¿Qué es el potencial redox?

El potencial redox, también conocido como potencial de electrodo estándar, es una medida de la facilidad con que una sustancia pierde o gana electrones en una reacción de reducción-oxidación, o "redox", una reacción química en la que un reactivo se reduce y el otro se oxida. Los electrones se mueven del agente reductor al agente oxidante. Esto se puede expresar como un potencial eléctrico entre los dos y medido en voltios. Un valor negativo indica un agente reductor, con tendencia a perder electrones, y un valor positivo indica un agente oxidante, con tendencia a ganar electrones. El potencial redox a veces se denota por E °.

En términos prácticos, el potencial redox solo se puede medir para pares de sustancias, y si los electrones fluyen desde o hacia un producto químico determinado depende del otro miembro del par. Por lo tanto, es un valor relativo, más que absoluto. Para establecer valores estándar para elementos, compuestos e iones, la medición del potencial redox se realiza contra un "estándar" de hidrógeno, que se considera que tiene un E ° de cero, por lo que todos esos valores son relativos al hidrógeno.

Para determinar el E ° para una sustancia dada, se construye una celda electroquímica que consta de dos medias celdas. Uno consiste en iones H + e hidrógeno neutro en equilibrio y se conoce como un electrodo de hidrógeno estándar. El otro contiene la sustancia a analizar, nuevamente con formas iónicas y neutras en equilibrio. Los dos están unidos por un puente de sal que contiene un electrolito adecuado y la celda está conectada a un voltímetro, completando el circuito. Cuando hay una diferencia en el potencial redox, los electrones intentarán fluir de una manera u otra, creando una diferencia de potencial que se mide por el voltímetro; en este caso, se usa un voltímetro de alta resistencia para evitar cualquier flujo real de actual, ya que esto reduciría el potencial.

Si los electrones fluyen de la media celda de hidrógeno a la otra, la sustancia tiene un potencial redox positivo y es, en este contexto, un agente oxidante. Si los electrones fluyen en sentido contrario, el E ° es negativo, lo que indica un agente reductor. Los términos "oxidante" y "reductor", como se usan aquí, son relativos al hidrógeno: el producto químico que se prueba puede comportarse de manera diferente en relación con un agente diferente. Por ejemplo, en este escenario, el hidrógeno está actuando como un agente reductor u oxidante, dependiendo de lo que esté en la otra media celda.

De esta manera, se ha compilado una tabla de potencial redox estándar, que muestra los valores de E ° para varias "medias reacciones" que implican la adición de electrones a un agente dado, como sería el caso en la mitad de una reacción redox. Por ejemplo, el potencial redox para un ion de litio que gana un electrón se muestra como la semirreacción: Li ⁺ + e ^- -> Li con un valor E ° de -3.05 voltios, lo que indica que el litio es un agente reductor fuerte. El valor para la formación de iones cloruro mediante la adición de electrones al cloro se muestra como Cl ₂ + 2e ^- -> 2Cl ^- con un E ° de +1.36 voltios, por lo que el cloro es un agente oxidante. Al conocer los potenciales redox de dos sustancias, es posible predecir si una reacción redox entre ellas es teóricamente posible.