hay algo, que no encuentro por ninguna parte de forma ejemplar, quiero decir
con algun ejemplo. sé que algunas sustancias pueden ser oxidantes o
reductoras dependiendo del medio donde se encuentren, por ejemplo el
hipoclórito sódico en medio básico es muy oxidante. pero me podríais
explicar esto mediante alguna ecuación? de ese modo, no terndriá que estar
preguntando qué sustancia es reductora en tal medio ni nada. simplemente lo
podría comprobar opr mi mismo, gracias de antemano
Antonio

"Antonio Romero Arenas" <antonioromero89***wanadoo.es> wrote in
news:g0QGc.314327$Rc.9843349***news-reader.eresmas.com:

> hay algo, que no encuentro por ninguna parte de forma ejemplar, quiero
> decir con algun ejemplo. sé que algunas sustancias pueden ser
> oxidantes o reductoras dependiendo del medio donde se encuentren, por
> ejemplo el hipoclórito sódico en medio básico es muy oxidante. pero me
> podríais explicar esto mediante alguna ecuación? de ese modo, no
> terndriá que estar preguntando qué sustancia es reductora en tal medio
> ni nada. simplemente lo podría comprobar opr mi mismo, gracias de
> antemano Antonio
>
>
>

La capacidad de una sustancia de actuar como oxidante (y por tanto
reduciendose) viene dada por el potencial de reducción; un potencial de
reducción positivo y alto indica una gran tendencia a reducirse (y por lo
tanto a oxidar a otros quitándoles electrones y actuando en consecuencia
como oxidante); un potencial de reducción alto pero negativo indica lo
contrario, un reductor enérgico que se oxida facilmente. Oxidante y
reductor no son conceptos absolutos sino relativos, pues una sustancia
puede actuar como reductora frente a un oxidante más fuerte y como
oxidante frente a otra más débil que ella, aunque es fácil ver que los
que se encuentren cerca de los extremos de la escala tendrán pocas
posibilidades de dar con contrincantes que les obligen a actuar en
sentido opuesto al habitual.

El valor de los potenciales de reducción viene dado por la ecuación de
Nerst:

E = Eº - (RT/zF) ln([ac. forma reducida]/[ac. forma oxidada])

Donde E es el potencial buscado, Eº es el potencial normal, que se
encuentra en las tablas correspondientes (una la puedes ver en
http://mtzpz.bankhacker.com/quimica-...educcion.phtml)
R es la famosa constante (ojo, aqui mejor la tomas como 8,31 J/K mol), T
la temperatura en Kelvin, z el número de electrones intercambiados, F la
constante de Faraday (96400 C/mol) y ln el logaritmo neperiano de la
expresión entre paréntesis; si la temperatura es de 25C y pasas a
logaritmos decimales, el valor de (RT/F) resulta ser 0,059 y quedaría:

E = Eº -(0,059/z) log([forma reducida]/[forma oxidada])

Ahora vamos a intentar aclarar la expresión de dentro del paréntesis

Si tienes una semireacción del tipo:

aA + bB + ze- = cC + dD

el miembro de la izquierda sería lo que llamamos "forma oxidada" y el de
la derecha "forma reducida" y la la expresión a utilizar sería:

- en el numerador [C]^c [D]^d (que quiere decir: la actividad de C
elevado al coeficiente estequiometrico c multiplicado por la actividad de
D elevada a su coeficiente respectivo)

- en el denominador [A]^a [b]^b (que sería respectivamente la actividad
de A elevada a su coeficiente por la de B elevada al suyo, etc.)

Nota: Si has visto las ecuaciones del cálculo del equilibrio químico,
estas expresiones son del mismo tipo porque en el fondo se trata de un
caso particular de eso.

Si se trata de disoluciones diluidas, que es lo más habitual, las
actividades pueden igualarse a las concentraciones molares, y la del
disolvente, agua en este caso, a la unidad (la justificación rigurosa de
esto queda para un curso superior... 8-D que daremos en ocasión más
propicia).

Un ejemplo:

Para la reducción del anión permanganato (huy, perdón, del
tetraoxomanganato... ;-) ) a catión manganeso(II) la reacción sería:

MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O

para la cual Eº = 1,52 V, y a 25C sería

E = 1,52 - (0,059/5) log ([Mn2+]/([MnO4-] [H+]^8))

como puedes ver, E depende logaritmicamente de la octava potencia de la
concentración de protones (ejem... perdón a los puristas, de hidronio
debería haber dicho...); cambios en el pH modificarán de
significativamente el valor de E; si la concentracion de H+ es elevada
(es decir, en medio muy ácido) el denominador sera mucho mayor que el
numerador, y su logaritmo negativo y grande en valor absoluto, que con el
signo negativo que ya lleva la expresión, hará que E aumente.

