Tecnólogo

REACCIONES
DE
OXIDACIÓN-REDUCCIÓN
2013

ALGUNOS EJEMPLOS de APLICACIÓN
ANALÍTICA
 Alcohol en vinos
 Humedad en productos de cacao
 Calcio en harina
 Aceites destilados en frutas y productos de frutas
 Nitrito en preparados para curados
 Peróxidos en premezclas de panadería
 Vitamina C en alimento para infantes

ANALITO

VALORANTE

REACCIÓN

Alcohol en vinosDicromato y exceso
con Fe(II)

etOH + dicromato
 HOAc + Cr(III)

Humedad en
productos de cacao

Método Karl Fischer
-

Calcio en harina

KMnO4

Aceites destilados
en frutas

KBr-KBrO3

Nitrito en
preparados para
curados

pretratamiento

Peróxidos en
premezclas de
panadería

pretratamiento

Vitamina C en
alimento para
infantes

REACCIÓN REDOX
DEFINICIÓN: reacciónen la que se transfieren
electrones desde un reactivo a otro.

Ce4+ + Fe2+

Ce3+ + Fe3+

AGENTE OXIDANTE: aceptor de electrones
AGENTE REDUCTOR: donador de electrones
Semirreacciones:
Ce4+ + eCe3+
(reducción de Ce4+)
Fe2+
Fe3+ + e- (oxidación de Fe2+)

SEMIRREACCIÓN
Es una ecuación química estequiométrica en
que se muestra la transferencia de los
electrones entre dos estados deoxidación
diferentes del mismo elemento
Representa el proceso de uno de los electrodos
de la celda
Ce4+ + e-

Ce3+

(reducción de Ce4+)

Reacciones redox-Ejemplos
Cr2O72- + 6Fe2+ +14H+

2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O

2MnO4- + 5H2C2O4 + 6H+

2Mn2++ 10CO2 + 8H2O

2H+ + 2HNO2 + 3I-

Zn(s) + 2H+

2NO + I3- + 2H2O

Zn2+ + H2(g)

Cr2O72- + 6Fe2+ +14H+

Semirreacciones:(Cr2O72-+14H+ + 6e(Fe2+
Cr2O72- + 6Fe2+ +14H+

2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O

2Cr3+ + 7H2O) x1
Fe3+ + 1e-) x6
2Cr3+ + 6Fe3++ 7H2O

2MnO4- + 5H2C2O4 + 6H+

Semirreacciones:
(MnO4- + 8H+ + 5e(H2C2O4
2MnO4- + 5H2C2O4 + 6H+

2Mn2++ 10CO2 + 8H2O

Mn2+ + 4H2O) x2
2 CO2 + 2H+ + 2e-) x5
2Mn2++ 10CO2 + 8H2O

2H+ + 2HNO2 + 3I-

Semirreacciones:
(H+ + HNO2 + 1e(3I2H+ + 2HNO2 + 3I-

2NO + I3- + 2H2OI3-

NO + H2O) x2
+ 2e-) x1
2NO + I3- + 2H2O

Zn(s) + 2H+

Semirreacciones:
(2H+ + 2e-

Zn2+ + H2(g)
H2(g) ) x2

(Zn(s)

Zn2+ + 2e-) x2

Zn(s) + 2H+

Zn2+ + H2(g)

La reacción redox puede tener
lugar:
• CONTACTO
DIRECTO ENTRE
OXIDANTE Y
REDUCTOR
•

REACTIVOS EN
COMPARTIMIENTOS
SEPARADOS:
CELDA
ELECTROQUÍMICA

CELDAS ELECTROQUÍMICAS
CELDA GALVÁNICA O PILAReacciones en los electrodos son
espontáneas
CELDA ELECTROLÍTICA
Reacciones en los electrodos no son
espontáneas, se ponen en marcha
por aplicación de un voltaje externo

REQUISITOS de una REACCIÓN para
ser usada en una VOLUMETRÍA REDOX







Cuantitativa
Selectiva
Estequiometría definida
Rápida
Detección de la equivalencia

CONCEPTOS PREVIOS

 Potencial estándar
Electrodo Normal de Hidrógeno
 Reacción espontánea
 Ecuación de Nernst

POTENCIAL ESTÁNDAR o NORMAL (Eº)
Mide la fuerza relativa que tiende a dirigir una
semirreacción desde un estado donde las
actividades y/o presiones parciales de reactivos
y productos son unitarias hasta que llegan al
equilibrio (en relación con el ENH)
CARACTERÍSTICAS:
potencial de reducción relativo
esindependiente del nº de moles de reactivos
y productos
depende de la temperatura, se define a 25°C

ELECTRODO NORMAL DE HIDRÓGENO
(ENH)

 Semicelda de referencia
 electrodo de gas
 aH+ = 1,00
pH2 = 1,00 atm
 Semirreacción:
2 H+(aq) + 2eH2 (g)
 Eº ENH = 0,00 V para toda Tº

KMnO4
 OXIDANTE PATRÓN
 No es patrón primario (trazas de
MnO2)
 BAJO COSTO
 SOLUCIÓNAUTOINDICADORA

Semirreacciones
•Medio ácido
MnO4- + 8H+ + 5e-

Mn2+ + 4H2O

Eº= 1,51 V

•Medio neutro o básico
MnO4- + 4H+ + 3e-

MnO2(s) + 2H2O Eº= 1,69 V

•Medio fuertemente alcalino
MnO4- + e-

MnO42-

Eº= 0,56 V

PUNTO FINAL NO ES PERMANENTE

Keq = 10E47
VELOCIDAD DE REACCIÓN LENTA: 30 SEGUNDOS

SOLUCIONES ACUOSAS NO SON
ESTABLES

DESCOMPOSICIÓN CATALIZADA POR LUZ,...