Tema 6: Equilibrios en

disolución acuosa (procesos redox)

 Tema 6: Equilibrios en disolución acuosa
TIPOS DE EQUILIBRIOS (de uso mas frecuente)
Nombre de la Cte. De Expresión de la Cte. de
Equilibrio de: equilibrio equilibrio (en concentraciones)

1) Disociación ácida en agua Cte de acidez Ka=[H+][A¯]/[HA]

HA  H++ A¯
2) Disociación básica en agua Cte. de basicidad Kb=[B+][OH¯]/[BOH]
BOH  B++OH¯

3) Disociación del agua Cte. de autoprotólisis ó Kw=[H+][OH¯]

H2O  H++OH¯ Producto iónico del agua

4) Reacción de oxidación- Cte. de equilibrio Keq=[Aox][Bred]/[Ared][

reducción Ared+Box  de reacción Box]
Aox+B red
5) Disociación de un precipitado (Solubilidad) Producto de solubilidad Ksp = [Mn+][An-]
MA (s)  Mn++An-

6) Formación de complejos Cte. de formación de Kf=[MLa+n-am]/[Mn+][Lm-]a

Mn+ + a Lm-  MLa+n-am complejos

7) Distribución de fases (A)aq  (A)org Coeficiente de distibución KD=[(A)org]/[(A)aq]

Christian, G.D.:"Analytical Chemistry", Editorial John Wiley and Sons, 5ª Ed. 1994. (p. 118)
 Tema 6: Equilibrios en disolución acuosa

I) Equilibrio ácido-base

II) Equilibrio oxidación-reducción

III) Equilibrio de solubilidad

IV) Equilibrio de complejación

Equilibrios en disolución acuosa: procesos redox

Conocimientos previos:

•Concentración de disoluciones
•Concepto de electrolito
•Termodinámica
•Equilibrio químico
•Número de oxidación
•Ajustes redox
 Equilibrio oxidación-reducción: contenidos

1. Introducción:
1.1 Estado de oxidación
1.2 Reacciones de oxidación-reducción
1.3 Ajuste de reacciones redox

2. Electroquímica

3. Potenciales de electrodo y serie electroquímica

4. Cálculo de Eº de una pila a partir de los potenciales estándar

de electrodo

5. Fuerza electromotriz y energía libre

6. Dependencia de la FEM con las concentraciones :

ecuación de Nernst
6.1 Aplicaciones de la ecuación de Nernst
 1. Introducción

Reacciones oxidación-reducción

Transferencia de electrones
¿ son importantes las reacciones redox en la naturaleza?

• Combustión de hidrocarburos
• Combinación de diversas sustancias con el oxígeno
• Aprovechamiento de los nutrientes para producir
energía y / o bloques de construcción
• Descomposición de residuos vivos por
microorganismos
 1.Introducción

• En algunas reacciones redox se transfieren sólo electrones:

Cu+ + Fe3+ Cu2+ + Fe2+

• En muchas otras reacciones se transfieren electrones y

protones.
 1.Introducción

Reglas sencillas para averiguar si la molécula ha ganado o

perdido electrones.
• Hay una oxidación, cuando la molécula gana oxígeno o
pierde hidrógeno.
Red.

Oxid.

• Hay una reducción, cuando la molécula pierde oxígeno

o gana hidrógenos
 1.1 Estado de oxidación

• Número de oxidación (o estado de oxidación) de un átomo en una

molécula ( o compuesto iónico) es el número de cargas que tendría el
átomo, si los electrones fueran transferidos al más electronegativo.

Regla general de asignación de números de oxidación (e.o.):

1. Se imagina la situación límite (no real) de que los electrones de

un enlace se hayan transferido completamente al átomo más
electronegativo del enlace.

2. El estado de oxidación de cada átomo es la carga que tiene

tras esta operación mental.

