolución de una sal… siempre es una cuestión termodinámica.

    Quimitube, 4 Años Antes Reply

  3. Muy clara la explicacion. Felicidades

    Gonzalo Galicia, 3 Años Antes Reply

    • ¡Muchas gracias! Me alegro de que te sirviera :)

      QuimiTube, 3 Años Antes Reply

  4. Bufff…. este tema y el anterior ( reacciones acido base)me traen de cabeza!!!!

    Me he mirado ya varias veces todos los videos de las reacciones redox… y no logro entender nada… me hago un lio con quienes son reductores, quienes oxidantes….

    En las pilas no se distinguir sin que tu lo pongas cual es el anodo y cual el cátodo :/

    Es deseperante, creeme! Alguna manera más de entenderlo??

    Explicas muy muy bien, pero soy yo que soy muy negada!!!

    Ayudame por favor!

    Sara, 1 Año Antes Reply

    • ¡Hola Sara! No desesperes, creo que aunque ahora lo veas muy complicado practicando muchísimo al final lo verás.
      Una forma de verlo es la siguiente: normalmente te darán los potenciales estándar de las dos semirreacciones. De los dos potenciales, el más bajo actuará como ÁNODO (reductor), mientras que el de potencial más alto actuará como CÁTODO (oxidante).
      Por ejemplo, si te dan:
      Eo (Zn2+/Zn) = -0,76V
      y
      Eo (Fe3+/Fe2+) = 0,77V
      El zinc es el ánodo porque tiene el potencial más pequeño (negativo, de hecho) y el hierro(III) es el cátodo por tener el potencial mayor. Esto será siempre así, lo puedes tomar como norma general.

      QuimiTube, 1 Año Antes Reply


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