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Titulaciones Redox - Coggle Diagram

- - - - • Reducción: Ganancia de electrones por un átomo, ion o molécula (disminuye el número de oxidación).
    - - • Agente oxidante: Sustancia que se reduce (gana electrones, disminuye el número de oxidación).
  - - - Frecuentemente, los químicos utilizan una notación abreviada para describir las celdas electroquímicas. La celda a, por ejemplo, es descrita por
      - Para describir una celda electroquímica se usa una notación esquemática abreviada. En general, una pila se puede representar como sigue
  - - - El potencial de la reacción (o el potencial de celda) puede estimarse como la suma de ambos potenciales. El potencial da idea de la tendencia de la reacción a llevarse a cabo. Cuando es positivo, significa que la reacción tiene lugar espontáneamente tal y como está escrita.
        
        Como ejemplo, se puede considerar la reacción redox de la pila que se representa en la figura
        
        La diferencia de potencial medida en el voltimetro se llama fuerza electromotriz
        (fem) de la celda normal o voltaje normal. Se representa por E.
    - - Efecto de la concentración sobre los potenciales
        de electrodo: la ecuación de Nernst
        
        Un potencial de electrodo es la medida de la diferencia de las concentraciones de las especies en la semicelda y sus valores de equilibrio. Por ejemplo, existe una mayor tendencia para que el proceso
        
        ocurra en una disolución concentrada de plata(I) que en una disolución diluida del mismo ion. En consecuencia, la magnitud del potencial de electrodo para este proceso debe ser también mayor (más positivo) conforme aumenta la concentración del ion plata en una disolución. Ahora examinaremos la relación cuantitativa entre la concentración y el potencial de electrodo. Considere la semirreación reversible
        
        donde las mayúsculas representan fórmulas para las especies participantes (átomos, moléculas o iones), e− representa a los electrones y las minúsculas en cursivas indican el número de moles de cada especie que participa en la semirreacción tal como se ha escrito. El potencial de electrodo para este proceso está dado por la ecuación
        
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        El potencial de electrodo estándar, E0
        
        •Cuando observamos cuidadosamente las ecuaciones de Nerst notamos que la constante E0 es el potencial de electrodo siempre que el cociente de la concentración (en realidad, el cociente de la actividad) tenga un valor de 1. Esta constante es, por definición, el potencial de electrodo estándar para la semirreacción. Observe que el cociente es siempre igual a 1 cuando las actividades de reactantes y productos de una semirreacción son la unidad.
        
        El potencial de electrodo estándar es una importante constante fisica que proporciona información cuantitativa con respecto a la fuerza conductora para una semirreacción. Las características importantes de estas constantes son las siguientes:
        
        El potencial de electrodo estándar es una cantidad relativa en el sentido de que es el potencial de una celda electroquímica en la cual el electrodo de referencia (el del la izquierda) es el electrodo estándar de hidrógeno, cuyo potencial recibe el valor de 0.000 V.
        
        El potencial de electrodo estándar para una semirreacción se refiere exclusivamente a la reacción de reducción, es decir, a su potencial relativo de reducción.
        
        El potencial de electrodo estándar mide la fuerza relativa que tiende a conducir la semirreacción desde un estado en el cual los reactantes y productos se encuentran en la unidad de actividad hacia un estado en el cual los reactantes y productos están en sus actividades de equilibrio en relación con el electrodo estándar de hidrógeno
        
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- - - - Se define como una pérdida de electrones cedidos a un agente
        oxidante ;que se reduceͿ para dar un estado de oxidación más alto o más positivo
        
        Reducción
        
        Se define como una ganancia de electrones donados por
        un agente reductor ;que se oxidaͿ, para dar un estado de oxidación más bajo, o más negativo
  - - - Ox se reduce a Red1, Red2 se oxida a Ox2,Ox1 es el agente oxidante y Red2 es el reductor. La tendencia reductora u oxidante de una sustancia dependerá de su potencial de reducción, que se describe más adelante. Una sustancia oxidante tenderá a tomar un electrón o más , y se reducirá a un estado inferior de oxidación:
        
        Por ejemplo
        
        A la inversa reductora tiende a ceder uno o mas electrones y a oxidarse:
        
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    - - • Hay dos clases de celdas electroquímicas, la voltaica(galvánica) y la
        electrolitica͘
        
        En las celdas voltaicas
        
        Ocurre espontáneamente una reacción química
        para producir energía eléctrica.
        
