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 display="block">Ox1 + n1e^{-} <=> Red_1 -> E_1^{o}</chem>
 
<chem display="block">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 display="block">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}{\frac{[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 display="block">a Ox + n e^- <=> b Red
</chem>
 
<math display="block">E = E^{o} + \frac {0.06}{n} * \log_{10}{\frac {[Ox]^{a}}{[Red]^{b}}}</math>
 
= Ejemplos =
 
== Ejemplo: Titulación de una solución de estaño con permanganato ==
Para ejemplificarlo supongamos un sistema donde usamos permanganato <chem>MnO4^-</chem> para valorar o titular una solución de iones de estaño <chem>Sn^{2+}</chem>para lo cual consideramos los potenciales estándar de reducción <chem>(E^{o})
</chem>para cada una de las especies involucradas;  la propia facultad de química de la UNAM tiene una tabla con los [https://amyd.quimica.unam.mx/pluginfile.php/7652/mod_folder/content/0/potenciales%20redox%20tabla.pdf?forcedownload=1 valores de potenciales estándar de reducción] para muchas especies distintas para lo cual consideraremos los valores de +1.51 eV para el par <chem>MnO4^- / Mn^{2+}
</chem>y de +0.15 eV para el par <chem>Sn^{4+} / Sn^{2+}
</chem>.
 
Entonces las semirreacciones a considerar son:
 
<chem display="block">MnO4^- + 8 H^+ + 5 e^- <=> Mn^{2+} +4 H2O</chem>
 
<chem display="block">Sn^4+ + 2 e^- <=> Sn^{2+}</chem>
 
Entonces planteamos la siguiente reacción:
 
<chem display="block">2 MnO4^- + 5 Sn^2+ + 16 H^+ <=> 2 Mn^2+ + 5 Sn^4+ + 8 H2O
</chem>
 
Si tienes dudas sobre cómo llegamos a esta conclusión considera revisar el tema <u>balanceo ion electrón.</u>
 
Para encontrar un gráfico de '''la variación de las especies implicadas respecto al avance de la reacción''' es necesario antes realizar la tabla de variación de especies y analizarla de acuerdo a su respectiva tabla de variación de especies. A continuación te muestro dicha tabla simplificada (eliminamos a la concentración de protones porque decido ignorar el pH, así como la de agua porque asumimos que se encuentra en exceso):
[[Archivo:TablaVariacionDeEspecies TitulacionEstaño.png|alt=Tabla|centro|miniaturadeimagen|543x543px|Tabla de variación de Especies para el sistema Sn(2+)/MnO4(-)]]
 
 
 
[[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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