Medida de la Energía Redox
La **energía** asociada a un **proceso redox** aislado no se puede medir; solo se miden las energías de dos procesos juntos. Tomando el **electrodo de hidrógeno** como referencia (0 **voltios**).
Potenciales de Electrodo
Una pila está formada por un electrodo de una especie X (**cátodo**) frente al **electrodo de hidrógeno** (**ánodo**).
La **energía** de los **procesos redox** que tienen lugar se mide en **voltios** y, si transcurren en **disolución**, depende de la **concentración**.
Los potenciales que se dan en las tablas están medidos a 1 M de los cationes de la **reacción**.
El valor del potencial del **oxidante** debe ser mayor que el del **reductor** para que la **reacción redox** sea **espontánea**.
Efectos de la Concentración
Los valores del potencial dependen de la **concentración**. Cuanto más concentrada esté la especie, más rápido tenderá a reducirse y mayor será E. El problema se ve resuelto mediante la **ecuación de Nernst**. Si el **oxidante** o el **reductor** no están disueltos, su **concentración** se considera 1 en la ecuación.
Si aumenta E, aumenta el **poder oxidante** (**oxidante** más fuerte, **reductor** más débil) y viceversa.
Anfóteros
**Anfóteros** estables: El potencial del **oxidante** no es mayor que el del **reductor**; luego, no hay **reacción**. **Anfóteros** inestables: El **anfótero** se reduce y se oxida consigo mismo (**dismutación**). El **anfótero** no puede existir en **disolución**; se dismuta.
Influencia del pH
Influye cuando el **oxidante** pierde oxígeno, ya que el O2 reacciona con los protones del medio. El potencial de las tablas se toma a **pH** 0 y 1 M. Si el **pH** aumenta, disminuye E, y el sistema se hace más **reductor**.
Reacciones Redox en Agua
Normalmente se usa como disolvente el **agua**, que interviene en dos **reacciones redox** como **oxidante** o como **reductor**.
Estabilidad en Agua
- Un **oxidante** que tenga un potencial mayor que 1,23 – 0,06 **pH** no es estable.
- Un **reductor** que tenga un potencial menor que -0,06 **pH** no es estable en **agua**.
Influencia de Complejos
Si en un sistema **redox** se forma un **complejo** con el **oxidante**, el potencial del mismo disminuye, ya que disminuye la **concentración** del mismo.
Disolución de Metales
Para disolver un metal, primero hay que **oxidarlo**. Existen tres tipos de metales:
- Los que tienen un potencial menor que 0: se emplea H+/H2.
- Metales con potencial entre 0 y 1: se emplea HNO3/NO.
- Metales nobles: se emplea **agua regia**.
Formación de Precipitados
Si se forma un **precipitado** con el **oxidante**, disminuye E, debido a que disminuye la **concentración** del **oxidante**.
Medida de la Energía Redox
La **energía** asociada a un **proceso redox** aislado no se puede medir; solo se miden las energías de dos procesos juntos. Tomando el **electrodo de hidrógeno** como referencia (0 **voltios**).
Potenciales de Electrodo
Una pila está formada por un electrodo de una especie X (**cátodo**) frente al **electrodo de hidrógeno** (**ánodo**).
La **energía** de los **procesos redox** que tienen lugar se mide en **voltios** y, si transcurren en **disolución**, depende de la **concentración**.
Los potenciales que se dan en las tablas están medidos a 1 M de los cationes de la **reacción**.
El valor del potencial del **oxidante** debe ser mayor que el del **reductor** para que la **reacción redox** sea **espontánea**.
Efectos de la Concentración
Los valores del potencial dependen de la **concentración**. Cuanto más concentrada esté la especie, más rápido tenderá a reducirse y mayor será E. El problema se ve resuelto mediante la **ecuación de Nernst**. Si el **oxidante** o el **reductor** no están disueltos, su **concentración** se considera 1 en la ecuación.
Si aumenta E, aumenta el **poder oxidante** (**oxidante** más fuerte, **reductor** más débil) y viceversa.
Anfóteros
**Anfóteros** estables: El potencial del **oxidante** no es mayor que el del **reductor**; luego, no hay **reacción**. **Anfóteros** inestables: El **anfótero** se reduce y se oxida consigo mismo (**dismutación**). El **anfótero** no puede existir en **disolución**; se dismuta.