Número de oxidación positivo: el átomo pierde total o

parcialmente electrones en la molécula respecto al átomo aislado
neutro.
Número de oxidación negativo: el átomo gana total o
parcialmente electrones en la molécula respecto al átomo aislado
neutro.
 1.1 Estado de oxidación
Reglas básicas de asignación de estados de oxidación(e.o.):

1. Para un átomo individual sin combinar químicamente con otros elementos

es 0.

2. La suma de los e.o. de todos los átomos de una especie es igual a su

carga.

3. Los metales alcalinos (grupo 1) tienen e.o. +1 y los alcalinotérreos

(grupo 2) tienen e.o. +2.

4. Para el F, el e. o. es -1. Para el resto de halógenos, -1 excepto cuando se

combinan con O o F.

5. Para el H es +1, excepto en hidruros metálicos que actúa con -1.

6. Para el O, el e.o. es -2, excepto en los peróxidos, O2 2- que es -1.

7. En sus compuestos binarios con metales, los elementos del grupo 17 (F,
Cl, ...) tienen e.o. -1, los del grupo 16 (O, S, ...) tienen e.o. -2, y los del
grupo 15 (N, P, ...) tienen e.o. -3.
Petrucci 3.4
 1.1 Estado de oxidación

Ejemplos:
0 0 +1 −1 +1 −2 +1 +1 −2 +1 −1
O O2 Na H NaO H H2 O H 2 O2

−4 +1 −3 +1 −2 +1 −1 +1 +4 −1 +1 +2 −1
C H4 C2 H 6 C2 H 4 C2 H 2 C F4 H C F3

+1 +7 −2 +7 −2 −3 +1 +5 −2
− + −
K MnO4 Mn O 4 NH 4 NO 3

+2 −2 +3 −2 +8/3 −2 +2 +3

FeO Fe2 O3 Fe3 O4  FeO Fe 2 3
O
 
−3 +1 +5 −2
N H 4 N O3
 1.2 Introducción: reacciones de oxidación-reducción

Reacción de oxidación-reducción:
reacción de transferencia de electrones, en la que algunas
especies se oxidan y otras se reducen

Misión ¿Cómo? Resultado

Oxidante Oxida Gana e- Se reduce

(↓ nº de oxidación)
Reductor Reduce Pierde e- Se oxida
(↑ nº de oxidación)
 1.2 Introducción: reacciones de oxidación-reducción

• Oxidación:
pérdida de electrones (aumento del estado de oxidación)

• Reducción:
ganancia de electrones (disminución del estado de oxidación)

• Oxidante:
reactivo que gana electrones y se reduce

• Reductor:
reactivo que pierde electrones y se oxida

Petrucci 5.4
 1.2 Introducción: reacciones de oxidación-reducción

Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2

Fe gana electrones y C pierde electrones y

se reduce de +3 a 0 se oxida de +2 a +4

Fe2O3 es el oxidante y CO es el reductor y

se reduce a Fe 3+ se oxida a CO2

Cu(s) + 2Ag+(ac) → Cu2+ + 2Ag

Ag+ gana electrones y Cu pierde electrones y

se reduce de +1 a 0 se oxida de 0 a +2

Ag+ es el oxidante y Cu es el reductor y

se reduce a Ag se oxida a Cu 2+

Petrucci 5.4
 1.2 Introducción: reacciones de oxidación-reducción

Cu(s) + 2Ag+(ac) → Cu2+(ac) + 2Ag(s) Cu(s) + Zn2+(ac) → no reacción

Petrucci 21.1
 1.2 Introducción: reacciones de oxidación-reducción

NAD : (coenzima de función metabólica) dinucleótido de nicotinamida-adenina

NAD+: forma oxidada del NAD

NADH : forma reducida del NAD

-2,+1 +1 0 +1 -1,+1

RH2 + NAD+ → R + H++ NADH

NAD+ gana electrones y R pierde electrones y

se reduce de +1 a-1 se oxida de -2 a 0

NAD+ es el oxidante y RH2 es el reductor y

se reduce a NADH se oxida a R

Petrucci 5.4
 1.3 Ajuste de reacciones redox: semirreacciones

• Semirreacciones de reducción y de oxidación: cada una de las dos

partes en que se separa una reacción redox y en las que se aíslan la
reducción (ganancia de e-) y la oxidación (pérdida de e-)