Además de todo esto, hay que tener en cuenta que hay determinadas
especies que no existen en disolución según a que pH, como por ejemplo,
muchos cationes metálicos, que a pH básicos precipitan como hidróxidos
insolubles, u otras que reacionan con el agua o sus iones, etc.

Espero que esta larga explicación te haya resultado suficientemente clara
y no te haya liado más de lo que estabas.

Saludos
Juancabrito

"Antonio Romero Arenas" <antonioromero89***wanadoo.es> wrote in
news:g0QGc.314327$Rc.9843349***news-reader.eresmas.com:

> hay algo, que no encuentro por ninguna parte de forma ejemplar, quiero
> decir con algun ejemplo. sé que algunas sustancias pueden ser
> oxidantes o reductoras dependiendo del medio donde se encuentren, por
> ejemplo el hipoclórito sódico en medio básico es muy oxidante. pero me
> podríais explicar esto mediante alguna ecuación? de ese modo, no
> terndriá que estar preguntando qué sustancia es reductora en tal medio
> ni nada. simplemente lo podría comprobar opr mi mismo, gracias de
> antemano Antonio
>
>
>

La capacidad de una sustancia de actuar como oxidante (y por tanto
reduciendose) viene dada por el potencial de reducción; un potencial de
reducción positivo y alto indica una gran tendencia a reducirse (y por lo
tanto a oxidar a otros quitándoles electrones y actuando en consecuencia
como oxidante); un potencial de reducción alto pero negativo indica lo
contrario, un reductor enérgico que se oxida facilmente. Oxidante y
reductor no son conceptos absolutos sino relativos, pues una sustancia
puede actuar como reductora frente a un oxidante más fuerte y como
oxidante frente a otra más débil que ella, aunque es fácil ver que los
que se encuentren cerca de los extremos de la escala tendrán pocas
posibilidades de dar con contrincantes que les obligen a actuar en
sentido opuesto al habitual.

El valor de los potenciales de reducción viene dado por la ecuación de
Nerst:

E = Eº - (RT/zF) ln([ac. forma reducida]/[ac. forma oxidada])

Donde E es el potencial buscado, Eº es el potencial normal, que se
encuentra en las tablas correspondientes (una la puedes ver en
http://mtzpz.bankhacker.com/quimica-...educcion.phtml)
R es la famosa constante (ojo, aqui mejor la tomas como 8,31 J/K mol), T
la temperatura en Kelvin, z el número de electrones intercambiados, F la
constante de Faraday (96400 C/mol) y ln el logaritmo neperiano de la
expresión entre paréntesis; si la temperatura es de 25C y pasas a
logaritmos decimales, el valor de (RT/F) resulta ser 0,059 y quedaría:

E = Eº -(0,059/z) log([forma reducida]/[forma oxidada])

Ahora vamos a intentar aclarar la expresión de dentro del paréntesis

Si tienes una semireacción del tipo:

aA + bB + ze- = cC + dD

el miembro de la izquierda sería lo que llamamos "forma oxidada" y el de
la derecha "forma reducida" y la la expresión a utilizar sería:

- en el numerador [C]^c [D]^d (que quiere decir: la actividad de C
elevado al coeficiente estequiometrico c multiplicado por la actividad de
D elevada a su coeficiente respectivo)

- en el denominador [A]^a [b]^b (que sería respectivamente la actividad
de A elevada a su coeficiente por la de B elevada al suyo, etc.)

Nota: Si has visto las ecuaciones del cálculo del equilibrio químico,
estas expresiones son del mismo tipo porque en el fondo se trata de un
caso particular de eso.

Si se trata de disoluciones diluidas, que es lo más habitual, las
actividades pueden igualarse a las concentraciones molares, y la del
disolvente, agua en este caso, a la unidad (la justificación rigurosa de
esto queda para un curso superior... 8-D que daremos en ocasión más
propicia).

