Calculadora de Potencial de Celda

Calcula el potencial de celda estándar (E°celda), aplica la ecuación de Nernst para condiciones no estándar y explora la relación entre el potencial de celda y la termodinámica.

Modo de Cálculo

Potencial de Reducción (E°red) en V

Potencial de reducción estándar para el cátodo (semirreacción de reducción)

Potencial de Oxidación (E°ox) en V

Potencial de reducción estándar para el ánodo (semirreacción de oxidación)

Electrones Transferidos (n)

¿Qué es el Potencial de Celda?

El potencial de celda (también llamado fuerza electromotriz, FEM, o E°celda) es la medida de la diferencia de potencial entre dos semiceldas en una celda electroquímica. Representa la fuerza impulsora para la transferencia de electrones en reacciones redox y se mide en voltios (V).

Cálculo del Potencial de Celda Estándar:

E°celda = E°cátodo - E°ánodo

E°celda = E°reducción - E°oxidación

E°cátodo: Potencial de reducción estándar donde ocurre la reducción (gana electrones)
E°ánodo: Potencial de reducción estándar donde ocurre la oxidación (pierde electrones)
E°celda positivo: Reacción espontánea (celda galvánica/voltaica)
E°celda negativo: Reacción no espontánea (requiere energía externa, celda electrolítica)

La Ecuación de Nernst

La ecuación de Nernst nos permite calcular el potencial de celda bajo condiciones no estándar (cuando las concentraciones no son 1 M, las presiones no son 1 atm, o la temperatura no es 25°C).

E = E° - (RT/nF) ln(Q)

A 25°C (298,15 K), se simplifica a:

E = E° - (0,0592/n) log(Q)

Donde:

E: Potencial de celda bajo condiciones no estándar (V)
E°: Potencial de celda estándar (V)
R: Constante universal de los gases = 8,314 J/(mol·K)
T: Temperatura (K)
n: Número de moles de electrones transferidos
F: Constante de Faraday = 96.485 C/mol
Q: Cociente de reacción = [productos]/[reactivos]

Relación con la Termodinámica

El potencial de celda está directamente relacionado con la energía libre de Gibbs y la constante de equilibrio a través de relaciones termodinámicas fundamentales.

Energía Libre de Gibbs

ΔG° = -nFE°

• E° > 0 → ΔG° < 0 (espontánea)
• E° < 0 → ΔG° > 0 (no espontánea)
• E° = 0 → ΔG° = 0 (equilibrio)

Constante de Equilibrio

E° = (RT/nF) ln(K)

A 25°C: E° = (0,0592/n) log(K)

• K grande → E° positivo grande
• K pequeño → E° negativo

Potenciales de Reducción Estándar Comunes (25°C)

Los potenciales de reducción estándar (E°) se miden en relación con el electrodo estándar de hidrógeno (EEH), al cual se le asigna un valor de 0,00 V.

Semirreacción (Reducción)	E° (V)
F₂(g) + 2e⁻ → 2F⁻	+2,87
MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O	+1,51
Au³⁺ + 3e⁻ → Au(s)	+1,50
Cl₂(g) + 2e⁻ → 2Cl⁻	+1,36
O₂(g) + 4H⁺ + 4e⁻ → 2H₂O	+1,23
Br₂(l) + 2e⁻ → 2Br⁻	+1,07
Ag⁺ + e⁻ → Ag(s)	+0,80
Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺	+0,77
I₂(s) + 2e⁻ → 2I⁻	+0,54
Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu(s)	+0,34
2H⁺ + 2e⁻ → H₂(g)	0,00
Pb²⁺ + 2e⁻ → Pb(s)	-0,13
Sn²⁺ + 2e⁻ → Sn(s)	-0,14
Ni²⁺ + 2e⁻ → Ni(s)	-0,25
Fe²⁺ + 2e⁻ → Fe(s)	-0,44
Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn(s)	-0,76
Al³⁺ + 3e⁻ → Al(s)	-1,66
Mg²⁺ + 2e⁻ → Mg(s)	-2,37
Na⁺ + e⁻ → Na(s)	-2,71
Li⁺ + e⁻ → Li(s)	-3,05

Nota: Los valores de E° más positivos indican agentes oxidantes más fuertes (mejores para ganar electrones). Los valores de E° más negativos indican agentes reductores más fuertes (mejores para perder electrones).

Ejemplos de Cálculo

Ejemplo 1: Celda Galvánica Zinc-Plata

Reacción de la celda: Zn(s) + 2Ag⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + 2Ag(s)

Semirreacciones:

Cátodo (reducción): Ag⁺ + e⁻ → Ag, E° = +0,80 V
Ánodo (oxidación): Zn → Zn²⁺ + 2e⁻, E° = -0,76 V

E°celda = E°cátodo - E°ánodo

E°celda = (+0,80) - (-0,76) = +1,56 V

Resultado: E°celda = +1,56 V (reacción espontánea, celda galvánica)

Ejemplo 2: Condiciones No Estándar

Dado: Misma celda Zn-Ag a 25°C con [Zn²⁺] = 0,10 M y [Ag⁺] = 2,0 M

E° = 1,56 V, n = 2, Q = [Zn²⁺]/[Ag⁺]² = 0,10/(2,0)² = 0,025

E = E° - (0,0592/n) log(Q)

E = 1,56 - (0,0592/2) log(0,025)

E = 1,56 - (0,0296) × (-1,602)

E = 1,56 + 0,047 = 1,607 V

Resultado: E = 1,61 V (mayor que el estándar debido a baja concentración de productos/alta de reactivos)

Ejemplo 3: Calcular E° a partir de ΔG°

Dado: ΔG° = -301,3 kJ/mol para una reacción con n = 2

ΔG° = -nFE°

E° = -ΔG° / (nF)

E° = -(-301.300 J/mol) / (2 × 96.485 C/mol)

E° = 301.300 / 192.970 = 1,56 V

Resultado: E° = 1,56 V (positivo, confirmando reacción espontánea)

Celdas Galvánicas vs Electrolíticas

Celdas Galvánicas (Voltaicas)

E°celda: Positivo (+)
ΔG°: Negativo (-)
Naturaleza: Espontánea
Función: Convierte energía química en energía eléctrica
Ejemplos: Baterías, celdas de combustible
Ánodo: Electrodo negativo
Cátodo: Electrodo positivo

Celdas Electrolíticas

E°celda: Negativo (-)
ΔG°: Positivo (+)
Naturaleza: No espontánea
Función: Convierte energía eléctrica en energía química
Ejemplos: Electrólisis, galvanoplastia
Ánodo: Electrodo positivo
Cátodo: Electrodo negativo

Nota: Todos los cálculos asumen condiciones ideales. Las celdas electroquímicas reales pueden tener factores adicionales como sobrepotencial, resistencia interna, polarización por concentración y potenciales de unión que pueden afectar el potencial de celda medido. Los potenciales de reducción estándar se miden a 25°C (298,15 K), concentración de 1 M y presión de 1 atm en relación con el electrodo estándar de hidrógeno (EEH).