        En las celdas electrolíticas
        
        Se usa energía eléctrica
        para forzar a que ocurra una reacción química no espontánea, es decir, ir en el sentido opuesto al que iría en una celda voltaica
        
        Ejemplo
        
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      - Celdas electroquímicas
        
        Las celdas electrolíticas son importantes en método electroquímicos como la voltamperometría, en la que sustancias electroactivas como los iones metálicos se reducen en un electrodo para producir una cantidad medible de corriente aplicando un potencial adecuado para hacer que ocurra la reacción no espontánea͘ La corriente que resulta de la electrolisis forzada es proporcional a la concentración de la sustancia electroactiva͘
        
        CELDA VOLTAICA Y REACCIONES ESPONTÁNEAS
        
        Considerar la siguiente reacción de redox en un celda voltaica
        
        Si se mezcla una solución que contenga Fe+2 con una que contenga Ce4+, hay cierta tendencia de los iones a transferir electrones. Supóngase que el Fe2+ y el Ce 4+ están en vasos separados, conectados por un puente salino, como se muestra en la figura. (Un puente salino permite la transferencia de cargas a través de las soluciones, pero evita que éstas se mezclen.) No puede ocurrir reacción porque las soluciones no hacen contacto. No siempre es necesario un puente salino; sólo cuando los reactivos o los productos en el ánodo o en el cátodo reaccionan entre sí, de modo que es necesario evitar que se mezclen libremente.
        
        Este arreglo constituye una celda voltaica. Si se conecta un microamperímetro en serie, este indica que fluye una corriente. El Fe2+ se está oxidando en el alambre de platino (el ánodo).
        
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        SEMIRREACCIONES: DAR Y ACEPTAR ELECTRONES
        
        Las ecuaciones de la celda son semirreacciones. Ninguna semirreacción puede ocurrir por sí misma. Debe haber un donador de electrones (un agente reductor) y un aceptor de electrones (un agente oxidante). En este caso, Fe2+ es el agente reductor y Ce4+ es el agente oxidante. Cada semirreacción genera un potencial definido que sería adoptado por un electrodo inerte sumergido en la solución.
        
        POTENCIALES DE SEMIRREACCIÓN: SE MIDE UNO EN RELACIÓN CON EL OTRO
        
        Si los potenciales de todas las semirreacciones se pudieran medir, entonces se podría determinar qué agentes oxidantes y reductores reaccionarán. Pero es una pena que no haya manera de medir potenciales de electrodos individuales. Pero, como se explicó, se puede medir la diferencia entre dos potenciales de electrodos. El potencial de electrodo de la semirreacción.
        
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- - - - La constante de equilibrio para la reacción es:
        
        El potencial de esta celda en cualquier instante está dado por la ecuación
        
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      - Continua en el potencial de la celda a medida que se descarga. Por último, las concentraciones de Cu(II) y de Ag(I) alcanzan sus valores de equilibro y la corriente cesa. Bajo estas condiciones, el potencial de la celda se vuelve cero. Por lo tanto, en el equilibrio químico, se puede escribir:
        
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    - - Los potenciales formales son potenciales empíricos que compensan los tipos de actividad y los efectos antagónicos de los equilibrios que acabamos de describir. El potencial formal E0´ de un sistema es el potencial de semicelda con respecto al electrodo estándar de hidrógeno medido bajo condiciones como la proporción de concentraciones analíticas de reactantes y productos, como aparece en la ecuación de Nernst, sea igual a la unidad y las concentraciones de otras especies en el sistema sean todas especificadas cuidadosamente. Por ejemplo, el potencial formal para la semirreacción
        
        Aquí, el electrodo de la derecha es un electrodo de plata sumergido en una disolución AgNO3 1.00 M y HClO4 1.00 M. El electrodo de referencia del lado izquierdo es un electrodo estándar de hidrógeno. Esta celda tiene un potencial de +0.792 V, el cual es el potencial formal del par Ag+/Ag en HClO4 1.00 M. Observe que el potencial estándar para este par es +0.799 V
      - CONSTRUCCIÓN DE CURVAS DE VALORACIÓN REDOX
        
        Dado que la mayoría de los indicadores redox responde a cambios en el potencial de electrodo, el eje vertical en una curva de valoración de oxidación/reducción es generalmente un potencial de electrodo en lugar de los logaritmos de la función p que se utilizaron en las curvas de valoración por neutralización y para la formación de complejos.
        
        Esta reacción es rápida y reversible de tal manera que el sistema se encuentra en equilibrio en todo momento durante la valoración. En consecuencia, los potenciales de electrodo para las dos semirreacciones son siempre idénticos , esto es:
        
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