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Reacciones de óxido-reducción
Las reacciones de óxido-reducción o rédox son reacciones de transferencia de electrones desde un dador a un aceptor. En el proceso, el dador de electrones se oxida y el aceptor de electrones se reduce.
Agente reductor y agente oxidante
El dador de electrones se denomina agente reductor (dicha especie se oxida y provoca una reducción) y el aceptor de electrones se denomina agente oxidante (dicha especie se reduce y produce una oxidación).
¿Qué es necesario para que una reacción rédox se lleve a cabo?
Para que una reacción rédox pueda llevarse a cabo deben interactuar una especie reducida, dadora de electrones y una especie oxidada, aceptora de electrones. Por ejemplo:
Fe0 + Cu2+ <---> Fe2+ + Cu0
Hemireacciones
Las reacciones de óxido-reducción se pueden dividir en dos hemirreacciones: una hemirreacción de oxidación y una hemirreacción de reducción.
En una reacción de óxido-reducción (proceso rédox) ambas hemirreacciones ocurren simultáneamente.
Fe0 <---> Fe2+ + 2e (hemirreacción de oxidación)
Cu2+ + 2e <---> Cu0 (hemirreacción de reducción)
Par rédox conjugado
En cada hemirreacción participan una especie reducida (dador de electrones) y su especie oxidada (aceptor de electrones conjugado) que en conjunto constituyen un par rédox conjugado.
Fe2+/Fe0 constituye un par rédox, siendo Fe0 la especie reducida (dador de electrones) y Fe2+ la especie oxidada (aceptor de electrones).
Potencial de reducción (E)
Los pares rédox conjugados difieren en su tendencia a aceptar electrones.
Esta tendencia se expresa a través del POTENCIAL DE REDUCCIÓN (E).
El potencial de reducción indica la tendencia a reducirse de la especie oxidada del par. En condiciones estándar (concentraciones 1 M de todas las especies y pH 7), se define el potencial de
reducción estándar (E°’).
Potencial de reducción real
El potencial de reducción real de un par rédox conjugado depende de las concentraciones de la especie reducida y de la especie oxidada, aceptor de electrones involucrados en la hemirreacción.
Fórmula del potencial de reducción real
E' = E°' + (R x T)/(n x F) x ln ([especie oxidada]/[especie reducida])

n= número de electrones intercambiados
F= constante de Faraday (23062 cal/V x mol
Diferencia de potencial real
ΔE’ = E’ hemirreacción – E’ hemirreacción
Reducción Oxidación
Variación de energía libre
Conociendo la diferencia de potencial de la reacción se puede calcular su variación de energía libre tanto real como estándar.
ΔG'= -n x F x ΔE' ΔG°'= -n x F x ΔE°'
El ΔG°' permite calcular la Keq de la reacción considerando: ΔG° ́= -R.T.ln Keq
ΔE positivo
Para las reacciones rédox, un ΔE positivo indica que la reacción es espontánea. Por lo tanto, al enfrentarse dos pares rédox, se reducirá espontáneamente la
especie que tiene MAYOR potencial de reducción.