Funciones Matemáticas En Fenómenos Biológicos

Electroquímica Redox y Fuerza electromotriz

1.  Estado de oxidación. 2.  Oxidación y Reducción. 3.  Ajuste de ecuaciones redox.
1.  Reacciones en medio ácido. 2.  Reacciones en medio básico.

4.  Titulaciones oxido-reducción. 5.  Pilas electroquímicas.
1.  Tipos de electrodos 2. Pilas Daniell

1.  Potenciales de reducción estándar.
1.  -Determinación del voltaje de una pila. 2. -Electrodo de Hidrógeno. Pilas con Hidrógeno 3.  -Espontaneidad de las reacciones redox.

2.  Electrólisis.
1.  -Ecuación de Faraday

3.  Ejemplos (Aplicaciones redox)
1.  -Electrólisis obtención de metales. 2.  -Corrosión y protección catódica. 3.  Fosforilación Oxidativa

Estudio de la interconversión de energía potencial química y eléctrica.

De viribus electricitatis in motu muscularicommentarius, 179l. Comentario sobre las fuerzas eléctricas que se manifiestan en el movimiento muscular.

Alessandro Giuseppe Antonio Anastasio Volta (1745-1827)
Luigi Galvani (1737-1798)

Polaridad

espontánea

No - espontánea

Cu Zn

2+ (ac )

+ 2e ⎯ → Cu(s) E°red= 0,34 V ⎯ + 2e ⎯ → Zn(s) E°red= -0,76 V ⎯ + Zn(s) ⎯ → Cu(s) + Zn ⎯
2+ (ac ) 2e 2+ (ac )

2+ (ac )

Cu2+ (ac )

Zn(s) Zn

(1M) Cu

2+ (ac )

(1M) Cu(s)

ΔEpila= Eox+Ered = 0,76+0,34 = 1,1V

Cu

2+ (ac )

+ Zn(s) ⎯ → Cu(s) + Zn ⎯
2+ (ac )

2e

2+ (ac )

Zn(s) Zn

(1M) Cu

2+ (ac )

(1M) Cu(s)

€

ΔEpila= Eox+Ered = 0,76+0,34 = 1,1V

Espontaneidad
Energía potencial Eléctrica

La carga de e= -1,602 x 10-19 y la carga de 1 mol?

1F( farad) = 1,6x10

−19⎡ C ⎤ ⎡ e ⎤ ⎡ C ⎤ 23 ⎢ e ⎥ x6,02x10 ⎢ mol ⎥ = 96500 ⎢ mol ⎥ ⎣ ⎦ ⎣ ⎦ ⎣ ⎦

Reacción espontánea: Δ G < 0 y Δ E > 0 Reacción no espontánea: Δ G > 0 y Δ E < 0 Equilibrio: ΔG = 0 y Δ E = 0

Michael Faraday
(1791-1867) En condiciones estándar: Δ G º = - n F Δ E º
(Concentraciones de los iones = 1 M)

Δ E º es una propiedad intensiva
Volveremos a esto mas tarde…….Óxido-Reducción
Reacciones con transferencia de electrones Estado de oxidación (E.O.) ó número de oxidación “Es la carga que tendría un átomo si todos sus enlaces fueran iónicos”. En el caso de enlaces covalentes polares habría que suponer que la pareja de electrones compartidos están totalmente desplazados hacia el elemento más electronegativo.

Óxido-Reducción
Estados de oxidación generales
1. Todos los elementos en estado neutro tienen E.O. = 0. 2.  El oxígeno en óxidos, ácidos y sales oxácidas E.O. = –2. 3.  El hidrógeno (H) tiene E.O. = –1 en los hidruros metálicos. 4.  El hidrógeno (H) +1 en el resto de los casos, la mayoría. 5.- Los metales formando parte de moléculas E.O positivos.

Óxido-Reducción
Cálculo de estado de oxidación (E.O.)

Ejemplos de cálculo de estados deoxidación (E.O.)

Óxido-Reducción

•  El término OXIDACIÓN comenzó a usarse para indicar que un compuesto incrementaba la proporción de átomos de Oxígeno.

•  Igualmente, se utilizó el termino de REDUCCIÓN para indicar una disminución en la proporción de oxígeno.

Óxido-Reducción

Óxido-Reducción

Óxido-Reducción
•  Una sustancia que entrega electrones se oxida, provocando que otra sereduzca. Se denomina agente reductor. •  Una sustancia que acepta electrones es reducida, provocando que otra sea oxidada. Se denomina agente oxidante.

Óxido-Reducción

Ejemplo: Cu +AgNO3
1.  Introducimos un electrodo de cobre en una disolución de AgNO3, 2.  De manera espontánea el cobre se oxidará pasando a la disolución como Cu2+. 3.  Mientras que la Ag+ de la misma se reducirá pasandoa ser plata metálica: 4.  a) Cu → Cu 2+ + 2e– (oxidación) 5.  b) Ag+ + 1e– → Ag (reducción).

Ejemplo: Zn + Pb(NO3)2 1.  Al introducir una lámina de cinc en una disolución de Pb(NO3)2.

2.  La lámina de Zn se recubre de una capa de plomo: 3.  a) Zn →Zn2+ + 2e– (oxidación) 4.  b) Pb2+ + 2e–→ Pb (reducción).
Imagen cedida por © Grupo ANAYA S.A. Química 2º de bachillerrato

Ejemplo: Zn +...