Oxido Reducción

 Oxido Reducción

Se denomina reacción redox a toda reacción química en la que uno o más electrones se transfieren entre los reactivos, provocando un cambio en sus estados de oxidación.

Para que exista una reacción de reducción-oxidación, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones, y otro que los acepte

• El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir, siendo oxidado.

• El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo reducido.

Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio, se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un «par redox». Análogamente, se dice que, cuando un elemento químico capta electrones del medio, este se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor oxidado.

 Sistema Redox en medio acuoso

Al considerar la estabilidad redox de una sustancia en un disolvente como el agua, hay que valorar sus estabilidad intrínseca en dicho disolvente, la posibilidad de que sea oxidado o reducida por el disolvente y la posibilidad de que sea oxidada por el oxígeno de la atmosfera circundante. En agua, no debería de poder existir ninguna especia que fuera capaz de oxidar o reducir dicho disolvente. Hay que mencionar que muchas reacciones de oxidación o reducción del agua son lentas, por lo que especies termodinámicamente inestables pueden sobrevivir largos periodos de tiempo en dicho disolvente.

 Ecuación de Nernst

La ecuación de Nernst es útil para hallar el potencial de reducción en los electrodos en condiciones diferentes a los estándares.

La ecuación tiene la siguiente forma:

E= Eº – RT / nF . ln (Q)

De donde E, hace referencia al potencial del electrodo.

Eº= potencial en condiciones estándar.

R= constante de los gases.

T= temperatura absoluta (en grados Kelvin).

n= número de moles que tienen participación en la reacción.

F= constante de Faraday (con un valor de 96500 C/mol, aprox.)

Q= cociente de reacción

De éste modo, para la reacción aA + bB → cC + dD, Q adopta la expresión:

Q = [C] ^c. [D] ^d / [A] ^a. [B] ^b

En este caso [C] y [D], hacen referencia a las presiones parciales, también conocidas como concentraciones molares si se trata de gases o iones en disolución, para los productos de la reacción, en cambio [A] y [B], son también las presiones parciales pero para el caso de los reactivos. Siendo los exponentes, la cantidad de moles que conforma cada sustancia que se encuentra participando en la reacción (conocidos como coeficientes estequiométricos), y a las sustancias que se encuentran en estado sólido se les da una concentración unitaria, por lo cual no aparecen en Q.

 Potenciales Químicos

El potencial químico de un sistema termodinámico es el cambio de energía que experimentaría el sistema si fuera introducida en éste una partícula adicional, con la entropía y el volumen mantenidos constantes. Si un sistema contiene más de una especie de partículas, hay un potencial químico diferente asociado a cada especie, definido como el cambio en energía cuando el número de partículas de esa especie se incrementa en una unidad. El potencial químico es un parámetro fundamental en termodinámica y se asocia a la cantidad de materia. El potencial químico es particularmente importante cuando se estudian sistemas de partículas que reaccionan.

 Principio de acción de masas

La ley de acción de masas establece que para una reacción química reversible en equilibrio a una temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos, tienen un valor constante. La ley fue enunciada en 1864 por Guldberg y Waage, y debe su nombre al concepto de masa activa, lo

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