Un ejemplo:

Para la reducción del anión permanganato (huy, perdón, del
tetraoxomanganato... ;-) ) a catión manganeso(II) la reacción sería:

MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O

para la cual Eº = 1,52 V, y a 25C sería

E = 1,52 - (0,059/5) log ([Mn2+]/([MnO4-] [H+]^8))

como puedes ver, E depende logaritmicamente de la octava potencia de la
concentración de protones (ejem... perdón a los puristas, de hidronio
debería haber dicho...); cambios en el pH modificarán de
significativamente el valor de E; si la concentracion de H+ es elevada
(es decir, en medio muy ácido) el denominador sera mucho mayor que el
numerador, y su logaritmo negativo y grande en valor absoluto, que con el
signo negativo que ya lleva la expresión, hará que E aumente.

Además de todo esto, hay que tener en cuenta que hay determinadas
especies que no existen en disolución según a que pH, como por ejemplo,
muchos cationes metálicos, que a pH básicos precipitan como hidróxidos
insolubles, u otras que reacionan con el agua o sus iones, etc.

Espero que esta larga explicación te haya resultado suficientemente clara
y no te haya liado más de lo que estabas.

Saludos
Juancabrito

"Antonio Romero Arenas" <antonioromero89***wanadoo.es> wrote in
news:g0QGc.314327$Rc.9843349***news-reader.eresmas.com:

> hay algo, que no encuentro por ninguna parte de forma ejemplar, quiero
> decir con algun ejemplo. sé que algunas sustancias pueden ser
> oxidantes o reductoras dependiendo del medio donde se encuentren, por
> ejemplo el hipoclórito sódico en medio básico es muy oxidante. pero me
> podríais explicar esto mediante alguna ecuación? de ese modo, no
> terndriá que estar preguntando qué sustancia es reductora en tal medio
> ni nada. simplemente lo podría comprobar opr mi mismo, gracias de
> antemano Antonio
>
>
>

La capacidad de una sustancia de actuar como oxidante (y por tanto
reduciendose) viene dada por el potencial de reducción; un potencial de
reducción positivo y alto indica una gran tendencia a reducirse (y por lo
tanto a oxidar a otros quitándoles electrones y actuando en consecuencia
como oxidante); un potencial de reducción alto pero negativo indica lo
contrario, un reductor enérgico que se oxida facilmente. Oxidante y
reductor no son conceptos absolutos sino relativos, pues una sustancia
puede actuar como reductora frente a un oxidante más fuerte y como
oxidante frente a otra más débil que ella, aunque es fácil ver que los
que se encuentren cerca de los extremos de la escala tendrán pocas
posibilidades de dar con contrincantes que les obligen a actuar en
sentido opuesto al habitual.

El valor de los potenciales de reducción viene dado por la ecuación de
Nerst:

E = Eº - (RT/zF) ln([ac. forma reducida]/[ac. forma oxidada])

Donde E es el potencial buscado, Eº es el potencial normal, que se
encuentra en las tablas correspondientes (una la puedes ver en
http://mtzpz.bankhacker.com/quimica-...educcion.phtml)
R es la famosa constante (ojo, aqui mejor la tomas como 8,31 J/K mol), T
la temperatura en Kelvin, z el número de electrones intercambiados, F la
constante de Faraday (96400 C/mol) y ln el logaritmo neperiano de la
expresión entre paréntesis; si la temperatura es de 25C y pasas a
logaritmos decimales, el valor de (RT/F) resulta ser 0,059 y quedaría:

E = Eº -(0,059/z) log([forma reducida]/[forma oxidada])

Ahora vamos a intentar aclarar la expresión de dentro del paréntesis

Si tienes una semireacción del tipo:

aA + bB + ze- = cC + dD

el miembro de la izquierda sería lo que llamamos "forma oxidada" y el de
la derecha "forma reducida" y la la expresión a utilizar sería:

- en el numerador [C]^c [D]^d (que quiere decir: la actividad de C
elevado al coeficiente estequiometrico c multiplicado por la actividad de
D elevada a su coeficiente respectivo)

- en el denominador [A]^a [b]^b (que sería respectivamente la actividad
de A elevada a su coeficiente por la de B elevada al suyo, etc.)

Nota: Si has visto las ecuaciones del cálculo del equilibrio químico,
estas expresiones son del mismo tipo porque en el fondo se trata de un
caso particular de eso.

