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 .
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=== 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>
 
== Ejemplo 1: 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 planteamos la siguiente reacción:
 
<chem display="block">2 MnO4^- + 5 Sn^2+ + 16 H^+ <=> 2 Mn^2+ + 5 Sn^4+ + 8 H2O
</chem>
 
Esta reacción la planteamos conociendo los valores de potencial estándar de reducción para cada uno de los pares involucrados, 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. Según esta misma podemos apreciar que los valores implicados para estos pares son 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>.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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