3. Escala de potenciales estándar de reducción

Si al electrodo de hidrógeno se le asigna arbitrariamente el potencial cero, el potencial de la pila coincide con el potencial del otro electrodo. Por ejemplo, si se monta una pila en la que la reacción de pila es Cu2+(aq) + H2(g) → Cu(s) + 2 H+(aq) y la pila tiene un potencial experimental de 0,34 V, significa que el potencial de reducción en el semisistema del cobre es de 0,34 V, que es el valor que aparecerá en la tabla de potenciales normales o estándar de reducción.

Es importante señalar que el potencial de oxidación de un semisistema es igual en valor absoluto al de reducción, pero de signo contrario, ya que se refiere a la reacción contraria.

Los potenciales normales se indican en la forma Eº (Mn+/M ) siempre en el sentido de reducción.

Escala de potenciales estándar de reducción
Electrodo Semirreacción de reducción Eº/ V Poder
Li+/ Li Li+ + e- → Li (s) -3,05

R

E

D

U

C

T

O

R

 

 

K+/ K K+ + e- → K (s) -2,92
Ca2+/ Ca Ca2+ + 2e- → Ca (s) -2,76
Na+/Na Na+ + e- → Na (s) -2,71
Mg2+/ Mg Mg2+ + 2e- → Mg (s) -2,36
Al3+/ Al Al3+ + 3e- → Al (s) -1,68
H2O/ H2,OH-, Pt 2 H2O + 2e- → H2(g) + 2 OH- (aq) -0,83
Zn2+/ Zn Zn2+ + 2e- → Zn (s) -0.73
Cr3+/ Cr Cr3+ + 3e- → Cr (s) -0.74
Fe2+/ Fe Fe2+ + 2e- → Fe (s) -0.44
Co2+/ Co Co2+ + 2e- → Co (s) -0.28
Ni2+/ Ni Ni2+ + 2e- → Ni (s) -0.25
Sn2+/ Sn Sn2+ + 2e- → Sn (s) -0.14
Pb2+/ Pb Pb2+ + 2e- → Pb (s) -0.13
H+/H2, Pt 2 H+ + 2 e- → H2 (g) 0.00  
S, H+/H2S, Pt S (s) + 2H+ (aq) + 2e- → H2S (s) +0,14

O

X

I

D

A

N

T

E

 

 

Cu2+/Cu+, Pt Cu2+ (aq) + e- → Cu+(aq) +0,15
Sn4+/Sn2+, Pt Sn4+ (aq) + 2e- → Sn2+(aq) +0,15
AgCl/Ag, Cl-, Pt AgCl (s) + e - → Ag (s) + Cl-(aq) +0,22
Cu2+/ Cu Cu2+ (aq) + 2e- → Cu (s) +0,34
O2,H2O/OH- ,Pt O2 (g) + 2 H2O + 4 e- → 4 OH- (aq) +0,40
Cu+/ Cu Cu+ (aq) + e- → Cu (s) +0,52
I2/I-, Pt I2 (s) + 2e- → 2 I- (aq) +0,54
Pt, Fe3+/ Fe2+ Fe3+ + e- → Fe2+ +0,77
Ag+/Ag Ag++ e- → Ag +0,80
Br2/Br-, Pt Br2 (l) + 2e- → 2 Br- (aq) +1,08
O2,H+/H2O ,Pt O2 (g) + 4 H+ (aq) + 4 e- → 2 H2O +1,23
Cl2/Cl-, Pt Cl2 (g) + 2e- → 2 Cl- (aq) +1,36

 

Variación del potencial estandar de reducción en la tabla periódica

Como puedes ver en la tabla, los valores más positivos se encuentran a la derecha (oxidantes) y los más negativos a la izquierda (reductores): los metales tienen tendencia a perder electrones (uno los metales alcalinos, dos los alcalinotérreos, dada su estructura electrónica, etc), con lo que se oxidan y son reductores, mientras que los no metales tienen tendencia a ganarlos para completar su última capa electrónica, reduciéndose, por lo que son oxidantes.


Grupo 1 2 13 14 15 16 17 18
Período  
1 H
0,00
  He
2 Li
-3,05
Be
-1,85
B
C
N
O
+1,23
F
+2,87
Ne
3 Na
-2,71
Mg
-2,36
Al
-1,66
Si
P
S
-0,48
Cl
+1,36
Ar
4 K
-2,92
Ca
-2,87
Ga
-0,49
Ge
As
Se
-0,67
Br
+1,09
Kr
5 Rb
-2,93
Sr
-2,89
In
-0,34
Sn
-0,14
Sb
Te
-0,84
I
+0,54
Xe
6 Cs
-2,92
Ba
-2,91
Tl
-0,34
Pb
-0,13
Bi
+0,20
Po
At
Rn
7 Fr
Ra
-2,92
 
 
Icono IDevice Actividad

Capacidad oxidante y reductora

Cuanto más positivo es el potencial estándar de reducción, mayor tendencia hay a la reducción, es decir mayor es la fuerza oxidante de la especie oxidada. Por tanto, cada semisistema provoca la oxidación de cualquier otro situado en la tabla por encima de él.

Cuanto más negativo es el potencial estándar de reducción, menor tendencia tiene a la reducción, es decir, mayor tendencia hay a que la reacción tenga lugar en el sentido contrario a que está escrita. Por lo tanto, mayor es la fuerza reductora de la especie reducida. Como consecuencia, cada semisistema provoca la reducción de cualquier otro situado en la tabla por debajo de él.


Icono de iDevice AV - Reflexión
Utilizando los datos de potenciales de reducción de la tabla periódica anterior ¿cuál es el metal más reductor? ¿Y el no metal más oxidante?
Icono de iDevice Ejemplo o ejercicio resuelto
Sabiendo que las siguientes reacciones redox en disolución acuosa se producen espontáneamente, ordena los metales según su poder reductor creciente.

Cu2+ + Cd(s) → Cu(s) + Cd2+
2 Ag+ + Cd(s) → 2 Ag + Cd2+
2 Ag+ + Cu(s) → 2 Ag + Cu2+