reacciones oxidacion-reduccion

Química (1S, Grado Biología) UAM 9. Reacciones de oxidación-reducción

9. Reacciones oxidación-reducción9. Reacciones oxidación-reducción


2

ContenidosContenidos

• Conceptos básicos.Conceptos básicos.– Estado de oxidación; oxidación y reducción; semirreacción; ajuste Estado de oxidación; oxidación y reducción; semirreacción; ajuste

de reacciones redox; valoraciones redoxde reacciones redox; valoraciones redox

• Electroquímica. Electroquímica. • Serie electromotriz: semirreacciones y potenciales de Serie electromotriz: semirreacciones y potenciales de

electrodo. electrodo. • Aplicaciones. Aplicaciones. • Reacciones espontáneas: pilas. Reacciones espontáneas: pilas. • Fuerza electromotriz y energía libre. Fuerza electromotriz y energía libre. • Efecto de la concentración sobre el voltaje: Ecuación de Efecto de la concentración sobre el voltaje: Ecuación de

Nernst. Nernst.


3

Bibliografía recomendadaBibliografía recomendada

• Petrucci: Química General, 8ª edición. R. H. Petrucci, W. S. Harwood, F. G. Herring, (Prentice Hall, Madrid, 2003).– Secciones 3.4, 5.4, 5.5, 21.1, 21.2, 21.3, 21.4


Conceptos básicosConceptos básicos


5

Estado de oxidaciónEstado de oxidación

• Estado de oxidación (o número de oxidación) de un átomo en una molécula– Es un número que se le asigna y que indica de modo aproximado la

estructura electrónica de ese átomo en esa molécula– Regla general de asignación de estados de oxidación (e.o.):

• se imagina la situación límite (no real) de que los electrones de un enlace se hayan transferido completamente al átomo más electronegativo del enlace

• el estado de oxidación de cada átomo es la carga que tiene tras esta operación mental

– e.o. positivo: el átomo pierde total o parcialmente electrones en la molécula respecto al átomo aislado neutro

– e.o. negativo: el átomo gana total o parcialmente electrones en la molécula respecto al átomo aislado neutro

[Lectura: Petrucci 3.4]


6


• Reglas básicas de asignación de estados de oxidación:– Los e.o. de los átomos en sus compuestos de determinan aplicando las

reglas siguientes, en orden, hasta donde sea necesario:1. El e.o. de un átomo individual sin combinar químicamente con otros

elementos es 02. La suma de los e.o. de todos los átomos de una molécula neutra es 0; la

de todos los átomos de un ión es la carga del ión3. En sus compuestos, los metales alcalinos (Grupo 1) tienen e.o. +1 y los

alcalinotérreos (Grupo 2) tienen e.o. +24. En sus compuestos, el e.o. del F es -15. En sus compuestos, el e.o. del H es +16. En sus compuestos, el e.o. del O es -27. En sus compuestos binarios con metales, los elemetos 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



7


Ejemplos:0

O0

2O

1 7 2

4K MnO+ + − 27

4MnO−+

−

1 1

NaH+ − 1 2

2H O+ − 1 1

2 2H O+ −1 2 1

NaOH+ − +

13

4N H+−

+

1 2 1

3H C F+ + −4 1

4C F+ −4 1

4C H− + 3 1

2 6C H− + 2 1

2 4C H− + 1 1

2 2C H− +

2 2

FeO+ − 3 2

2 3Fe O+ − 8/3 2

3 4Fe O+ − 2 3

2 3FeO Fe O+ + × ÷

25

3NO−+

−

1 23 5

4 3N H NO+ −− +


8

Oxidación, reducción Oxidación, reducción y reacción de oxidación-reducción o redoxy reacción de oxidación-reducción o redox