Reacción redox global Cu(s) + 2Ag+(ac) → Cu2+(ac) + 2Ag(s)

semirreacción de reducción Ag+(ac) + 1 e- → Ag(s)

semirreacción de oxidación Cu(s) → Cu2+(ac) + 2e-

Reacción redox global RH2 + NAD+ → R + H++ NADH

semirreacción de reducción NAD+ + H+ + 2e- → NADH

semirreacción de oxidación RH2 → R + 2H++ + 2e-

Petrucci 5.4
 1.3 Ajuste de reacciones redox: reglas

• Método del ión-electrón

1. Descomponer los compuestos en sus iones (los que se formarían en
disolución acuosa).
2. Identificar elementos que cambian su número de oxidación y escribir
semirreacciones iónicas de oxidación y de reducción.
3. Ajustar las semirreacciones como si éstas tuviesen lugar en medio
ácido, con la ayuda de H+ y de H2O.
1. Ajustar los átomos que no sean H ni O
2. Ajustar los O, utilizando H2O
3. Ajustar los H, utilizando H+
4. Ajustar la carga utilizando e-
4. Sumar las semirreacciones ponderadas de modo que se equilibre el
número de electrones.
1. Los H+ y H2O auxiliares se eliminarán automáticamente en este
paso.
5. Completar la reacción con los compuestos o iones que no participan
en las oxidaciones y reducciones.
6. Obtener los compuestos que se habían disociado en iones en el paso
1 a partir de esos mismos iones.
Petrucci 5.5
 1.3 Ajuste de reacciones redox: ejemplo

Ejemplo 1. Ajustar la ecuación:

KMnO4 + H 2O2 + H 2SO4 → O2 + MnSO4 + K 2SO4 + H 2O

1. K+ +MnO−4 + H2O2 + 2H+ +SO42− → O2 + Mn 2+ +SO42− + 2K+ +SO42− + H2O

+7 −1 0
− 2+
2+3. Mn O → Mn 4 H 2 O2 → O2
3.2 MnO−4 → Mn 2+ + 4H2O
3.3 8H+ +MnO−4 → Mn 2+ + 4H2O H2O2 → O2 + 2H+

3.4
8H+ +MnO4− + 5e− → Mn 2+ + 4H2O H2O2 → O2 + 2e- + 2H+

4. (8H +MnO
+ −
4 + 5e− → Mn 2+ + 4H2O )  2
( 2 2 2
H O → O + 2e -
+ 2H +
)5
2MnO−4 + 5H2O2 + 6H+ → 5O2 + 2Mn 2+ + 8H2O
Ajuste 2.a (hoja de problemas)
 1.3 Ajuste de reacciones redox: ejemplo

5. 2MnO−4 + 5H2O2 + 6H+ → 5O2 + 2Mn 2+ + 8H2O

3SO24− → 3SO24−
2K + → 2K +
2K+ +2MnO−4 + 5H2O2 + 6H+ +3SO42− → 5O2 + 2Mn 2+ +2SO24− + 2K+ +SO24− + 8H2O

6. 2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 → 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

Petrucci ejemplo 5.6

Ejemplo 2. Ajuste la siguiente ecuación redox:

KMnO4 + H2C2O4 + H2SO4 MnSO4 + K2SO4 + CO2 + H2O

Ajuste 2.b (hoja de problemas)

 2. Electroquímica

Estudia la interconversión entre energía eléctrica y energía

química:
a) Producción de energía eléctrica a partir de reacciones químicas
espontáneas (∆G<0)

