Informatica

Alejandro Martin
Camilo guerrero
Jonathan Moreno

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s.scribd.com/doc/.../Balanceo-de-ecuaciones-por-oxido-
reduccion-pptx
utor: Fernando Carrillo
Área de Química Inorgánica

OXIDACIÓN-REDUCCIÓN
Fernando Carrillo
Área de Química Inorgánica
UCLM

TRANSFERENCIA DE ELECTRONES ENTRE
ESPECIES QUÍMICAS
 No existen electrones libres
 Reductor: cede electrones se oxida
 Oxidante: acepta electrones se reduce
TRANSFERENCIA DE ELECTRONES ENTRE
ESPECIES QUÍMICAS
 No existen electrones libres
 Reductor: cede electrones se oxida
 Oxidante: acepta electrones se reduce
OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

TABLAS DE POTENCIALES
Recogen semirreacciones redox
Reacción redox: combinación de
semirreacciones
de oxidación y reducción (de manera formal)
Recogen semirreacciones redox
Reacción redox: combinación de
semirreacciones
de oxidación y reducción (de manera formal)
2H+
(aq) + 2e- H2(g) REDUCCIÓN
Zn(s) Zn2+
(aq) + 2e- OXIDACIÓN
Zn(s) + 2H+
(aq) Zn2+
(aq) + H2(g) REDOX
e.o. I e.o. 0
e.o. IIe.o. 0
Par redox: H+
/H2 Zn2+
/Zn forma ox./ forma red.Par redox: H+
/H2 Zn2+
/Zn forma ox./ forma red.

CONVENIO: SE TABULAN SEMIRREACCIONES DE
REDUCCIÓN, DE TAL FORMA QUE UNA REACCIÓN
REDOX SE PUEDE EXPRESAR COMO LA
DIFERENCIA DE
DOS SEMIRREACCIONES DE REDUCCIÓN ,
DESPUÉS DE
IGUALAR EL NÚMERO DE ELECTRONES
INTERCAMBIADOS
CONVENIO: SE TABULAN SEMIRREACCIONES DE
REDUCCIÓN, DE TAL FORMA QUE UNA REACCIÓN
REDOX SE PUEDE EXPRESAR COMO LA
DIFERENCIA DE
DOS SEMIRREACCIONES DE REDUCCIÓN ,
DESPUÉS DE
IGUALAR EL NÚMERO DE ELECTRONES
INTERCAMBIADOS
2H+
(aq) + 2e- H2(g)
Zn2+
(aq) + 2e- Zn(s)
Zn(s) + 2H+
(aq) Zn2+
(aq) + H2(g) REDOX
-

EN TÉRMINOS DE ∆Go
Ox1 + ne- Red1 ∆Go
1
- Ox2 + ne- Red2 ∆Go
2
Ox1 + Red2 Red1 + Ox2
∆Go
T= ∆Go
1 - ∆Go
2
EN TÉRMINOS DE ∆Go
Ox1 + ne- Red1 ∆Go
1
- Ox2 + ne- Red2 ∆Go
2
Ox1 + Red2 Red1 + Ox2
∆Go
T= ∆Go
1 - ∆Go
2

POR CONVENIO
2H+
(aq) + 2e- H2(g)
∆Go
= 0
p(H2)= 1 atm pH = 0 (1M)
Por la relación con esta semirreacción (electrodo
de hidrógeno) se mide el resto.
POR CONVENIO
2H+
(aq) + 2e- H2(g)
∆Go
= 0
p(H2)= 1 atm pH = 0 (1M)
Por la relación con esta semirreacción (electrodo
de hidrógeno) se mide el resto.

2H+
(aq) + 2e- H2(g) Eo
= 0 V
a cualquier T
- Zn2+
(aq) + 2e- Zn(s) Eo
=-0.76V a 25ºC
Zn(s) + 2H+
(aq) Zn2+
(aq) + H2(g)
Eo
= 0 – (-0.76)= 0.76V
∆Go
=-nFEo
∆Go
>0 ESPONTÁNEA
SE TABULAN SEMIRREACCIONES DE REDUCCIÓN CON SUS
POTENCIALES DE REDUCCIÓN.
SE TABULAN SEMIRREACCIONES DE REDUCCIÓN CON SUS
POTENCIALES DE REDUCCIÓN.