• Oxidación: – aumento del e.o. o pérdida de electrones

• Reducción: – disminución del e.o. o ganancia de electrones

• Reacción redox o de oxidación-reducción:– reacción de transferencia de electrones, en la que algunos elementos se

oxidan y otros se reducen

• Oxidante:– reactivo que gana electrones y se reduce

• Reductor:– reactivo que cede electrones y se oxida



9



3 2 2 2 0 4 2

2 3 23 2 3Fe O CO Fe CO+ − + − + −

+ → +

gana electrones pierde electrones Fe Cy se reduce de +3 a 0 y se oxida de +2 a +4

es el oxidante es el reductorCO2 3Fe O

se reduce a se oxida aCO2 3Fe O 2COFe

1 20 02

( ) ( ) ( ) ( )2 2s ac ac sCu Ag Cu Ag+ +

+ ++ → +gana electrones pierde electrones Ag Cuy se reduce de +1 a 0 y se oxida de 0 a +2

es el oxidante es el reductorCuAg +

se reduce a se oxida aCuAg + 2Cu +Ag


10



1 12 1 0 1 1

2RH NAD R H NADH+ +− + − +

+ ++ → + +

gana electrones pierde electronesNAD Ry se reduce de +1 a -1 y se oxida de -2 a 0

es el oxidante es el reductor2RHNAD+

se reduce a se oxida a2RHNAD+ RNADH

NAD : (coenzima de función metabólica) dinucleótido de nicotinamida-adenina

NAD+ : forma oxidada del NADNADH : forma reducida del NAD


11

SemirreaccionesSemirreacciones

• Semirreacciones de reducción y de oxidación:– cada una de las dos partes en que se separa una reacción redox y en las

que se aíslan la reducción (ganancia de e-) y la oxidación (pérdida de e-)


2( ) 2 2sCu Ag Cu Ag+ ++ → +

Ag e Ag+ −+ →2 2Cu Cu e+ −→ +

Reacción redox global

semirreacción de reducción

semirreacción de oxidación

2RH NAD R H NADH+ ++ → + +

2NAD H e NADH+ + −+ + →

2 2 2RH R H e+ −→ + +

Reacción redox global

semirreacción de reducción

semirreacción de oxidación


12

Ajustes de reacciones redoxAjustes de reacciones redox

• Método del ión-electrónMétodo del ión-electrón1.1. Descomponer los compuestos en sus Descomponer los compuestos en sus ionesiones –los que se formarían en –los que se formarían en

disolución acuosa-.disolución acuosa-.2.2. Identificar elementos que cambian su número de oxidación y escribir Identificar elementos que cambian su número de oxidación y escribir

semirreaccionessemirreacciones iónicas de oxidación y de reducción. iónicas de oxidación y de reducción.3.3. AjustarAjustar las semirreacciones como si éstas tuviesen lugar en las semirreacciones como si éstas tuviesen lugar en medio ácidomedio ácido, ,

con la ayuda de Hcon la ayuda de H++ y de H y de H22O.O.1.1. Ajustar los átomos que no sean H ni OAjustar los átomos que no sean H ni O2.2. Ajustar los O, utilizando HAjustar los O, utilizando H22OO

3.3. Ajustar los H, utilizando HAjustar los H, utilizando H++

4.4. Ajustar la carga utilizando eAjustar la carga utilizando e--

4.4. Sumar las semirreacciones ponderadas de modo que se equilibre el Sumar las semirreacciones ponderadas de modo que se equilibre el número de número de electroneselectrones..1.1. Los HLos H++ y H y H22O auxiliares se eliminarán automáticamente en este paso.O auxiliares se eliminarán automáticamente en este paso.

5.5. CompletarCompletar la reacción con los compuestos o iones que no participan en la reacción con los compuestos o iones que no participan en las oxidaciones y reducciones.las oxidaciones y reducciones.

6.6. Obtener los Obtener los compuestoscompuestos que se habían disociado en iones en el paso 1. a que se habían disociado en iones en el paso 1. a partir de esos mismos ionespartir de esos mismos iones



13

Ajustes de reacciones redox globalesAjustes de reacciones redox globales

Ejemplo:Ejemplo:

4 2 2 2 4 2 4 2 4 2KMnO H O H SO O MnSO K SO H O+ + → + + +

1. 2 2 2 24 2 2 4 2 4 4 2K +MnO H O 2H +SO O Mn +SO 2K +SO H O+ − + − + − + −+ + → + + +

2+3.