Reacción química Energía eléctrica

b) Empleo de energía eléctrica para producir reacciones químicas

no espontáneas (∆G>0)
 2. Electroquímica

Reacciones electroquímicas Reacciones redox

Transferencia de electrones

Reacciones redox

Por contacto directo Célula electroquímica

Barra de Cu en una disolución de Células galvánicas, voltaicas o pilas:
nitrato de plata emplean la energía liberada en las
Barra de zinc en una disolución de reacciones químicas espontáneas para
sulfato de cobre producir electricidad
Células electrolíticas: consumen energía
No es útil para generar corriente eléctrica eléctrica para llevar a cabo una
transformación química no espontánea
 1.2 Introducción: reacciones de oxidación-reducción

Reacción por contacto directo

Prentice-Hall © 2002
Cu(s) + 2Ag+(ac) → Cu2+(ac) + 2Ag(s)
Oxidación: Cu Cu2+ + 2e- Reducción: Ag+ +1e- Ag
Cu pierde electrones (aumenta el Ag+ gana electrones (disminuye el nº
nº oxidación) oxidación)
Es el agente reductor: se oxida Es el agente oxidante: se reduce

Petrucci 21.1
 1.2 Introducción: reacciones de oxidación-reducción
Reacción por contacto directo

Cu(s) + Zn2+(ac) → no reacción Prentice-Hall © 2002

¿Podemos saber si se dará o no una reacción redox?

• ΔG
• Potenciales de electrodo (un criterio adicional,
sencillo, derivado del anterior)
Petrucci 21.1
 2. Electroquímica: semicélulas

¿Podría tener lugar la transferencia de electrones a través de un

circuito eléctrico?

¿Podemos separar las semirreacciones de oxidación y de reducción?

electrodo de Cu

¿Cómo se construye un electrodo?

Cu 2+
¿Qué procesos pueden ocurrir en un electrodo?
NO3−
 2. Electroquímica: semicélulas

¿Qué procesos pueden ocurrir

en un electrodo?

Cu2+ + 2e- ↔ Cu
electrodo de
Cu

Cu 2+ NO3−
 2. Electroquímica: semicélulas

¿Podemos separar las semirreacciones de oxidación y de reducción?

Reducción: Ag+(ac) + 1 e- → Ag(s)

Cu(s) + 2Ag+(ac) → Cu2+(ac) + 2Ag(s)
Oxidación: Cu(s) → Cu2+(ac) + 2e-

¿Podría tener lugar la transferencia de electrones a través de un circuito eléctrico?

electrodo de electrodo de
Cu Ag

=voltímetro

Cu 2+
−
Ag + NO3−
NO 3

Sin funcionamiento
 2. Electroquímica: células electroquímicas

John Frederic Daniell

(1790-1845)

(-) (+)

Prentice-Hall © 2002

Reacción globlal: Zn(s) + Cu2+(ac) → Zn2+(ac) + Cu(s)

 2. Electroquímica: fuerza electromotriz(fem)

Pila Daniell
Fuerza electromotriz: es la diferencia de
potencial que se establece entre los dos
electrodos de una célula electroquímica.

(-) (+) La fem (E) se mide en voltios y depende de:

• Reacción global
• Concentración
• Temperatura

Prentice-Hall © 2002
Puente salino

1. Evita la mezcla de las disoluciones

2. Permite el contacto eléctrico entre ellas

3. Mantiene la neutralidad eléctrica

 2. Electroquímica: células electroquímicas

Pila Daniell

(-) (+)

Prentice-Hall © 2002

Ánodo : Electrodo donde se produce la oxidación Zn → Zn2+ + 2e-

Cátodo: Electrodo donde se produce la reducción Cu2+ + 2e-→ Cu
La reacción es espontánea y los electrones fluyen del ánodo al cátodo
(diferencia de potencial entre los electrodos)

Para que funcione la pila (reacción espontánea): F.E.M > 0

 2. Electroquímica: notación de una pila

Notación de un electrodo metálico: Notación de un electrodo de gas:

M | Mn+ (aq) Pt l H2(g, 1bar) l H+,(aq)

Cu
EEH o ENH es un
electrodo de gas,
se utiliza platino
como soporte
para el gas.