ECUACIÓN DE NERNST
1920
E= Eo
- ln
RT
nF
[RedA]a’
.[OxB]b’
[OxA]a’
.[RedB]b’
a OxA + b RedB a’ RedA + b’ OxB
a OxA + b RedB a’ RedA + b’ OxB
Q
E = 0 equilibrio
T= 25ºC
Eo
= ln Keq
RT
nF
E= Eo
- logQ
0.059
n

DIAGRAMAS DE LATIMER
ClVII
a ClV E = + 1.20 V
Existe otro para pH básico, con diferentes potenciales

DIAGRAMAS DE LATIMER
•DE FORMA GENERAL LA ECUACIÓN QUEDA ASÍ
Calculo de potenciales de reducción para especies no adyacentes del Diagrama de Latimer
Consideremos la semirreacción para ir de Cl(+1) a Cl(0):
Y la semirreacción para ir de Cl(0) a Cl(-1):
El potencial de la semirreacción 1 es: E1
= +1.63 V
Y el potencial de la semirreacción 2 es: E2
= +1.36 V
Entonces, la energía libre de la semirreacción 1 ( donde n es el
nº de e transferidos = 1) es:
∆G1
= -nFE = -1.63F
Y para la 2 (n = 1) es: ∆G2
= -nFE = -1.36F
Entonces, la energía libre para la conversión de Cl(+1) a Cl(-1) es: ∆G = ∆G1
+ ∆G2
= -2.99F
Pero la conversión de Cl(+1) a Cl(-1) es una reacción que intercambia 2 electrones. ∆G = -2FE
Luego el potencial para la transformación de ClO- a Cl- (n = 2)
es:
E = ∆G/-nF = -2.99F/-2F = +1.50 V

E1
= +1.76 V
E2
= +0.70 V
E = E1
- E2
= +1.06 V
DIAGRAMA DE LATIMER
DEL OXÍGENO
E >0 ENTONCES ∆G<0 REACCIÓN ESPONTÁNEA
DESPROPORCIÓN
-

DIAGRAMAS DE FROST
NÚMERO DE OXIDACIÓN
pH ácido
pH básico

DIAGRAMAS DE FROST
ES OTRA FORMA DE PRESENTAR LOS
POTENCIALES DE REDUCCIÓN, PARA VARIOS
ESTADOS DE OXIDACIÓN DE UN ELEMENTO.
REPRESENTAN nE FRENTE AL ESTADO DE
OXIDACIÓN N, DONDE E ES EL POTENCIAL DE
REDUCCIÓN DEL PAR X(N)/X(0), Y n ES EL
NÚMERO DE ELECTRONES INTERCAMBIADOS EN
LA CONVERSIÓN DE X(N) A X(0)
ES OTRA FORMA DE PRESENTAR LOS
POTENCIALES DE REDUCCIÓN, PARA VARIOS
ESTADOS DE OXIDACIÓN DE UN ELEMENTO.
REPRESENTAN nE FRENTE AL ESTADO DE
OXIDACIÓN N, DONDE E ES EL POTENCIAL DE
REDUCCIÓN DEL PAR X(N)/X(0), Y n ES EL
NÚMERO DE ELECTRONES INTERCAMBIADOS EN
LA CONVERSIÓN DE X(N) A X(0)

nE0
E0
(X(eoN)/X(eo 0, elemento)
Pendiente es
E0
(X(eo N)/
X(eo N'))
n’E0
’-nE0
Eo
=
N’-N
Estado de
oxidación
más estable
Estado de oxidación N
nE0
Potencial
reducción
bajo
Potencial
reducción
alto
DIAGRAMAS DE FROST
N’
N

nE0
Reductor
(se oxida)
Oxidante(se
reduce)
A(ox, E.ox. mayor)
A(red, E.ox. menor)
B(red)
E0
1
E0
2 E0
1> E0
2
A(ox) + ne- A(red)
B(ox) + ne- B(red)
A(ox) + B(red) A(red) + B(ox)
E0
total= E0
1-E0
2>0 ∆G<0 espontánea
DIAGRAMAS DE FROST
B(ox)

DIAGRAMAS DE FROST
nE0
Inestables frente a
comproporcionación
A
B
C
E0
1
E0
2
C B E0
1
B A E0
2
A+C 2B E0
=E0
1-E0
2>0
ESPONTÁNEA
C B E0
1
B A E0
2
A+C 2B E0
=E0
1-E0
2>0
ESPONTÁNEA

DIAGRAMAS DE FROST
nE0
Inestable frente a la
desproporcionación
C B E0
1
B A E0
2
2B A+C E0
=E0
2-E0
1>0
ESPONTÁNEA
C B E0
1
B A E0
2
2B A+C E0
=E0
2-E0
1>0
ESPONTÁNEA
A
B
C
E0
1
E0
2

UN DIAGRAMA DE FROST A MENUDO DA UNA
MEJOR IDEA DE LA TERMODINÁMICA DE UNA
OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN DE UN ELEMENTO,
MIENTRAS QUE UN DIAGRAMA DE LATIMER ES
MÁS ÚTIL PARA LLEVAR A CABO CÁLCULOS
SOBRE EL SISTEMA EN CUESTIÓN.
UN DIAGRAMA DE FROST A MENUDO DA UNA
MEJOR IDEA DE LA TERMODINÁMICA DE UNA
OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN DE UN ELEMENTO,
MIENTRAS QUE UN DIAGRAMA DE LATIMER ES
MÁS ÚTIL PARA LLEVAR A CABO CÁLCULOS
SOBRE EL SISTEMA EN CUESTIÓN.
DIAGRAMAS DE FROST

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