24 28H +MnO 5 Mn 4H Oe+ − − ++ → +

72

4MnO Mn+

− +→

- +2 2 2H O O + 2e + 2H→

1 0

2 22H O O−

→2

4 2MnO Mn 4H O− +→ +2

4 28H +MnO Mn 4H O+ − +→ + +2 2 2H O O + 2H→

3.2

3.3

3.4

4. ( )24 28H +MnO 5 Mn 4H O 2e+ − − ++ → + ×

( )- +2 2 2H O O + 2e + 2H 5→ ×+ 2

4 2 2 2 22MnO 5H O 6H 5O 2Mn 8H O− ++ + → + +


14

Ajustes de reacciones redox globalesAjustes de reacciones redox globales

5. + 24 2 2 2 22MnO 5H O 6H 5O 2Mn 8H O− ++ + → + +

2 24 43SO 3SO− −→

2K 2K+ +→2 2 2 2

4 2 2 4 2 4 4 22K +2MnO 5H O 6H +3SO 5O 2Mn +2SO 2K +SO 8H O+ − + − + − + −+ + → + + +

6. 4 2 2 2 4 2 4 2 4 22KMnO 5H O 3H SO 5O 2MnSO K SO 8H O+ + → + + +

[Recomendación: Petrucci ejemplo 5.6]

Ejemplo:Ejemplo:

4 2 2 2 4 2 4 2 4 2KMnO H O H SO O MnSO K SO H O+ + → + + +


15

Valoraciones redoxValoraciones redox

• Determinación de la concentración de un reactivo en una disolución Determinación de la concentración de un reactivo en una disolución por medio de una reacción redox (ajustada)por medio de una reacción redox (ajustada)– El punto de equivalencia se determina por un cambio brusco: cambio de El punto de equivalencia se determina por un cambio brusco: cambio de

color, aparición de precipitado, ...color, aparición de precipitado, ...– Ejemplo: Valoración redox de MnOEjemplo: Valoración redox de MnO44

-- (permanganato) con HSO (permanganato) con HSO33--

(bisulfito) en medio ácido(bisulfito) en medio ácido2 2

4 2 3 4 22 5 2 5 3 4MnO H SO Mn SO H O H− + − ++ → + + +

Problema: 4 ( )KMnO ac 4[ ]MnO−desconocida problemaV conocido

Valorante: 3( )NaHSO ac 3[ ]NaHSO conocida

valoranteV

Se añaden gotas de un ácido fuerte, p.ej. 2 4H SO2 3 2 3 3H SO H O HSO H O− ++ +…

incolorovioleta

Se determina el punto de equivalencia por cambio de color: de violeta a incoloro. Se mide

4[ ]MnO−=

( )3[ ]valoranteV NaHSO×2 3mol H SO 4

2 3

2

5

mol MnO

mol H SO

−

problemaV


ElectroquímicaElectroquímica


17

2( ) ( )2 2s sCu Ag Cu Ag+ ++ → +

2 2( ) ( )s sCu Zn Cu Zn+ ++ → +

Cu Cu

CuCu

Ag

Ag +3NO−

2Zn +3NO− 2Zn +

3NO−

Ag +3NO−

2Cu +paso del tiempo

paso del tiempo

¿Podemos prever si se dará o no una reacción redox? (poder oxidante y reductor)


• ΔG

• Potenciales de electrodo (un criterio adicional, sencillo, derivado del anterior)


18

Semicélulas electroquímicasSemicélulas electroquímicas


2( ) 2 2sCu Ag Cu Ag+ ++ → +Ag e Ag+ −+ →

2 2Cu Cu e+ −→ +

¿Podemos separar las semirreacciones de oxidación y de reducción?

oxidación:reducción:

Cu Ag

2Cu + Ag +

3NO−3NO−

0,2M 0,1M

semicélula semicélula

electrodo de

electrodo de


19

Células electroquímicasCélulas electroquímicas


2( ) 2 2sCu Ag Cu Ag+ ++ → +Ag e Ag+ −+ →

2 2Cu Cu e+ −→ +

Un instrumento para separar las semirreacciones de oxidación y de reducción en recipientes distintos

oxidación:reducción:

Cu Ag

2Cu + Ag +

K +3NO−

puente salino

potenciómetro

Ánodo

(oxidación) → →Cátodo

(reducción)

3NO−3NO−

2(0, 2 )| MCu Cu +

0,2M 0,1M

(0,1 ) |MAg Ag+||


e− e−

ánodo cátodo

+0,422 V


20



2 2( ) ( )s sZn Cu Zn Cu+ ++ → +

2 2Cu e Cu+ −+ →2 2Zn Zn e+ −→ +oxidación:

reducción:

Cu Zn

2Cu + 2Zn +

K + Cl−puente salino

potenciómetro

¬ ¬

24SO − 2

4SO −

0,2M 0,3M


e− e−

2 2( ) ( )s sCu Zn Cu Zn+ ++ → +

-1,098 V


21



Zn Cu

2Zn + 2Cu +

K +Cl−puente salino

potenciómetro

Ánodo

(oxidación) → →Cátodo

(reducción)

24SO − 2

4SO −

2(0, 3 )| MZn Zn +

0,3M 0,2M

2(0, 2 ) |MCu Cu+||


e− e−

2 2( ) ( )s sZn Cu Zn Cu+ ++ → +2 2Cu e Cu+ −+ →

2 2Zn Zn e+ −→ +oxidación:reducción:

ánodo cátodo

+1,098 V


22

ElectroquímicaElectroquímica

• Se diseña una célula electroquímica para que se dé cierta Se diseña una célula electroquímica para que se dé cierta reacción redox:reacción redox:– Si el voltaje es positivo la reacción se da.Si el voltaje es positivo la reacción se da.– Si el voltaje es negativo se da la reacción inversa.Si el voltaje es negativo se da la reacción inversa.– Si el voltaje es nulo no se da ni la reacción directa ni la inversa Si el voltaje es nulo no se da ni la reacción directa ni la inversa

(se dan ambas en igual medida: hay equilibrio químico).(se dan ambas en igual medida: hay equilibrio químico).


23


Ejemplo: El aluminio metálico desplaza al ion zinc(II) de sus disoluciones acuosas.a) Escribe las semirreacciones de reducción y oxidación y la ecuación global.b) ¿Cuál es la notación de la célula electroquímica en la que tiene lugar esa

reacción? 2 3

( ) ( ) ( ) ( )s ac ac sAl Zn Al Zn+ ++ → +

2 2Zn e Zn+ −+ →3 3Al Al e+ −→ +oxidación:

reducción: 3×2×

2 32 3 2 3Al Zn Al Zn+ ++ → +

3 2| || |Al Al Zn Zn+ +

global:

célula electroquímica:

3 2( ) ( ) ( ) ( )| || |s ac ac sAl Al Zn Zn+ +


Potenciales de Potenciales de electrodoelectrodo


25

Potenciales de electrodo Potenciales de electrodo (escala internacional)(escala internacional)

• El voltaje medido en una célula electroquímica es la diferencia de potencial entre sus electrodos, o fuerza electromotriz FEM.

– Una dif. de potencial de 1 V indica que se realiza un trabajo de 1 J por cada 1 C de carga que pasa por el circuito eléctrico; o que hay suministrar una energía de 1 J para que pase 1 C de carga (según el convenio de signos)

• Podríamos calcular FEM de células electroquímicas hipotéticas si conociésemos los potenciales de sus electrodos, por resta.