Influencia del pH
Influye cuando el **oxidante** pierde oxígeno, ya que el O2 reacciona con los protones del medio. El potencial de las tablas se toma a **pH** 0 y 1 M. Si el **pH** aumenta, disminuye E, y el sistema se hace más **reductor**.
Reacciones Redox en Agua
Normalmente se usa como disolvente el **agua**, que interviene en dos **reacciones redox** como **oxidante** o como **reductor**.
Estabilidad en Agua
- Un **oxidante** que tenga un potencial mayor que 1,23 – 0,06 **pH** no es estable.
- Un **reductor** que tenga un potencial menor que -0,06 **pH** no es estable en **agua**.
Influencia de Complejos
Si en un sistema **redox** se forma un **complejo** con el **oxidante**, el potencial del mismo disminuye, ya que disminuye la **concentración** del mismo.
Disolución de Metales
Para disolver un metal, primero hay que **oxidarlo**. Existen tres tipos de metales:
- Los que tienen un potencial menor que 0: se emplea H+/H2.
- Metales con potencial entre 0 y 1: se emplea HNO3/NO.
- Metales nobles: se emplea **agua regia**.
Formación de Precipitados
Si se forma un **precipitado** con el **oxidante**, disminuye E, debido a que disminuye la **concentración** del **oxidante**.
Medida de la Energía Redox
La **energía** asociada a un **proceso redox** aislado no se puede medir; solo se miden las energías de dos procesos juntos. Tomando el **electrodo de hidrógeno** como referencia (0 **voltios**).
Potenciales de Electrodo
Una pila está formada por un electrodo de una especie X (**cátodo**) frente al **electrodo de hidrógeno** (**ánodo**).
La **energía** de los **procesos redox** que tienen lugar se mide en **voltios** y, si transcurren en **disolución**, depende de la **concentración**.
Los potenciales que se dan en las tablas están medidos a 1 M de los cationes de la **reacción**.
El valor del potencial del **oxidante** debe ser mayor que el del **reductor** para que la **reacción redox** sea **espontánea**.
Efectos de la Concentración
Los valores del potencial dependen de la **concentración**. Cuanto más concentrada esté la especie, más rápido tenderá a reducirse y mayor será E. El problema se ve resuelto mediante la **ecuación de Nernst**. Si el **oxidante** o el **reductor** no están disueltos, su **concentración** se considera 1 en la ecuación.
Si aumenta E, aumenta el **poder oxidante** (**oxidante** más fuerte, **reductor** más débil) y viceversa.
Anfóteros
**Anfóteros** estables: El potencial del **oxidante** no es mayor que el del **reductor**; luego, no hay **reacción**. **Anfóteros** inestables: El **anfótero** se reduce y se oxida consigo mismo (**dismutación**). El **anfótero** no puede existir en **disolución**; se dismuta.
Influencia del pH
Influye cuando el **oxidante** pierde oxígeno, ya que el O2 reacciona con los protones del medio. El potencial de las tablas se toma a **pH** 0 y 1 M. Si el **pH** aumenta, disminuye E, y el sistema se hace más **reductor**.
Reacciones Redox en Agua
Normalmente se usa como disolvente el **agua**, que interviene en dos **reacciones redox** como **oxidante** o como **reductor**.
Estabilidad en Agua
- Un **oxidante** que tenga un potencial mayor que 1,23 – 0,06 **pH** no es estable.
- Un **reductor** que tenga un potencial menor que -0,06 **pH** no es estable en **agua**.
Influencia de Complejos
Si en un sistema **redox** se forma un **complejo** con el **oxidante**, el potencial del mismo disminuye, ya que disminuye la **concentración** del mismo.
Disolución de Metales
Para disolver un metal, primero hay que **oxidarlo**. Existen tres tipos de metales:
- Los que tienen un potencial menor que 0: se emplea H+/H2.
- Metales con potencial entre 0 y 1: se emplea HNO3/NO.
- Metales nobles: se emplea **agua regia**.
Formación de Precipitados
Si se forma un **precipitado** con el **oxidante**, disminuye E, debido a que disminuye la **concentración** del **oxidante**.