Oxido Reduccion

PRÁCTICA 4.

Estudio del equilibrio de oxidación-reducción mediante reacciones entre oxidantes y reductores fuertes o débiles. Influencia del pH y estudio de sistemas que permitan seguir el curso de la reacción.

1. Fundamento

Las reacciones de oxidación-reducción se basan en los intercambios de electrones entre dos reactivos. Uno de ellos actúa como sustancia oxidante (sustancia aceptora de electrones), mientras que la otra funciona como reductora (donadora de electrones). Todas las reacciones redox se componen de dos semirreaccines:

• El reactivo oxidante toma electrones, pasando a una forma reducida

• El reactivo reductor cede electrones, pasando a una forma oxidada

Ejemplo

Ce4+ + Fe2+ ↔ Ce3+ + Fe2+ [1]

En esta reacción, el Ce4+ actúa como sustancia oxidante, es capaz de tomar electrones, mientras que el Fe2+ los dona. Esto puede observarse más claramente en las semirreacciones que intervienen en este sistema:

 SEMIRREACCIÓN DE REDUCCIÓN: Ce4+ + e- ↔ Ce3+

 SEMIRREACCIÓN DE OXIDACIÓN: Fe2+ ↔ Fe3+ + e-

Para establecer la fuerza oxidante o reductora de las semirreacciones, se utiliza el valor de potencial normal (E0). Se trata del potencial eléctrico generado cuando se utilizan dos células galvánicas, una de ellas en la que se produce la semirreacción problema, y la segunda con un electrodo de referencia (electrodo normal de hidrógeno en el que sucede la reacción: H2↔2H+ + 2e-). A este electrodo se le da un valor arbitrario de 0V. Cuanto mayor sea el valor del potencial normal de una semirreacción, mayor será la capacidad oxidante de la misma. Del mismo modo, cuanto más bajo sea este valor, mayor capacidad reductora tendrá dicha semirreacción. Los valores de potencial normal de las semirreacciones más comunes se encuentran tabulados normalmente, y pueden tener tanto signo positivo como negativo.

Los valores del potencial normalmente es´tan referenciados a concentración unidad de los reactivos. Cuando las concentraciones de losmismos difieren de la unidad, el valor potencial viene dado por la ecuación de Nerst. Para la reacción [1]:

donde E es el potencial de la reacción, E0 es el potencial normal de la semirreacción que se considere, y n es el número de electrones implicados en la misma. Cuando se alcanza el equilibrio, E=0.

Se considerará siempre la forma oxidada y reducida del par redox en que las dos especies estén en cantidades cuantificables.

En una reacción redox, al añadir cantidades equivalentes del reactivo oxidante o reductor, el sistema adquiere el potencial:

cuando en ambas semirreacciones sólo se intercambia un electrón.

2. Objetivo

El objetivo de esta práctica es el estudio de sistemas de oxidación-reducción. Para ello se utilizarán como ejemplos la reacción de oxidación de Fe2+ con Ce4+, utilizando para seguir el curso de la reacción técnicas potenciométricas. Se empleará un electrodo de calomelanos como referencia y uno de platino como electrodo indicador.

También se estudiará el equilibrio de la reacción redox:

I2 + 2S2O32- ↔ 2I- + S4O62-

utilizando almidón como indicador.

3. Aparatos y Material

Potenciómetro con electrodo de referencia de calomelanos

Vaso de precipitado 100ml

Bureta

Pipetas

Agitador magnético

4. Disoluciones y reactivos

Almidón

100 ml Ce4+ 0,1 M

50 ml Fe2+ 0,1M en HClO4 1M

100 ml S2O32- 0,05M

50 ml I2 0,05M

...