• No existe una escala absoluta de potenciales de electrodo.• Se define una escala arbitraria de potenciales de electrodo, por

convenio internacional, por medio de: 1) asignar potencial cero a un electrodo concreto, el electrodo estándar de

hidrógeno, y 2) elegir el signo de la FEM de modo que a mayor valor del potencial mayor

tendencia a reducirse (mayor poder oxidante).

cel mayor menorE E E= −


26


1) Electrodo de referencia: electrodo estándar de hidrógeno (EEH)

1) (signo de los) Potenciales de reducción

2) Potencial de reducción de una semicélula cualquiera (un electrodo):• Se construye una célula con ella y con un EEH y se mide el voltaje• Se observa si este electrodo actúa de ánodo o de cátodo

sobre Pt

2(1 ) ( ,1 )2 2M g barH e H+ −+ ƒ2(1 ) ( ,1 )| |M g barH H Pt+

cel cátodo ánodoFEM E E E= = −electrodo en el que hay reducción electrodo en el que hay oxidación

si en la semicélula hay reducción (cátodo):

si en la semicélula hay oxidación (ánodo):

0electrodo celE E= >

0electrodo celE E= − <

2

0

/electrodo celH HE E E+− =

2

0

/0

H HE + =

2

0

/ electrodo celH HE E E+ − =

celE

2 ( ,1 )g barH

Pt(1 )MHCl


27


• Un potencial de reducción >0 indica una mayor capacidad para reducirse que el EEH– en el electrodo habrá una reducción y en el EEH una oxidación– cuanto más positivo el potencial de reducción, mayor poder oxidante– cuanto más arriba en la escala de potenciales de reducción, mayor

poder oxidante

• Un potencial de reducción <0 indica una menor capacidad para reducirse que el EEH– en el electrodo habrá una oxidación y en el EEH una reducción– cuanto más abajo en la escala de potenciales de reducción, menor poder

oxidante, o mayor poder reductor

• Sólo se tabulan los potenciales de electrodos en condiciones estándar a 298K: – potenciales estándar de electrodo, o de reducción, a 298K


28

Potenciales de reducción a 298KPotenciales de reducción a 298K

2(0, 2 )| MCu Cu +

2 ( ,1 ) (1 )| |g bar MPt H H +cátodo (reducción)

ánodo (oxidación)0,319celE V=

22 ( ,1 ) (1 ) (0, 2 )| | || |g bar M MPt H H Cu Cu+ +

2(0, 2 )( | ) 0,319ME Cu Cu V+ =

Preparación Observación

Conclusión(no se tabula)

298K

Cu

2Cu +→

24SO −

0,2M

e− e−+0,319 V

2 ( ,1 )g barH

Pt(1 )MHClH +→


29


2(0, 2 )| MCu Cu +


ánodo (oxidación)0,319celE V=

22 ( ,1 ) (1 ) (0, 2 )| | || |g bar M MPt H H Cu Cu+ +

2(0, 2 )( | ) 0,319ME Cu Cu V+ =


Conclusión(no se tabula)

298K

2(1 )| MCu Cu +


ánodo (oxidación)

22 ( ,1 ) (1 ) (1 )| | || |g bar M MPt H H Cu Cu+ +

0 2298 ( | ) 0,340E Cu Cu V+ =

Conclusión(SE TABULA)

298K

(1 )| MAg Ag +


ánodo (oxidación)2 ( ,1 ) (1 ) (1 )| | || |g bar M MPt H H Ag Ag+ +

0298 ( | ) 0,800E Ag Ag V+ =


298K

0,340celE V=

0,800celE V=


30


2(1 )| MZn Zn +

2 ( ,1 ) (1 )| |g bar MPt H H +ánodo (oxidación)

cátodo (reducción)

22(1 ) ( ,1 )| || | |M g barZn Zn H H Pt+ +

0 2298 ( | ) 0,763E Zn Zn V+ = −


298K 0,763celE V=

2 ( ,1 )g barH

Pt(1 )MHClH +¬

Zn

2Zn +¬

24SO −

1M

e− e−-0,763 V



32

Potenciales estándar de reducción a 298KPotenciales estándar de reducción a 298K

po

der

oxid

an

te (

tenden

cia

a re

duci

rse)

po

der re

du

c tor (ten

den

cia a oxid

arse )

http://www.uam.es/departamentos/ciencias/quimica/aimp/luis/Docencia/QB/Otro_material/Potenciales_estandar_reduccion.htm