Si se trata de disoluciones diluidas, que es lo más habitual, las
actividades pueden igualarse a las concentraciones molares, y la del
disolvente, agua en este caso, a la unidad (la justificación rigurosa de
esto queda para un curso superior... 8-D que daremos en ocasión más
propicia).

Un ejemplo:

Para la reducción del anión permanganato (huy, perdón, del
tetraoxomanganato... ;-) ) a catión manganeso(II) la reacción sería:

MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O

para la cual Eº = 1,52 V, y a 25C sería

E = 1,52 - (0,059/5) log ([Mn2+]/([MnO4-] [H+]^8))

como puedes ver, E depende logaritmicamente de la octava potencia de la
concentración de protones (ejem... perdón a los puristas, de hidronio
debería haber dicho...); cambios en el pH modificarán de
significativamente el valor de E; si la concentracion de H+ es elevada
(es decir, en medio muy ácido) el denominador sera mucho mayor que el
numerador, y su logaritmo negativo y grande en valor absoluto, que con el
signo negativo que ya lleva la expresión, hará que E aumente.

Además de todo esto, hay que tener en cuenta que hay determinadas
especies que no existen en disolución según a que pH, como por ejemplo,
muchos cationes metálicos, que a pH básicos precipitan como hidróxidos
insolubles, u otras que reacionan con el agua o sus iones, etc.

Espero que esta larga explicación te haya resultado suficientemente clara
y no te haya liado más de lo que estabas.

Saludos
Juancabrito

"Antonio Romero Arenas" <antonioromero89***wanadoo.es> wrote in
news:g0QGc.314327$Rc.9843349***news-reader.eresmas.com:

> hay algo, que no encuentro por ninguna parte de forma ejemplar, quiero
> decir con algun ejemplo. sé que algunas sustancias pueden ser
> oxidantes o reductoras dependiendo del medio donde se encuentren, por
> ejemplo el hipoclórito sódico en medio básico es muy oxidante. pero me
> podríais explicar esto mediante alguna ecuación? de ese modo, no
> terndriá que estar preguntando qué sustancia es reductora en tal medio
> ni nada. simplemente lo podría comprobar opr mi mismo, gracias de
> antemano Antonio
>
>
>

La capacidad de una sustancia de actuar como oxidante (y por tanto
reduciendose) viene dada por el potencial de reducción; un potencial de
reducción positivo y alto indica una gran tendencia a reducirse (y por lo
tanto a oxidar a otros quitándoles electrones y actuando en consecuencia
como oxidante); un potencial de reducción alto pero negativo indica lo
contrario, un reductor enérgico que se oxida facilmente. Oxidante y
reductor no son conceptos absolutos sino relativos, pues una sustancia
puede actuar como reductora frente a un oxidante más fuerte y como
oxidante frente a otra más débil que ella, aunque es fácil ver que los
que se encuentren cerca de los extremos de la escala tendrán pocas
posibilidades de dar con contrincantes que les obligen a actuar en
sentido opuesto al habitual.

El valor de los potenciales de reducción viene dado por la ecuación de
Nerst:

E = Eº - (RT/zF) ln([ac. forma reducida]/[ac. forma oxidada])

Donde E es el potencial buscado, Eº es el potencial normal, que se
encuentra en las tablas correspondientes (una la puedes ver en
http://mtzpz.bankhacker.com/quimica-...educcion.phtml)
R es la famosa constante (ojo, aqui mejor la tomas como 8,31 J/K mol), T
la temperatura en Kelvin, z el número de electrones intercambiados, F la
constante de Faraday (96400 C/mol) y ln el logaritmo neperiano de la
expresión entre paréntesis; si la temperatura es de 25C y pasas a
logaritmos decimales, el valor de (RT/F) resulta ser 0,059 y quedaría:

E = Eº -(0,059/z) log([forma reducida]/[forma oxidada])

Ahora vamos a intentar aclarar la expresión de dentro del paréntesis

Si tienes una semireacción del tipo:

aA + bB + ze- = cC + dD

el miembro de la izquierda sería lo que llamamos "forma oxidada" y el de
la derecha "forma reducida" y la la expresión a utilizar sería:

- en el numerador [C]^c [D]^d (que quiere decir: la actividad de C
elevado al coeficiente estequiometrico c multiplicado por la actividad de
D elevada a su coeficiente respectivo)

- en el denominador [A]^a [b]^b (que sería respectivamente la actividad
de A elevada a su coeficiente por la de B elevada al suyo, etc.)