[Cu2+]=1M

[NO3-]=1M

Notación de un electrodo de cobre: Notación del electrodo estándar de

Cu | Cu2+ (aq, a=1) hidrógeno:
Pt l H2(g, 1bar) l H+ (aq, a=1)
 2. Electroquímica: notación de una pila

Ánodo Cátodo
(oxidación) (reducción)

M | Mn+ (aq) || Mn+(aq)| M

(-) (+)

Límite entre las semicélulas: puente salino

Zn | Zn2+ (1M) || Cu2+(1M) | Cu

Prentice-Hall © 2002

Ejemplo 3: El aluminio metálico desplaza al iones zinc(II) de sus disoluciones

acuosas.
a) Escribe las semirreacciones de reducción y oxidación y la ecuación global.
b) ¿Cuál es la notación de la célula electroquímica en la que tiene lugar esa reacción?
Petrucci ejemplo 21.1
 3. Potenciales de electrodo y serie electroquímica

En lugar de tabular valores de Eº de todas las pilas,

tabulamos potenciales estándar de electrodo o
potenciales estándar de reducción.

1. Se escoge un electrodo de
referencia al que por
convenio se le asigna el
valor cero: Electrodo
estándar* de hidrógeno.
2H+(1M,aq) +2e- ↔ H2(g, 1 bar)
1 bar=0,987 atm

Eredº = 0.00 V EEH Prentice-Hall © 2002

estándar*: P= 1 bar; [H+]=1M, Tª = 298K

 3. Potenciales de electrodo y serie electroquímica

2. Se construyen células con el

EEH y el electrodo estándar*
cuyo potencial queremos
averiguar y se mide la f.e.m .

Por convenio, se define para

las semirreacciones de
reducción y se simboliza Eº.

Prentice-Hall © 2002

estándar*
[concentración] = 1M, disolución
EEH Electrodo
Tª = 298 K (25ºC)
Problema
EEH: electrodo estándar de hidrógeno
 3. Potenciales de electrodo y serie electroquímica

3. Dicha f.e.m será el potencial

del electrodo problema

E º célula = E º derecha- E ºizquierda

Eº cél= Eº cátodo – Eºánodo

Prentice-Hall © 2002

EEH Electrodo
Problema
 3. Potenciales de electrodo y serie electroquímica

4. Se observa si el electrodo
problema actúa como ánodo o
como cátodo frente electrodo
estándar de hidrógeno

En este caso el electrodo de cobre actúa Electrodo

EEH Problema
como cátodo frente al EEH (signo positivo)
Prentice-Hall © 2002
 3. Potenciales de electrodo y serie electroquímica

Notación de la pila:
Pt (s)l H2(g, 1 atm)l H+(1M)II (1M)Cu2+ICu

Electrodos Observación

Pt l H2(g, 1 atm)l H+(1M) ánodo (oxidación)

Cu I Cu2+ (1M) cátodo (reducción)

Tª= 298 K
IE (cel) I = 0,340 V

Prentice-Hall © 2002 Conclusión

En este caso el electrodo

de cobre actúa como cátodo
frente al EEH (signo positivo)

Eºred (Cu2+I Cu)= +0,340 V

Cu 2+ + 2e- Cu
 3. Potenciales de electrodo y serie electroquímica

Notación de la pila:
Zn l Zn2+ (1M) II H+(1M) l H2(g, 1 atm) l (s) Pt

Electrodos Observación

Pt l H2(g,1atm)l H+(1M) cátodo (reducción)

