Diferencia entre revisiones de «Equilibrios de Oxido Reduccion»

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Las reacciones de óxido reducción <u>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)</u>. Su tratamiento puede darse enfocado en el cambio de potencial estándar como del potencial de electrones .
\ELIMINAAAAAAAR\
 
=== Enfoque – Potencial estándar de Reducción ===
En este caso la regla de la N vista para sistemas <u>Ácido - Base (posible link)</u> se invierte en comparación a como la usamos en Ácidos y Bases.
[[Archivo:Regla de la N para equilibrios de óxido-reducción.png|alt=DUZP para pares redox según su E°|centro|miniaturadeimagen|350x350px|Diagrama Unidimensional útil para sistemas de equilibrios Óxido-Reducción. Nótese dónde se ubican a los pares óxido-reductores según el potencial estándar de reducción (E°) de los mismos.]]
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:
 
<math display="block">\log_{10}(K_{eq})=\frac{\Delta E^{o} n_1 n_2}{0.06}
 
</math>
 
Donde hemos de sustituir n<sub>1</sub> y n<sub>2</sub> como los electrones intercambiados por semirreacción involucrada.
 
<chem>Ox1 + n1e^{-} <=>> Red_1 -> E_1^{o}</chem>
 
<chem>Ox2 + n2e^- <=>> Red2 -> E2^o</chem>
 
Sólo en caso de que n<sub>1</sub> = n<sub>2</sub><math>n_1 = n_2</math> sustituimos a uno sólo de estos.
 
=== Enfoque – Potencial de electrones ===
Aquí es necesario plantear un equilibrio considerando una ''concentración de electrones''. Para una reacción de la forma:
 
<chem>a A + n e^- <=>> b B + c C</chem>
 
Planteamos la constante de equilibrio y luego despejamos a la concentración de electrones <math>[e^{-}]</math>para aplicarle el cologaritmo correspondiente. Así obtenemos un ''potencial de electrón'' <math>pe^{-}</math>de tal manera que...
 
<math display="block">pe^{-} = \log_{10} (\frac{K_{eq}){n} + \log_{10} (\fracc{[A]^{a}}{|B|^{b}|C|^{c}})</math>
 
Al hacer esto le estamos dando un tratamiento termodinámico. Ahora tenemos que representarlo en el DUZP.
[[Archivo:DUZP para sistemas REDOX con enfoque en el pe.png|alt=DUZP para sistemas REDOX con enfoque en el pe|centro|miniaturadeimagen|350x350px|Diagrama Unidimensional para sistemas de equilibrios óxido-reductores con enfoque en el potencial de electrón]]
La relación entre el potencial de electrones y el estándar de reducción viene dada por la ecuación:
 
<math display="block">\text{pe} \approx \frac{E}{0.06}</math>
 
== Ecuación de Nerst ==
Aplica sólo para semirreacciones, de tal manera que:
 
<chem>a OX + n e^- <==>> b Red</chem>
 
<math>E = E^{o} + \frac {0.06}{n} \log_{10}(\frac {[Ox]^{a}}{[Red]^{b}})</math>
 
Para ejemplificarlo supongamos un sistema donde usamos permanganato <chem>MnO4^-</chem> para valorar o titular una solución con iones de estaño <chem>Sn^{2+}</chem>para lo cual sucede la siguiente reacción:
 
<chem display="block">2 MnO4^{-} + 5 Sn^{2+} <=> 2 Mn^{2+} + 5 Sn^{4+}
</chem>
 
La variación de las especies implicadas respecto al avance de la reacción es la siguiente:
[[Archivo:Variación de especies en ejemplo REDOX.png|centro|marco|Variación de especies en ejemplo REDOX]]
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:
 
<math>
 
\[
E = \frac{n_1 E_1^\circ + n_2 E_2^\circ}{n_1 + n_2} + \frac{0.06}{n_1 + n_2} \log\left( \frac{[\text{Ox}_1]^a [\text{Ox}_2]^b}{[\text{Red}_1]^a [\text{Red}_2]^b} \right)
\]
 
 
</math>
 
¡¡¡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:
 
<math>
 
\[
6\,\text{Fe}^{2+}_{\text{analito}} + \text{Cr}_2\text{O}_7^{2-}_{\text{titulante}} \rightleftharpoons 2\,\text{Cr}^{3+} + 6\,\text{Fe}^{3+}
\]
 
 
</math>
 
·        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 <math>E_(Fe^(3+)/Fe^(2+)\ )=E_(Cr_2\ O_7^(2-)/Cr^(3+)\ )</math>
 
·        En la equivalencia la reacción no es cuantitativa, entonces usamos:
 
<math>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 ))</math>
 
·        Después del Punto de Equivalencia (DPE) el par que impone el potencial es
 
<math display="inline">E_(Cr_2\ O_7^(2-)/Cr^(3+)\ )</math>

Revisión actual - 09:43 22 ene 2026

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