Nota: Si has visto las ecuaciones del cálculo del equilibrio químico,
estas expresiones son del mismo tipo porque en el fondo se trata de un
caso particular de eso.

Si se trata de disoluciones diluidas, que es lo más habitual, las
actividades pueden igualarse a las concentraciones molares, y la del
disolvente, agua en este caso, a la unidad (la justificación rigurosa de
esto queda para un curso superior... 8-D que daremos en ocasión más
propicia).

Un ejemplo:

Para la reducción del anión permanganato (huy, perdón, del
tetraoxomanganato... ;-) ) a catión manganeso(II) la reacción sería:

MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O

para la cual Eº = 1,52 V, y a 25C sería

E = 1,52 - (0,059/5) log ([Mn2+]/([MnO4-] [H+]^8))

como puedes ver, E depende logaritmicamente de la octava potencia de la
concentración de protones (ejem... perdón a los puristas, de hidronio
debería haber dicho...); cambios en el pH modificarán de
significativamente el valor de E; si la concentracion de H+ es elevada
(es decir, en medio muy ácido) el denominador sera mucho mayor que el
numerador, y su logaritmo negativo y grande en valor absoluto, que con el
signo negativo que ya lleva la expresión, hará que E aumente.

Además de todo esto, hay que tener en cuenta que hay determinadas
especies que no existen en disolución según a que pH, como por ejemplo,
muchos cationes metálicos, que a pH básicos precipitan como hidróxidos
insolubles, u otras que reacionan con el agua o sus iones, etc.

Espero que esta larga explicación te haya resultado suficientemente clara
y no te haya liado más de lo que estabas.

Saludos
Juancabrito

"Antonio Romero Arenas" <antonioromero89***wanadoo.es> wrote in
news:g0QGc.314327$Rc.9843349***news-reader.eresmas.com:

> hay algo, que no encuentro por ninguna parte de forma ejemplar, quiero
> decir con algun ejemplo. sé que algunas sustancias pueden ser
> oxidantes o reductoras dependiendo del medio donde se encuentren, por
> ejemplo el hipoclórito sódico en medio básico es muy oxidante. pero me
> podríais explicar esto mediante alguna ecuación? de ese modo, no
> terndriá que estar preguntando qué sustancia es reductora en tal medio
> ni nada. simplemente lo podría comprobar opr mi mismo, gracias de
> antemano Antonio
>
>
>

La capacidad de una sustancia de actuar como oxidante (y por tanto
reduciendose) viene dada por el potencial de reducción; un potencial de
reducción positivo y alto indica una gran tendencia a reducirse (y por lo
tanto a oxidar a otros quitándoles electrones y actuando en consecuencia
como oxidante); un potencial de reducción alto pero negativo indica lo
contrario, un reductor enérgico que se oxida facilmente. Oxidante y
reductor no son conceptos absolutos sino relativos, pues una sustancia
puede actuar como reductora frente a un oxidante más fuerte y como
oxidante frente a otra más débil que ella, aunque es fácil ver que los
que se encuentren cerca de los extremos de la escala tendrán pocas
posibilidades de dar con contrincantes que les obligen a actuar en
sentido opuesto al habitual.

El valor de los potenciales de reducción viene dado por la ecuación de
Nerst:

E = Eº - (RT/zF) ln([ac. forma reducida]/[ac. forma oxidada])

Donde E es el potencial buscado, Eº es el potencial normal, que se
encuentra en las tablas correspondientes (una la puedes ver en
http://mtzpz.bankhacker.com/quimica-...educcion.phtml)
R es la famosa constante (ojo, aqui mejor la tomas como 8,31 J/K mol), T
la temperatura en Kelvin, z el número de electrones intercambiados, F la
constante de Faraday (96400 C/mol) y ln el logaritmo neperiano de la
expresión entre paréntesis; si la temperatura es de 25C y pasas a
logaritmos decimales, el valor de (RT/F) resulta ser 0,059 y quedaría:

E = Eº -(0,059/z) log([forma reducida]/[forma oxidada])

Ahora vamos a intentar aclarar la expresión de dentro del paréntesis

Si tienes una semireacción del tipo:

aA + bB + ze- = cC + dD

el miembro de la izquierda sería lo que llamamos "forma oxidada" y el de
la derecha "forma reducida" y la la expresión a utilizar sería:

- en el numerador [C]^c [D]^d (que quiere decir: la actividad de C
elevado al coeficiente estequiometrico c multiplicado por la actividad de
D elevada a su coeficiente respectivo)

- en el denominador [A]^a [b]^b (que sería respectivamente la actividad
de A elevada a su coeficiente por la de B elevada al suyo, etc.)

