Reacciones quimucas

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Reacciones redox

Reacciones redox
• Envuelven la ganancia ó pérdida de electrones. • Las especies pueden ser átomos, moléculas o iones.
– Pierde electrones (se oxida) y es el agente reductor(dona electrones) – Gana electrones (se reduce) es el agente oxidante. (acepta electrones)

emf e-

e-

voltímetro Ánodo (-) Zn oxidación SO42Zn2+ + SO42Zn Zn2+ + 2eCu2+ + SO42Cu2+ + 2eCuCátodo (+) reducción

Cu

ESH – electrodo estándar de hidrógeno
• E° = 0.00 V a P = 1 atm, T = 25°C • H+ + e½ H2

• Actividad del electrón y pE
– Ilustran el equilibrio redox en sistemas acuosos.– pE = -log(ae-)

Escala de pE
• Concepto utilizado para determinar el carácter reductor de aguas naturales.
– pE = -log(ae-)

• Bajo pE
– Electrones disponibles en las sustancias del agua. Elmedio es reductor.

• Alto pE
– Las sustancias disueltas dominantes son agentes oxidantes y hay pocos electrones disponibles para reducción.

Límites de pE en agua
• Agua puede ser oxidada oreducida. • Reacciones que determinan los límites de pE en agua. – 2 H2O O2 + 4H+ + 4e- (oxidación) – 2 H2O + 2eH2 + 2 OH- (reducción) – Para la reacción inversa de la oxidación de 1e- el valor de pE° es20.75. Define el lmite de oxidación dependiente del pH en agua.
– pE = 20.75 – pH

– Limite reductor • pE = -pH

• Valores de pE mayores de 20.75 no pueden estar en equilibrio en agua que seencuentre en contacto con la atmósfera. • Podemos calcular valores de pE de reacciones que ocurran simultáneamente si conocemos el desplazamiento del equilibrio.

• Ejemplo
– Si una cantidad de O2se disuelve en agua, la reducción de O2 es la reacción dominante que determina la disponibilidad de electrones. – ¼ O2 + H+ + e½ H2O – El pE esta relacionado con la acidez y la presión parcial del O2por la reacción.
• pE = 20.75 + log ([H+] PO21/4) • pE = 20.75 – pH + ¼ log PO2

• Aguas neutrales saturadas con O2 tienen PO2 = 0.21 atm y pH = 7.0, por lo cual el valor de pE = 13.9 • Si la...
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