Diferencia entre revisiones de «Cálculo del potencial para disoluciones que contienen diferentes concentraciones del par conjugado Fe3+/ Fe2+»
Ir a la navegación
Ir a la búsqueda
mSin resumen de edición |
Sin resumen de edición |
||
| (No se muestran 5 ediciones intermedias del mismo usuario) | |||
| Línea 1: | Línea 1: | ||
Ejemplo recuperado del libro ''Equilibrios en disolución en química analítica. Teoría, ejemplos y ejercicios'' de Rebeca Sandoval.<ref>Sandoval Márquez, R. (2011). Equilibrios en disolución en química analítica.: Teoría, ejemplos y ejercicios (2.a ed.). Coordinación de Comunicación de la Facultad de Química.</ref> | |||
El objetivo de este ejercicio es plantear la función para el cálculo y el gráfico del potencial para disoluciones que contienen diferentes concentraciones del par conjugado Fe3+/Fe2+. Para resolver este problema primero habremos de buscar en la bibliografía a la o las reacciones de óxido-reducción involucradas, según la [https://amyd.quimica.unam.mx/pluginfile.php/7440/mod_resource/content/1/TABLAS_REDOX_2146.pdf tabla de potenciales estándar de reducción] que se encuentra en el AMyD de la facultad la reacción y su potencial al equilibrio es:<math display="block">\text{Fe}^{3+} + e^{-} \rightleftharpoons \text{Fe}^{2+} \rightarrow E^{o}=+0.771 ~ V</math> | |||
Donde: | |||
* ''n'' = 1, o sea que sólo se intercambia un sólo electrón ''e<sup>-</sup>'' | |||
* ''E<sup>o</sup>'' = +0.771 V esto es el potencial estándar de reducción para el par redox | |||
* Fe<sup>3+</sup> es el agente oxidante | |||
* Fe<sup>2+</sup> es el agente reductor | |||
* Nótese que la estequiometría Fe<sup>3+</sup>:Fe<sup>2+</sup> es 1:1 | |||
Para el cálculo del potencial haremos uso de la ecuación de Nernst la cual es función de la relación o cociente entre las concentraciones de los agentes oxidante y reductor a lo cual denominaremos como la variable ''x'' y esta la graficaremos en el intervalo <math>0.3 \leq x \leq 100</math>. | |||
<math display="block">E = +0.771 + \frac{0.0592}{1}\log_{10}{\frac{[\text{Fe}^{3+}]}{[\text{Fe}^{2+}]}} = +0.771 + 0.0592\log_{10}{x}</math> | |||
El gráfico en cuestión es el siguiente: | |||
[[Archivo:Gráfico de potencial para el par Fe(3+)-Fe(2+).png|miniaturadeimagen|centro|Variación del potencial para una disolución de Fe(3+)/Fe(2+)]] | |||
Nótese que no graficamos la función cuando ''x'' = 0, ¿Por qué? Porque el logaritmo no queda definido a este valor de ''x'' dado que tiende a -∞, a continuación te mostraré el fundamento químico de este y otros límites: | |||
* Cuando el logaritmo tiende a -∞ esto sucede cuando sólo se tiene al agente reductor ([Fe<sup>2+</sup>]) en solución lo que significa que este "se vuelve infinitamente más fuerte"<ref>Sandoval Márquez, R. (2011). Equilibrios en disolución en química analítica.: Teoría, ejemplos y ejercicios (2.a ed.). Coordinación de Comunicación de la Facultad de Química.</ref> aunque, en estos casos límite, incluso el medio acuoso participa como la contraparte oxidante así que el potencial no es, explícitamente, infinitamente negativo sino que tiende a valores infinitesimalmente pequeños. | |||
* Cuando el logaritmo tiende a +∞ esto sucede cuando sólo se tiene al agente oxidante ([Fe<sup>3+</sup>]) en solución, de manera análoga al caso anterior el potencial es indefinidamente grande pues el agua del medio interviene. | |||
Regresar a [[Equilibrios de Óxido-Reducción]]. | |||
Revisión actual - 21:32 30 ene 2026
Ejemplo recuperado del libro Equilibrios en disolución en química analítica. Teoría, ejemplos y ejercicios de Rebeca Sandoval.[1]
El objetivo de este ejercicio es plantear la función para el cálculo y el gráfico del potencial para disoluciones que contienen diferentes concentraciones del par conjugado Fe3+/Fe2+. Para resolver este problema primero habremos de buscar en la bibliografía a la o las reacciones de óxido-reducción involucradas, según la tabla de potenciales estándar de reducción que se encuentra en el AMyD de la facultad la reacción y su potencial al equilibrio es:
Donde:
- n = 1, o sea que sólo se intercambia un sólo electrón e-
- Eo = +0.771 V esto es el potencial estándar de reducción para el par redox
- Fe3+ es el agente oxidante
- Fe2+ es el agente reductor
- Nótese que la estequiometría Fe3+:Fe2+ es 1:1
Para el cálculo del potencial haremos uso de la ecuación de Nernst la cual es función de la relación o cociente entre las concentraciones de los agentes oxidante y reductor a lo cual denominaremos como la variable x y esta la graficaremos en el intervalo .
El gráfico en cuestión es el siguiente:
![{\displaystyle E=+0.771+{\frac {0.0592}{1}}\log _{10}{\frac {[{\text{Fe}}^{3+}]}{[{\text{Fe}}^{2+}]}}=+0.771+0.0592\log _{10}{x}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/c4bac01b904ad120a6c1e23ddc58bf814f6f67ed)
-Fe(2%2B).png)
Nótese que no graficamos la función cuando x = 0, ¿Por qué? Porque el logaritmo no queda definido a este valor de x dado que tiende a -∞, a continuación te mostraré el fundamento químico de este y otros límites:
- Cuando el logaritmo tiende a -∞ esto sucede cuando sólo se tiene al agente reductor ([Fe2+]) en solución lo que significa que este "se vuelve infinitamente más fuerte"[2] aunque, en estos casos límite, incluso el medio acuoso participa como la contraparte oxidante así que el potencial no es, explícitamente, infinitamente negativo sino que tiende a valores infinitesimalmente pequeños.
- Cuando el logaritmo tiende a +∞ esto sucede cuando sólo se tiene al agente oxidante ([Fe3+]) en solución, de manera análoga al caso anterior el potencial es indefinidamente grande pues el agua del medio interviene.
Regresar a Equilibrios de Óxido-Reducción.
- ↑ Sandoval Márquez, R. (2011). Equilibrios en disolución en química analítica.: Teoría, ejemplos y ejercicios (2.a ed.). Coordinación de Comunicación de la Facultad de Química.
- ↑ Sandoval Márquez, R. (2011). Equilibrios en disolución en química analítica.: Teoría, ejemplos y ejercicios (2.a ed.). Coordinación de Comunicación de la Facultad de Química.