Nota: Si has visto las ecuaciones del cálculo del equilibrio químico,
estas expresiones son del mismo tipo porque en el fondo se trata de un
caso particular de eso.

Si se trata de disoluciones diluidas, que es lo más habitual, las
actividades pueden igualarse a las concentraciones molares, y la del
disolvente, agua en este caso, a la unidad (la justificación rigurosa de
esto queda para un curso superior... 8-D que daremos en ocasión más
propicia).

Un ejemplo:

Para la reducción del anión permanganato (huy, perdón, del
tetraoxomanganato... ;-) ) a catión manganeso(II) la reacción sería:

MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O

para la cual Eº = 1,52 V, y a 25C sería

E = 1,52 - (0,059/5) log ([Mn2+]/([MnO4-] [H+]^8))

como puedes ver, E depende logaritmicamente de la octava potencia de la
concentración de protones (ejem... perdón a los puristas, de hidronio
debería haber dicho...); cambios en el pH modificarán de
significativamente el valor de E; si la concentracion de H+ es elevada
(es decir, en medio muy ácido) el denominador sera mucho mayor que el
numerador, y su logaritmo negativo y grande en valor absoluto, que con el
signo negativo que ya lleva la expresión, hará que E aumente.

Además de todo esto, hay que tener en cuenta que hay determinadas
especies que no existen en disolución según a que pH, como por ejemplo,
muchos cationes metálicos, que a pH básicos precipitan como hidróxidos
insolubles, u otras que reacionan con el agua o sus iones, etc.

Espero que esta larga explicación te haya resultado suficientemente clara
y no te haya liado más de lo que estabas.

Saludos
Juancabrito

"Antonio Romero Arenas" <antonioromero89***wanadoo.es> wrote in
news:g0QGc.314327$Rc.9843349***news-reader.eresmas.com:

> hay algo, que no encuentro por ninguna parte de forma ejemplar, quiero
> decir con algun ejemplo. sé que algunas sustancias pueden ser
> oxidantes o reductoras dependiendo del medio donde se encuentren, por
> ejemplo el hipoclórito sódico en medio básico es muy oxidante. pero me
> podríais explicar esto mediante alguna ecuación? de ese modo, no
> terndriá que estar preguntando qué sustancia es reductora en tal medio
> ni nada. simplemente lo podría comprobar opr mi mismo, gracias de
> antemano Antonio
>
>
>

La capacidad de una sustancia de actuar como oxidante (y por tanto
reduciendose) viene dada por el potencial de reducción; un potencial de
reducción positivo y alto indica una gran tendencia a reducirse (y por lo
tanto a oxidar a otros quitándoles electrones y actuando en consecuencia
como oxidante); un potencial de reducción alto pero negativo indica lo
contrario, un reductor enérgico que se oxida facilmente. Oxidante y
reductor no son conceptos absolutos sino relativos, pues una sustancia
puede actuar como reductora frente a un oxidante más fuerte y como
oxidante frente a otra más débil que ella, aunque es fácil ver que los
que se encuentren cerca de los extremos de la escala tendrán pocas
posibilidades de dar con contrincantes que les obligen a actuar en
sentido opuesto al habitual.

El valor de los potenciales de reducción viene dado por la ecuación de
Nerst:

E = Eº - (RT/zF) ln([ac. forma reducida]/[ac. forma oxidada])

Donde E es el potencial buscado, Eº es el potencial normal, que se
encuentra en las tablas correspondientes (una la puedes ver en
http://mtzpz.bankhacker.com/quimica-...educcion.phtml)
R es la famosa constante (ojo, aqui mejor la tomas como 8,31 J/K mol), T
la temperatura en Kelvin, z el número de electrones intercambiados, F la
constante de Faraday (96400 C/mol) y ln el logaritmo neperiano de la
expresión entre paréntesis; si la temperatura es de 25C y pasas a
logaritmos decimales, el valor de (RT/F) resulta ser 0,059 y quedaría:

E = Eº -(0,059/z) log([forma reducida]/[forma oxidada])

Ahora vamos a intentar aclarar la expresión de dentro del paréntesis

Si tienes una semireacción del tipo:

aA + bB + ze- = cC + dD

el miembro de la izquierda sería lo que llamamos "forma oxidada" y el de
la derecha "forma reducida" y la la expresión a utilizar sería:

- en el numerador [C]^c [D]^d (que quiere decir: la actividad de C
elevado al coeficiente estequiometrico c multiplicado por la actividad de
D elevada a su coeficiente respectivo)

- en el denominador [A]^a [b]^b (que sería respectivamente la actividad
de A elevada a su coeficiente por la de B elevada al suyo, etc.)