33

Potenciales estándar de reducción a 298KPotenciales estándar de reducción a 298K

|Ag Ag+ Ag e Ag+ −+ →

0298 /E V

0,800+2 |Cu Cu+ 2 2Cu e Cu+ −+ → 0,340+

2|H H+ 222 2H e H+ −+ → 0

2 |Zn Zn+ 2 2Zn e Zn+ −+ → 0,763−

Electrodo Semirreacción de reducción

2 |Cl Cl − 2 2 2Cl e Cl− −+ → 1,358+

Ej.: La batería de zinc-cloro tiene como reacción neta: Zn(s)+Cl2(g)→ZnCl2(ac). ¿Cuánto vale el voltaje o FEM de la pila voltaica estándar a 298K?

0 1,358 ( 0,763 ) 2,121celE V V V= + − − =

Ej.: Semirreacciones, reacción global y voltaje de las pilas estándar cobre-plata y cobre-zinc a 298K? Ag e Ag+ −+ →

2 2Cu Cu e+ −→ +2×

22 2Cu Ag Cu Ag+ ++ → +0 0,800 0,340 0,460celE V V V= + − =

Red:

Ox:

2 2Cu e Cu+ −+ →2 2Zn Zn e+ −→ +

2 2Zn Cu Zn Cu+ ++ → +0 0,340 ( 0,763 ) 1,103celE V V V= + − − =

Red:

Ox:













Relaciones Relaciones EEcelcel--ΔΔG-KG-Keqeq


35

Relación ERelación Ecelcel--ΔΔGG

• -ΔG es el trabajo que se puede obtener de un proceso a P y T constantes. (Cuando la energía interna se convierte en trabajo, es necesario convertir parte de ella en calor.)

• La carga que circula por una célula electroquímica en la que se

transfieren n mol de e-, es:

• El trabajo eléctrico que realiza una pila es:

• Luego:

• Reacción (a P,T ctes) espontánea si ; es decir, si

n F 1 96485 /F C mol e− = elec celw nF E=

celG nF E∆ = − 0 0celG nF E∆ = −

0G∆ < 0celE >

Si una reacción redox tiene Ecel>0 en unas condiciones de concentraciones y temperatura dadas, es espontánea en esas condiciones.Si tiene Ecel<0, la reacción inversa es espontánea en esas condiciones.


36

Relación EºRelación Eºcelcel-K-Keqeq

0 ln eqG RT K∆ = − 0 0celG nF E∆ = −

0 lncel eqnFE RT K− = −

0 lncel eq

RTE K

nF=

0G∆ eqK

0celE

0 ln eqG RT K∆ = −

0 0celG nFE∆ = − 0 lncel eq

RTE K

nF=


Efecto de las Efecto de las concentraciones concentraciones sobre la fuerza sobre la fuerza electromotrizelectromotriz


38

Ecuación de NernstEcuación de NernstVariación de la FEM de una pila con las concentracionesVariación de la FEM de una pila con las concentraciones

Los voltajes de las células electroquímicas de las diapositivas 19 y 21 no coinciden con las diferencias entre los potenciales de reducción estándar (diap.32) a 298K.

2(0, 2 ) (0,1 )| || |M MCu Cu Ag Ag+ + 0 0,460celE V= +

2 2(0, 3 ) (0, 2 )| || |M MZn Zn Cu Cu+ + 0 1,103celE V= +

¿Cómo cambian los potenciales con las concentraciones?

celG nF E∆ = −0 lnG G RT Q∆ = ∆ + 0 0celG nF E∆ = −

0 lncel celnFE nFE RT Q− = − +

0 lncel cel

RTE E Q

nF= −

Ecuación de Nernst

298T K= 0 00,02569 0,0592ln logcel cel cel

V VE E Q E Q

n n= − = −

)a

)b 1,098celE V= +0,422celE V= +

(variación de la fuerza electromotriz de una pila con la concentración)


39


Los voltajes de las células electroquímicas de las diapositivas 19 y 21 no coinciden con las diferencias entre los potenciales de reducción estándar (diap.32) a 298K.

