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 =
 
== Variación de especies respecto al avance de reacción para la 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 y analizarla. 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|350x350px|Tabla de variación de Especies para el sistema Sn(2+)/MnO4(-)]]Si deseas profundizar sobre cómo realizar este tipo de tablas considera revisar el tema <u>tabla de variación de especies</u>. Con la ayuda de esta tabla podemos realizar un gráfico que nos muestre cómo varía la concentración de cada una de las especies involucradas respecto al avance de la reacción tal, para ello tienes que considerar los siguientes puntos representándolos en el gráfico:
 
* Al inicio del sistema (<math>x = 0</math>) sólo existe el analito Sn(2+) en el mismo en una concentración analítica <math>C_o</math> dada (<math>C_o = 1</math>). Si bien esta se encuentra en equilibrio con una cantidad dada de Sn(4+) esta está presente en cantidades <math>\varepsilon_0</math> despreciables por ahora. Entonces colocaremos un punto azul en la coordenada (0,1).
* Aún en el inicio del sistema contemplamos que no hay ni una pizca de permanganato y mucho menos de ion manganeso, entonces colocamos puntos rojos y verdes en la coordenada (0,0).
* Conforme añadimos valorante (permanganato) el Sn(2+) se consume progresivamente y el permanganato totalmente (reacciona "casi" por completo) hasta alcanzar una paridad equimolar entre el titulante y el analito. Mientras este proceso ocurre decimos que estamos "Antes del Punto de Equivalencia" o A.P.E. y, cuando finalmente lo hemos alcanzado, estamos en el "Punto de Equivalencia" o P.E.
* En el P.E. (<math>x = \frac{2}{5}</math>) asumiremos que las cantidades de analito y titulante son despreciables por ahora (<math>\varepsilon_2</math>) aunque no necesariamente igual de insignificante a como lo estaba en Sn(4+) al principio del proceso, por eso manejamos distintas épsilon. Entonces colocaremos los puntos correspondientes en (<math>\frac{2}{5}</math>,0) para estas dos especies.
* Por otro lado, los productos de esta titulación deberían de haber alcanzado concentraciones equimolares respecto a lo añadido hasta ahora de titulante, de acuerdo a la tabla de variación de especies realizada anteriormente podemos ver que en este punto debería de haber <math>\frac{2}{5} C_o</math>de Mn(2+) así como de<math>C_o</math> de Sn(4+). Colocaremos los puntos correspondientes a una distancia de <math>x = \frac{2}{5}</math>.
* "Después del Punto de Equivalencia" o D.P.E. no podremos generar más productos simplemente añadiendo más titulante, por lo que la concentración de estos permanece prácticamente constante así como lo que restaba de analito.
* Lo que sí varía es la concentración de titulante añadido, diremos que habremos de añadir suficiente hasta lograr igualar su concentración respecto a la que había originalmente de analito (<math>C_o = 1</math>). Entonces le colocamos su respectivo punto en la coordenada (1,1).
* Finalmente unimos los puntos mediante líneas rectas, esta gráfica quedaría lista si tan sólo las cantidades <math>\varepsilon</math>fueran realmente insignificantes, algo curioso de la Química Analítica es que lo son hasta que de pronto dejan de serlo y este es uno de esos casos jaja. El gráfico que generaste con líneas rectas sólo aplica en reacciones completas y no en equilibrios químicos, entonces para corregirlo basta con "suavizar" tales líneas a curvas y comprender que esto sucede porque el sistema "siempre tiende a un equilibrio químico" de concentraciones; nota que en el P.E. si bien deberían de haberse consumido los reactivos, gracias a nuestro gráfico suavizado podemos apreciar que realmente aún están presentes aunque en cantidades "pequeñas".
 
[[Archivo:GraficoVariacionEspeciesSnMnO4.png|alt=Gráfico de Variación de especies respecto al avance de reacción|centro|miniaturadeimagen|350x350px|Gráfico de Variación de especies para una valoración de Sn(2+) con MnO4(1-) respecto al avance de reacción]]
Ahora que tenemos este gráfico es necesario generar uno que muestre '''la variación del potencial de reducción respecto al avance de reacción'''. Ya tenemos la mitad del trabajo hecho pues conocemos la tabla de variación de especies y con esta misma podemos obtener el potencial de reducción del sistema en cualquier momento dado simplemente aplicando la ecuación de Nerst.
 
Nótese que aparecen amortiguadores cuando <chem>[Sn^{2+}] = [Sn^{4+}]</chem> y <chem>[ MnO4^{-} ] = [ Mn^{2+} ]</chem>. En estos casos podemos hacer uso del cálculo de potencial en el '''punto de equivalencia''' el cual se obtiene como:
 
<math display="block">
E = \frac{n_{1}E_{1}^{o}+n_{2}E_{2}^{o}}{n_{1}+n_{2}}+\frac{0.06}{n_{1}+n_{2}} \log_{10}{\frac{[Ox_{1}]^{a}[Ox_{2}]^{b}}{[Red_{1}]^{a}[Red_{2}]^{b}}}
 
</math>
 
¡¡¡Recuerda que debe de sustituir los datos por semirreacción y no según la reacción global!!!
 
== Análisis de la variación de potencial de reducción para una titulación de hierro con dicromato ==
El análisis de potencial debe de llevarse a cabo considerando tres zonas. Por ejemplo, para la reacción:
 
<chem display="block">6 Fe^2+ + Cr2O7^2- <=>2 Cr^3+ + 6 Fe^3+</chem>Con la ayuda de su tabla de variación de especies debemos de considerar las siguientes zonas:
 
# Al inicio sólo hay <chem>Fe^2+</chem> por lo que el  E(V) es indeterminado.
# APE hay <chem>Fe^2+</chem> y <chem>Cr^3+</chem>, 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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