Diferencia entre revisiones de «Introducción a los equilibrios de óxido-reducción»

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<u>NOTA: En esta sección podríamos añadir subsecciones tales como celdas electroquímicas, potencial a electrodo estándar, breve funcionamiento de las baterías</u>
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Las reacciones de óxido-reducción son aquellas en las que ocurre un intercambio electrónico entre una oxidante capaz de fijar o "robar" electrones de un reductor que capaz de cedérselos<ref name=":0">Charlot, G. Química Analítica General, Tomo 1, New York, NY, Ed. Toray-Masson, New York, NY, 1980.</ref>, esta reacción química suele representarse de la siguiente manera:
[[Archivo:SemiRedox.png|centro|sinmarco|140x140px]]
Donde <code>Ox</code> se refiere a la especie Oxidante y <code>Red</code> a la Reductora.
 
 
 
Por ejemplo, podemos considerar al par Fe<sup>3+</sup>/Fe<sup>2+</sup>:
[[Archivo:SemiRedox Fe3+Fe2+.png|miniaturadeimagen|SemiRedox Fe3+Fe2+]]
<chem display="block">Fe^3+ + e^- <=> Fe^2+</chem>Donde el Fe<sup>3+</sup> fija un electrón e<sup>-</sup> proveniente del Fe<sup>2+</sup>, entonces el Fe<sup>3+</sup> se reduce (disminuye su estado de oxidación) y en consecuencia permite la oxidación  de su contraparte por lo tanto es un '''agente Oxidante'''<ref name=":0" />. De la misma manera el Fe<sup>2+</sup> se oxida (aumenta su estado de oxidación) permitiendo así la reducción de su contraparte por lo tanto es un '''agente Reductor'''<ref name=":0" />.
 
Esto es una '''semirreacción de óxido-reducción''' y para completarla necesitamos de una semirreacción más pues los electrones no "viajan" libremente en la disolución (ni siquiera en el cableado eléctrico). Dadas dos semirreacciones estas se suman entre sí anulando la concentración de electrones brindándonos de una '''reacción completa de óxido-reducción''':<chem display="block">Ox1 + n e^- <=> Red1</chem><chem display="block">Red2 <=> Ox2 + n e^-</chem><math display="block">-------------</math><chem display="block">Ox1 + Red2 <=> Red1 + Ox2</chem>Este tipo de procesos resultan más realistas y hasta reproducibles en laboratorio, por ejemplo en los electrodos de una celda electroquímica tenemos que el proceso de oxidación se lleva a cabo en el '''ánodo''' mientras que el reducción en el '''cátodo'''.<chem display="block">Anodo -> Ox1 + n e^- <=> Red1</chem><chem display="block">Catodo -> Red2 <=> Ox2 + n e^-  </chem><math display="block">----------------</math><chem display="block">Celda -> Ox1 + Red2 <=> Red1 + Ox2</chem>Siguiente página: [[Ecuación de Nernst]]

Revisión actual - 21:30 20 ene 2026

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