Nota: Si has visto las ecuaciones del cálculo del equilibrio químico,
estas expresiones son del mismo tipo porque en el fondo se trata de un
caso particular de eso.

Si se trata de disoluciones diluidas, que es lo más habitual, las
actividades pueden igualarse a las concentraciones molares, y la del
disolvente, agua en este caso, a la unidad (la justificación rigurosa de
esto queda para un curso superior... 8-D que daremos en ocasión más
propicia).

Un ejemplo:

Para la reducción del anión permanganato (huy, perdón, del
tetraoxomanganato... ;-) ) a catión manganeso(II) la reacción sería:

MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O

para la cual Eº = 1,52 V, y a 25C sería

E = 1,52 - (0,059/5) log ([Mn2+]/([MnO4-] [H+]^8))

como puedes ver, E depende logaritmicamente de la octava potencia de la
concentración de protones (ejem... perdón a los puristas, de hidronio
debería haber dicho...); cambios en el pH modificarán de
significativamente el valor de E; si la concentracion de H+ es elevada
(es decir, en medio muy ácido) el denominador sera mucho mayor que el
numerador, y su logaritmo negativo y grande en valor absoluto, que con el
signo negativo que ya lleva la expresión, hará que E aumente.

Además de todo esto, hay que tener en cuenta que hay determinadas
especies que no existen en disolución según a que pH, como por ejemplo,
muchos cationes metálicos, que a pH básicos precipitan como hidróxidos
insolubles, u otras que reacionan con el agua o sus iones, etc.

Espero que esta larga explicación te haya resultado suficientemente clara
y no te haya liado más de lo que estabas.

Saludos
Juancabrito

juancabrito <juancabrito***_QUITAME_terra.es> wrote in
news:Xns951FC661F684juca***213.4.130.20:

> http://mtzpz.bankhacker.com/quimica-...educcion.phtml

Acabo de ver que los valores del potencial normal de reducción para el
permanganato que he puesto en el ejemplo (de origen libresco) y el que da
la tabla que cito en la referencia no coinciden... ¡Nadie es perfecto!

Una ojeada a otras fuentes (librescas) me da como valor 1,51 V; la tabla de
potenciales de la referencia tiene pinta de ser un poco antigua, pero fue
la primera que me salió al buscar en Google; de cualquier forma, la
discrepancia está en la tercera cifra... creo que no vamos a pelearnos por
eso ;-)

juancabrito <juancabrito***_QUITAME_terra.es> wrote in
news:Xns951FC661F684juca***213.4.130.20:

> http://mtzpz.bankhacker.com/quimica-...educcion.phtml

Acabo de ver que los valores del potencial normal de reducción para el
permanganato que he puesto en el ejemplo (de origen libresco) y el que da
la tabla que cito en la referencia no coinciden... ¡Nadie es perfecto!

Una ojeada a otras fuentes (librescas) me da como valor 1,51 V; la tabla de
potenciales de la referencia tiene pinta de ser un poco antigua, pero fue
la primera que me salió al buscar en Google; de cualquier forma, la
discrepancia está en la tercera cifra... creo que no vamos a pelearnos por
eso ;-)

juancabrito <juancabrito***_QUITAME_terra.es> wrote in
news:Xns951FC661F684juca***213.4.130.20:

> http://mtzpz.bankhacker.com/quimica-...educcion.phtml

Acabo de ver que los valores del potencial normal de reducción para el
permanganato que he puesto en el ejemplo (de origen libresco) y el que da
la tabla que cito en la referencia no coinciden... ¡Nadie es perfecto!

Una ojeada a otras fuentes (librescas) me da como valor 1,51 V; la tabla de
potenciales de la referencia tiene pinta de ser un poco antigua, pero fue
la primera que me salió al buscar en Google; de cualquier forma, la
discrepancia está en la tercera cifra... creo que no vamos a pelearnos por
eso ;-)