Diferencia entre revisiones de «Equilibrios de Oxido Reduccion»

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(Primer borrador de Gráficos REDOX)
 
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= Gráficos de equilibrios para sistemas Óxido - Reducción =
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Las reacciones de óxido reducción 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. Su tratamiento puede darse enfocado en el cambio de potencial estándar como del potencial de electrones .
 
== Enfoque – Potencial estándar de Reducción ==
En este caso la regla de la N vista para sistemas <u>Ácido - Base</u> se invierte en comparación a como la usamos en Ácidos y Bases.
[[Archivo:Regla de la N invertida para equilibrios redox.png|centro|miniaturadeimagen|Regla de la N invertida para equilibrios redox]]
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>\[
\log K = \frac{\Delta E^\circ \cdot n_1 \cdot n_2}{0.06}
\]</math>
 
Donde hemos de sustituir n<sub>1</sub> y n<sub>2</sub> como los electrones intercambiados por semirreacción involucrada.
 
<math>\[ \begin{aligned}
\text{Ox}_1 + n_1e^- &\rightleftharpoons \text{Red}_1 \quad E^\circ_1 \\
\text{Ox}_2 + n_2e^- &\rightleftharpoons \text{Red}_2 \quad E^\circ_2
\end{aligned} \]</math>
 
Sólo en caso de que n<sub>1</sub> = n<sub>2</sub> sustituimos a uno sólo de estos.
 
== Enfoque – Potencial de electrones ==
Aquí es necesario plantear un equilibrio considerando la concentración de electrones. Para una reacción de la forma:
 
<math>
 
\[
\text{aA} + ne^- \rightleftharpoons \text{bB} + \text{cC}
\]
</math>
 
<math>\[
\text{pe} = \log\left(\frac{K_f}{n}\right) + \log\left(\frac{|\text{A}|^a}{|\text{B}|^b \cdot |\text{C}|^c}\right)
\]
 
</math>
 
Al hacer esto le estamos dando un tratamiento termodinámico. Ahora tenemos que representarlo en el DUZP.
[[Archivo:DUZP redox.png|centro|miniaturadeimagen|DUZP redox]]
La relación entre el potencial de electrones y el estándar de reducción es de:
 
<math>\text{pe} \approx \frac{E}{0.06}</math>
 
== Ecuación de Nerst ==
Aplica sólo para semirreacciones, de tal manera que:
 
<math>
 
\[
\text{aOx} + ne^- \rightleftharpoons \text{bRed}
\]
 
 
 
 
 
\[
E = E^\circ + \frac{0.06}{n} \log\left(\frac{|\text{Ox}|^a}{|\text{Red}|^b}\right)
\]
 
 
</math>
 
== Sistemas de equilibrio Óxido - Reducción ==
Suponga la siguiente reacción…
 
<math>
 
\[
2\,\text{MnO}_4^-_{\text{titulante}} + 5\,\text{Sn}^{2+}_{\text{analito}} \rightleftharpoons 2\,\text{Mn}^{2+} + 5\,\text{Sn}^{4+}
\]
 
 
</math>
 
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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