2(0, 2 ) (0,1 )| || |M MCu Cu Ag Ag+ +

,298 0,422celE V= + 0,298 0,460celE V= +

2 2(0, 3 ) (0, 2 )| || |M MZn Zn Cu Cu+ +

,298 1,098celE V= + 0,298 1,103celE V= +

)a

)b

)a

)b

22 2Cu Ag Cu Ag+ ++ → +

2 2Zn Cu Zn Cu+ ++ → +

2

,298 2

0,02569 [ ]0,460 ln

2 [ ]cel

V CuE V

Ag

+

+= −

2n =

2n =

2

0,02569 0,20,460 ln

2 0,1

VV= −

0,460 0,038V V= −

2

,298 2

0,02569 [ ]1,103 ln

2 [ ]cel

V ZnE V

Cu

+

+= −0,02569 0,3

1,103 ln2 0,2

VV= −

1,103 0,005V V= −

0,422V=

1,098V=


40


En una pila formada por las semipilas3 2 ( ), | gNO H NO− + 0

298 0,80E V= +2 ( ) |sI I − 0

298 0,54E V= +)a)b

¿Qué reacción se producirá espontáneamente en condiciones estándar a 298K?¿Y en condiciones bioquímicas estándar a 298K (pH=7)?

( )3 2 22 2NO H e NO H O− + −+ + → + ×22 2I I e− −→ +

Red:

Ox:

Si...

3 2 2 2( ) ( )2 4 2 2 2g sNO H I NO H O I− + −+ + → + +

0298 0,80E V= +0298 0,54E V= +

( )0,298 0,80 0,54 0,26 0celE V V= − = + >por lo que en condiciones estándar se da espontáneamente esa reacción

)a

)b 2

20

2 4 23

0,02569ln[ ] [ ] [ ]

NOcel cel

pVE E

n NO H I− + −= − =2

2 7 4 2

10,025690,26 ln

2 1 (10 ) 1

VV −−

0,26 0,82 0,57celE V V V= − = − 0< por lo que en condiciones bioquímicas estándar se da espontáneamente la reacción opuesta

2 2 2 3( ) ( )2 2 2 4 2g sNO H O I NO H I− + −+ + → + +


41

Fundamento del pH-metroFundamento del pH-metro

2 ( ,1 )g barH

Pt[ ] ?H + =

H +¬

Zn

2Zn +¬

24SO −

1M

e− e−

celE 22(1 ) ( ?) ( ,1 )| || | |M M g barZn Zn H H Pt+ +

T

2

20, 2

[ ]ln

2 [ ]H

cel cel T

Zn pRTE E

F H

+

+= −

222Zn H Zn H+ ++ → +

2

2

2

[ ]

[ ]HZn p

QH

+

+=

( )2

0 2, ln [ ] 2 2,303 ( log[ ])

2 2cel cel T H

RT RTE E Zn p H

F F+ += − − × × −

celE a b pH= + ×

En cualquier célula electroquímica en que H+ intervenga en una semicélula, el voltaje varía linealmente con el pH de dicha semicélula


42

Fundamento del pH-metroFundamento del pH-metro

2 ( ,1 )g barH

Pt

Zn

2Zn +

24SO −

1M

e− e−

celE

celE a b pH= + ×

En cualquier célula electroquímica en que H+ intervenga en una semicélula, el voltaje varía linealmente con el pH de dicha semicélula


43

Uso del pH-metroUso del pH-metro

celE a b pH= + ×

celE

pH

1) Calibrado

Dos disoluciones reguladoras de pH conocido

1 ,1, celpH E

2 ,2, celpH E

2) Medida

,cel problema problemaE pH→

1pH

,1celE

2pH

,2celE

,cel problemaE

problemapH

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