Equilibrios de Oxido Reduccion
Las reacciones de óxido reducción son aquellas en las que sucede un intercambio de electrones de tal manera que hay un cambio en los estados de oxidación de las especies involucradas (posible cita). Su tratamiento puede darse enfocado en el cambio de potencial estándar como del potencial de electrones .
Enfoque – Potencial estándar de Reducción
En este caso la regla de la N vista para sistemas Ácido - Base (posible link) se invierte en comparación a como la usamos en Ácidos y Bases.
Nótese que en este caso ubicamos al Oxidante más fuerte en la parte superior derecha y al Reductor más fuerte en la inferior izquierda. En este sentido encontraremos el Proceso Espontáneo y cuya constante de equilibrio se encuentra como:
Error al representar (error de sintaxis): {\displaystyle \log_{10}(K_{eq}) = =\frac{\Delta E° n_1 n_2}{0.06}}
Donde hemos de sustituir n1 y n2 como los electrones intercambiados por semirreacción involucrada.
Error al representar (error de sintaxis): {\displaystyle \[ \begin{aligned} \text{Ox}_1 + n_1e^- &\rightleftharpoons \text{Red}_1 \quad E^\circ_1 \\ \text{Ox}_2 + n_2e^- &\rightleftharpoons \text{Red}_2 \quad E^\circ_2 \end{aligned} \]}
Sólo en caso de que n1 = n2 sustituimos a uno sólo de estos.
Enfoque – Potencial de electrones
Aquí es necesario plantear un equilibrio considerando la concentración de electrones. Para una reacción de la forma:
Error al representar (error de sintaxis): {\displaystyle \[ \text{aA} + ne^- \rightleftharpoons \text{bB} + \text{cC} \] }
Error al representar (error de sintaxis): {\displaystyle \[ \text{pe} = \log\left(\frac{K_f}{n}\right) + \log\left(\frac{|\text{A}|^a}{|\text{B}|^b \cdot |\text{C}|^c}\right) \] }
Al hacer esto le estamos dando un tratamiento termodinámico. Ahora tenemos que representarlo en el DUZP.
La relación entre el potencial de electrones y el estándar de reducción es de:
Ecuación de Nerst
Aplica sólo para semirreacciones, de tal manera que:
Error al representar (error de sintaxis): {\displaystyle \[ \text{aOx} + ne^- \rightleftharpoons \text{bRed} \] \[ E = E^\circ + \frac{0.06}{n} \log\left(\frac{|\text{Ox}|^a}{|\text{Red}|^b}\right) \] }
Sistemas de equilibrio Óxido - Reducción
Suponga la siguiente reacción…
Error al representar (error de sintaxis): {\displaystyle \[ 2\,\text{MnO}_4^-_{\text{titulante}} + 5\,\text{Sn}^{2+}_{\text{analito}} \rightleftharpoons 2\,\text{Mn}^{2+} + 5\,\text{Sn}^{4+} \] }
La variación de las especies implicadas respecto al avance de la reacción es la siguiente:
Nótese que aparecen amortiguadores cuando [Sn(2+)* = [Sn(4+)] y [MnO4(-)] = [Mn(2+)]. En estos casos podemos hacer uso del cálculo de potencial en el punto de equivalencia el cual se obtiene como:
Error al representar (error de sintaxis): {\displaystyle \[ E = \frac{n_1 E_1^\circ + n_2 E_2^\circ}{n_1 + n_2} + \frac{0.06}{n_1 + n_2} \log\left( \frac{[\text{Ox}_1]^a [\text{Ox}_2]^b}{[\text{Red}_1]^a [\text{Red}_2]^b} \right) \] }
¡¡¡Recuerde que debe de sustituir los datos por semirreacción y no por la reacción global!!!
El análisis de potencial debe de llevarse a cabo considerando tres zonas. Por ejemplo, para la reacción:
Error al representar (error de sintaxis): {\displaystyle \[ 6\,\text{Fe}^{2+}_{\text{analito}} + \text{Cr}_2\text{O}_7^{2-}_{\text{titulante}} \rightleftharpoons 2\,\text{Cr}^{3+} + 6\,\text{Fe}^{3+} \] }
· Al inicio sólo hay Fe(2+) por lo que el E(V) es indeterminado.
· Antes del Punto de Equivalencia (APE) hay Fe(2+) y Cr(3+), el potencial entonces lo impone el par
· En la equivalencia la reacción no es cuantitativa, entonces usamos:
Error al representar (error de sintaxis): {\displaystyle E=(n_1\ E°_1+n_2 E°_2)/(n_1+n_2 )+0.06/(n_1+n_2 ) log(([Ox_1 ]^a [Ox_2 ]^b)/([Red_1 ]^a [Red_2 ]^b ))}
· Después del Punto de Equivalencia (DPE) el par que impone el potencial es
