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Potencial Óxido Reducción - Química Analítica

Proceso de oxidación de celda en redox.

Potencial Óxido Reducción - Química Analítica

  1. 1. Reacciones REDOX
  2. 2. Que es cada cosa??? • Oxidación: a la perdida de electrones que experimenta una sustancia. • Reducción: es la ganancia de electrones que experimenta una sustancia.
  3. 3. Estado de oxidación Los e.o. de los átomos en sus compuestos se determinan aplicando las siguientes reglas, en orden, hasta donde sea necesario: • • • • • • • El e.o. de un átomo individual sin combinar químicamente con otros elementos es 0. La suma de los e.o. de todos los átomos de una molécula neutra es 0; la de todos los átomos de un ion es la carga del ion. En sus compuestos, los metales alcalinos tienen e.o. +1 y los alcalinotérreos +2. En sus compuestos, el e.o. del F es –1. En sus compuestos el e.o es del H es +1. En sus compuestos, el e.o. del O es –2. En sus compuestos binarios con metales, los elementos del grupo 17 (F, Cl, …) tienen e.o.–1, los del grupo 16 (O, S, …) tienen e.o.–2 y los del grupo 15 (N, P, …) tienen e.o.–3.
  4. 4. ¿Qué son las reacciones REDOX? Es una reacción oxidación- reducción, llamado REDOX. - Tiene un agente reductor y una agente oxidante . Agente oxidante (Ox1) Agente reductor (Red2) Se reduce se oxida
  5. 5. • Sustancia oxidante: tendra a tomar un electrón y se reducirá a un estado inferior de oxidación. Ejemplo: • Sustancia reductora: tiende a ceder uno o mas electrones y oxidarse. Ejemplo:
  6. 6. Celdas electroquímicas • Voltaica (galvánica): ocurre espontáneamente una reacción para producir energía eléctrica. • Electrolítica: se usa energía para que ocurra una reacción química no espontanea
  7. 7. Ánodo y cátodo Ánodo: Cátodo: es el electrodo donde ocurre la oxidación Se necesitan en ambos tipos de celdas. Es el electrodo donde ocurre la reducción
  8. 8. Electrodos Diferencia de potencial Permite la transferencia de cargas a través de las soluciones Potencial del electrones: para ceder o tomar electrones
  9. 9. Semireacciones: A las reacciones específicas que ocurren en las proximidades del cátodo y del ánodo de una celda, de manera independiente. Ejemplo:
  10. 10. Potenciales de semirreacción • Los potenciales de cada semirreaccion no se puede medir, pero si se puede medir la diferencia de potencial entre dos potenciales de electrodos. El potencial del electrodo de la semirreacion: Todos los potenciales se miden en relación con este se le asigno el valor de 0.000V. Se le conoce como potencial del electrodo normal del hidrogeno (NHE) o electrodo estándar de hidrogeno (SHE).
  11. 11. • Los potenciales dependen de las concentraciones y todos los potenciales estándar se refieren a condiciones de actividades unitarias para cada especie • Los potenciales de un semirreaccion se describen como un reducción, por lo tanto representan potenciales de reducción. Ejemplos:
  12. 12. • Se puede decir que potencial de electrodo: 1-. Cuanto mas positivo sea el potencial de electrodo, mas fuerte como agente oxidante será la forma oxidada y mas débil como agente reductor será la forma reducida. 2.- Cuanto mas negativo sea el potencial de reducción, la forma oxidada será un agente oxidante débil y la forma reducida será un agente oxidante fuerte V Fuerte agente oxidante Mal agente reductor
  13. 13. En una posible reacción se combinan dos o mas semirreacciones para llevarla a cabo. Si se restan sus potenciales el resultado es el voltaje de la celda. Ejemplo: - Si el voltaje es positivo, la reacción procede como esta escrita. Reacción espontanea - Si es negativo la reacción tendrá lugar en sentido opuesto.
  14. 14. Ánodo y cátodo. • Como la oxidación ocurre en el ánodo y la reducción en el cátodo el agente reductor mas fuerte se coloca a la izquierda y el agente oxidante mas fuerte a la derecha.
  15. 15. Ecuación de Nernts Volta estableció originalmente tablas empíricas de E0 en condiciones muy controladas y definidas. Nernst las volvió practicas estableciendo relaciones cuantitativas entre el potencial y las concentraciones. Este potencial depende de la concentración de la especie y varia con respecto con un potencial estándar. Esta dependencia del potencial se describe en la ecuación de Nernst
  16. 16. A 25°C = E=potencial de reducción E0 =potencial estándar n= #electrones R=constante de gases T: temp. Absoluta(K) F=constante de Faraday Red=concentración de l redujo Ox=concentración del que se oxido.
  17. 17. Potencial de equilibrio El potencial del electrodo inerte en una solución que contiene los iones de dos semirreacciones en equilibrio se puede calcular en relación con el NHE usando la ecuación de Nernst para cualquiera de las dos semirreacciones.
  18. 18. Voltaje de la celda • Representa la tendencia de una reacción a proceder cuando se juntan las especies reaccionantes. Después de que la reacción a llegado al equilibrio el voltaje de celda necesariamente se vuelve cero, y la reacción termina. Es decir, los potenciales de las dos semirreacciones son iguales en el equilibrio que es lo que sucede cuando una batería se agota Se calcula mediante la ecuación de Nernts
  19. 19. Potencial formal El cambio de potencial sucede por que la unión del acido se compleja con el del ion reducido y la concentración del ion libre se reduce por este motivo. si se conoce la forma del complejo, se podría escribir una nueva semirreaccion que incluyera el anión del acido y determinar el valor de EO para esta reacción, manteniendo el acido y las otras especies en actividad 1.
  20. 20. Potencial formal • Se define y se le designa como EO’. Este es el potencial estándar de un par REDOX con las formas oxidadas y reducidas a concentraciones 1M, y con las condiciones de solución especificadas
  21. 21. Diferencia de potencial con respecto al pH Los iones H+ o OH- participan en muchas semirreacciones REDOX. Se puede cambiar el potencial de estos pares REDOX modificando el pH de la solución.
  22. 22. Diferencia de potencial con respecto al complejamiento Si se compleja un ion en un par REDOX la concentración del ion libre se reduce, lo que hace que el potencial del par cambie
  23. 23. Limitaciones de los potenciales de electrodo. Los potenciales de electrodo (E0,E0´) predice si ocurriera una reacción, pero no indica nada frente a la rapidez de la reacción. Si una reacción es reversible, ocurrirá con suficiente rapidez para una titulación; pero si la rapidez de la transferencia de electrones es baja, la reacción puede ser tan lenta que el equilibrio se alcance solo después de un tiempo muy largo. Se dice que tal reacción es irreversible.
  24. 24. • Algunas reacciones en las que una semirreaccion es irreversible si ocurre rápidamente. Varios agentes oxidantes y reductores que contienen oxigeno se reducen o se oxidan de manera irreversible, pero se puede acelerar por adición de un catalizador adecuado. • Los potenciales de electrodo son útiles para producir muchas reacciones, no aseguran el éxito de una dada. Son útiles para predecir que una reacción no ocurrirá si las diferencias de potencial no son suficientes

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