Zn I Zn2+ (1M) ánodo (oxidación)

Tª= 298 K
IE (cel) I = 0,760 V

Prentice-Hall © 2002
Conclusión

En este caso el electrodo

de zinc actúa como ánodo
frente al EEH (signo negativo)

Eºred (Zn2+I Zn)= -0,760 V

Zn 2+ + 2e- Zn
Tabla de potenciales
de reducción

Poder Poder
reductor oxidante
creciente creciente
 3. Potenciales de electrodo y serie electroquímica

Si el electrodo problema tiene un potencial de reducción > 0 indica que

tiene una mayor capacidad para reducirse que el EEH. Por tanto:

• En el electrodo habrá una reducción

• Cuanto más positivo el potencial de reducción, mayor poder oxidante

Un potencial de reducción < 0 indica una menor capacidad para reducirse

que el EEH. Por tanto:

• En el electrodo habrá una oxidación

• Cuanto más negativo sea el potencial de reducción, mayor poder
reductor

Sólo se tabulan los potenciales de electrodo en condiciones estándar

a 298 K:
Potenciales estándar de electrodo, o de reducción, a 298 K
Mn+ + ne- M
 3. Potenciales de electrodo y serie electroquímica

Se tabulan potenciales estándar (Eº) de reducción

Serie electroquímica
A mayor Eº, mayor tendencia a producirse la semirreacción
de reducción (más oxidante es).
Zn2+ /Zn Eº = -0.76 V
Cu2+ /Cu Eº = +0.34 V Más tendencia a reducirse; más oxidante

Ag+ / Ag Eº = +0,80 V Más tendencia a reducirse; más oxidante

Cu2+ /Cu Eº = +0.34 V [reducción] [oxidación]

Zn2+ /Zn Eº = -0.76 V Más tendencia a reducirse; más oxidante

Al3+ /Al Eº = -1,76 V
 3. Potenciales de electrodo y serie electroquímica

El electrodo de referencia es el par 2H+/H2( al

que por definición de le asigna valor 0.0 V
cuando la concentración en disolución es 1 M
(estado gaseoso P = 1 bar)

En bioquímica se le asigna el valor Eº´= – 0.42 V,

porque el valor de pH es distinto, en los sistemas
vivos ( pH = 7.0, [H3O+] = 10 -7M)
 Potenciales de reducción de los componentes de la cadena
respiratoria

Poder Poder
oxidante reductor
creciente creciente
FAD + + 2H+ + 2 e- → FADH2
 3. Potenciales de electrodo y serie electroquímica: aplicaciones

Resuelva los ejercicios considerando que todas las especies están en

estado
estándar . Utilice los potenciales reducción (Eº)de la serie electroquímica .

Ejemplo 4. ¿Se oxidará la plata metálica con ácido clorhídrico en

condiciones estándar?¿Sería más eficaz otra especie ácida?

Ejemplo 5. Establezca si : a) el MnO4- oxidará el Cl- a Cl2 en medio

ácido; b) el oro reaccionará con ácido nítrico; c) el zinc reaccionará
con HI; d) idem Cu con HI; e) idem Cu con nítrico.
Eº Au(III)I Au= 1,52 V)
 3. Potenciales de electrodo y serie electroquímica: aplicaciones

Resuelva los ejercicios empleando Eº ´reducción de la serie electroquímica

anterior.

Ejemplo 6. Dados los siguientes potenciales de reducción indicar:

O2/H2O Eº´= +0,82 V (1)

NAD+/ NADH Eº´= -0,32 V (2)

FAD / FADH2 Eº¨= -0,12 V (3)

a) ¿Cuál es el agente más oxidante?

b) ¿Qué agente reductor es más fuerte?
 4. Cálculo de Eº de una pila a partir de los potenciales estándar

La fem de una pila se calcula como:

Eº = E º(cátodo) - E º(ánodo)

Para la pila Daniel en condiciones estándar:

Eº = E º(Cu2+ /Cu )- E º(Zn2+/Zn )

Eº = 0.34 – (-0.76) = 1.10 V
[reducción] [oxidación]
Para que funcione la pila (reacción espontánea): Eº > 0
 5. Espontaneidad de las reacciones. Relación entre la energía libre y la F.E.M

La corriente eléctrica fluye debido a una diferencia de potencial entre

los dos electrodos, llamada fuerza electromotriz (fem, E).

