Potencial estándar de electrodo y potencial estándar de reducción

La ddp entre los dos electrodos de una pila puede medirse directamente con un voltímetro, aunque no se puede determinar el potencial de cada electrodo individualmente (mismo caso que la energía potencial).
Por convenio se asigna  al potencia estándar del electrodo de hidrógeno (1 bar o 0,986923 atm; 25 ºC; 1M para todas las especies en disolución) el valor de cero voltios: Eº = 0,00 V. Este electrodo puede funcionar cómo ánodo o como cátodo, dependiendo de la naturaleza del otro electrodo.

- Si el otro electrodo es de cobre:

potencial-estándar-catodo-cobre

  • Semirreacción de oxidación (ánodo -):
    H2 (g, 1bar) → 2 H+(aq, 1M) + 2e-   E° (H2/H+) = 0 V
  • Semirreacción de reducción (cátodo +):
    Cu2+ (aq) + 2e- → Cu (s)                  E° (Cu2+/Cu) = + 0,349 V (potencial estándar de reducción)
  • Reacción global:

    H2 (g, 1bar) + Cu2+ (aq) → 2 H+(aq, 1M) + Cu (s)     E° = + 0,340 V

- Si el otro electrodo es de cinc:

potencial-estandar-anodo-zinc

  • Semirreacción de oxidación (ánodo -):
    Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2e-                   E° (Zn/Zn2+) = 0,763 V (potencial estándar de oxidación)
    * Para     Zn2+ (aq) + 2e- → Zn (s)     E° (Zn2+/Zn) = - 0,763 V (potencial estándar de reducción)
  • Semirreacción de reducción (cátodo +):
    2 H+(aq, 1M) + 2e- → H2 (g, 1bar)   E° (H+/H2) = 0 V
  • Reacción global:

    2 H+(aq, 1M) + Zn (s)  →  H2 (g, 1bar) + Zn2+ (aq)     E° = + 0,763 V

De esta forma se pueden determinar experimentalmente los potenciales estándar de reducción en medio ácido:

Serie de potenciales estándar de reducción
Agente oxidante Semirreacción de reducción E° (V) Agente reductor
Muy fuerte
(poca tendencia a la reacción de  oxidación)		 F2(g) + 2e- → 2F-(aq) +2,866 Muy débil
(gran tendencia a la reacción de  reducción)
O3(g) + 2H+(aq) + 2e- → O2(g) + H2O(l) +2,075
S2O82-(aq) + 2e- → 2SO42-(aq) +2,01
H2O2(aq) + 2H+(aq) + 2e- → 2H2O(l) +1,763
MnO4-(aq) + 8H+(aq) + 5e- → Mn2+(aq) + 4H2O(l) +1,51
PbO2(s) + 4H+(aq) + 2e- → Pb2+(aq) + 2H2O(l) +1,455
Cl2(g) + 2e- → 2Cl-(aq) +1,358
Cr2O72-(aq) + 14H+(aq) + 6e- → 2Cr3+(aq) + 7H2O(l) +1,33
MnO2(s) + 4H+(aq) + 2e- → Mn2+(aq) + 2H2O (l) +1,23
O2(g) + 4H+(aq) + 4e- → 2H2O(l) +1,229
2IO3-(aq) + 12 H+(aq) +10e- → I2(s) + 6H2O(l) +1,20
Br2(l) + 2e- → 2Br-(aq) +1,065
NO3-(aq) + 4H+(aq) + 3e- → NO(g) + 2H2O(l) +0,956
Ag+(aq) + e- → Ag(s) +0,800
Fe3+(aq) + e- → Fe2+(aq) +0,771
O2(g) + 2H+(aq) + 2e- → H2O2(aq) +0,695
I2(s) + 2e- → 2I-(aq) +0,535
Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s) +0,340
SO42-(aq) + 4H+(aq) + 2e- → SO2(g) + 2H2O(l) *** +0,20
S(s) + 2H+(aq) + 2e- → H2S(g) +0,14
2H+(aq) + 2e- → H2(g) +0,00
Pb2+(aq) + 2e- → Pb(s) -0,125
Sn2+(aq) + 2e- → Sn(s) -0,137
Fe2+(aq) + 2e- → Fe(s) -0,440
Zn2+(aq) + 2e- → Zn(s) -0,763
Al3+(aq) + 3e- → Al(s) -1,676
Mg2+(aq) + 2e- → Mg(s) -2,356
Na+(aq) + e- → Na(s) -2,713
Ca2+(aq) + 2e- → Ca(s) -2,84
Muy débil
(gran tendencia a la reacción de  oxidación)		 K+(aq) + e- → K(s) -2,924 Muy fuerte
(poca tendencia a la reacción de  reducción)
Li+(aq) + e- → Li(s) -3,040


Curso: Química 2º Bachillerato