Termodinámica Proceso espontáneo: ∆G < 0

Fuerza impulsora E DG
(-) (+)
∆G =- Wmax

En una célula electroquímica: w máx = w eléctrico

DG = - W elec = − q E q = carga eléctrica

E = fem
Prentice-Hall © 2002
q = n·F
DG = − n F E
nº moles de e- transferidos carga eléctrica por
entre los electrodos mol de e- 96486 Coulombios/mol
 5. Espontaneidad de las reacciones. Relación entre la energía libre y la F.E.M

DG = − n F Ecelda

•Ecelda>0 ∆G < 0 (proceso espontáneo)

•Ecelda= 0 (equilibrio) (no se produce energía eléctrica; la pila se

ha agotado)
•Ecelda<0 ∆G > 0 (proceso no espontáneo)
(la reacción espontánea será la inversa)

En condiciones estándar: DGº = − n F Eº

(Concentraciones de los iones = 1 M)

Eº es una propiedad intensiva

 5. Espontaneidad de las reacciones. Relación entre la energía libre y la F.E.M

Ejemplo 7. Dados los siguientes potenciales de reducción indicar:

O2/H2O Eº´= +0,82 V (1)

NAD+/ NADH + H+ Eº´= -0,32 V (2)

FAD / FADH2 Eº¨= -0,12 V (3)

a) Si NADH + H + y FADH2 se oxidan en presencia de oxígeno. ¿ De cuál de

las dos oxidaciones se obtendrá mas energía?

b) Calcule ∆Gº´de las reacciones anteriores.

 6. Dependencia de la fuerza electromotriz con las concentraciones: ecuación de
Nernst

Si las condiciones no son estándar ¿cuánto vale la fem?

∆G = ∆Gº + RT ln Q Ecuación de Nernst

∆G = - n FE Walther Hermann Nernst
(1864-1941)
∆Gº = - n F Eº
“En reconocimiento a su trabajo en termoquímica”

[http://www.nobel.se/chemistry/laureates/1920/index.html]
- n F E = - n F Eº + RT ln Q Premio Nobel de Química 1920

E = Eº - RT / nF ln Q
Sustituyendo:
Tª = 298 K
R = 8,31 J/mol·K E = Eº - 0,05916 / n log Q
F = 96486 C/mol
Log (cambio de base)
 6. 1 Aplicaciones de la ecuación de Nernst

a) Obtención de constantes de equilibrio de reacciones redox

En el equilibrio: E = 0 Q = Kequilibrio

E = Eº - 0,05916 / n log Q K equilibrio= 10 (nEº/0,05916)

Eº = 0,05916 / nlog K equilibrio Tª = 25º C

 6. 1 Aplicaciones de la ecuación de Nernst
b) Obtención de potenciales(de pila o de electrodo) en condiciones
no estándar

El potencial de reducción del par MnO4–/Mn2+ no sólo depende de las

concentraciones de los iones MnO4- y Mn2+, sino también, y en gran medida,
del pH.

MnO4- + 8H+ + 5e- Mn2+ + 4 H2O

Ejemplo 8. Establezca si el poder oxidante del par MnO4- / Mn 2+ aumenta o

disminuye cuando el pH aumenta de 1 a 5.

E = E º−
0,059 
Mn 2+  = 1,51 − 0,012·log
Mn  2+
− 0,096 pH
5
log
  
MnO4− H +
8
MnO  −
4