Oxidación y Reducción
Oxidantes(Ox): Cuerpos capaces de fijar (o ganar) electrones.
Reductores(Red): Cuerpos capaces de ceder (o donar) electrones.
La relación que define Oxidante y Reductor es la siguiente:
Par OXIDO-REDUCTOR(Par REDOX): Ox + ne-↔Red
- Oxidación es la pérdida de electrones, aumenta el grado de un elemento.
- Reducción es la ganancia de electrones, disminuye el grado de oxidación de un elemento.
Reacciones de Oxidación-Reducción
Se cree que ocurren por mecanismos de colisión que implican una o más transferencias de electrones entre reaccionantes.
Se cree que ocurren por mecanismos de colisión que implican una o más transferencias de electrones entre reaccionantes.
Corriente eléctrica
Causada por el flujo de electrones en conductores. Esto permite suponer que las reacciones con mecanismo de transferencia electronica pueden llevarse a cabo, manteniendo los dos pares redox en recipientes separados. Ambos recipientes se conectan entre sí a través de un conductor metálico, por el que los electrones fluirían de un vaso a otro.
Celdas Galvánicas
Celda en la que ocurre simultáneamente una reacción de Oxidación y otra de Reducción, cada una en una semi-celda y con un electrodo, conectados entre si, lo que permite intercambio de electrones (electricidad) que puede ser aprovechada para otro fines.
Ejemplo:
alambre conductor conectado a electrodos de Pt.
la división central representa una zona de vidrio poroso que contien un electrolito fuerte (NaClO4 y permite la migracion de los ione, para evitar el desequilibrio de carga en las soluciones.
KI 0.1M (semi-celda derecha)
Fe(ClO4)3 0.1M en HClO4 (semi-celda izquierda)
Potencial de electrodo
Un alambre inatacable de paltino está sumergido en una solución que contiene tantos iones Fe(III) como Fe(II). Los iones se encuentran en rápido movimiento debido a la Difusión térmica y chocan continuamente contra la superficie del platino.
Cada vez que el ión férrico choca contra el metal inerte (Pt) existe la probabilidad que remueva o saque un electrón del mar electrónico relativamente suelto, propio de una metálica reticular. Si esto sucede, el ión Fe(III) pasa a ser Fe(II), mientras que el Pt metálico queda sólo con un electrón menos. Si el proceso ocurre para un número grande de colisiones, entonces el electrodo metálico acumulará una carga positiva significativa.
Simultáneamente ocurre un proceso similar con los iones ferrosos, que chocan contra el metal, pero éstos lo cargan negativamente. El resultado neto depende de cuál sea el proceso predominate y esto depende de dos factores:
Cada especie química tiene su propia tendencia intrínseca a donar o aceptar electrones (e-) del platino.
Cuando uno de los mienbros del Par Redox está en mayor concentración que el otro, tiene una ventaja cinética (sufre un mayor número de colisiones po segundo que el componente en menor proporción).
El Potencial de electrodo es la carga electrostática que adquiere el electrodo, al estar en contacto directo con los dos componente del par Redox. El signo y magnitud de este potencial es característica de cada pareja redox, que se halla en la semicelda. La magnitud no se puede medir directamente solo se compara con otra semicelda.
Ecuación de Nernst
El potencial de electrodo no sólo depende del par redox específico , si no de las concetraciones de las especies involucradas. Walter Nernst, electroquímico alemán, en 1889 deriva la ecuación que lleva su nombre, con argumentos termodinámicos.
Reacciones Químicas (Celda Galvánica)
Para que un Oxidante pueda fijar electrones, es preciso que coexista un Reductor capaz de cederlos. Para una reacción global de oxido-reducción (no aparecen electrones transferidos) se necesita 2 pares Redox.
Predicción de reacciones - Fuerza de oxidantes y Reductores
En la reacción: Ox1 + Red2 → Red1 + Ox2, si el equilibrio está desplazado a la derecha, significa que el Ox1 oxida a Ox2, por lo tanto Ox2 no puede oxidar a Red2.
Se dice entonces que, Ox1 es más fuerte que Ox2.
A un oxidante más fuerte le corresponde un reductor más débil y recíprocamente.
¿Cómo se sabe que un Oxidante es más fuerte que otro?
Cuando se sumerge un hilo conductor en la solución de un par Redox, el hilo inerte adquiere finalmente un Potencial de equilibrio dado por,
Potencial Normal (E0)
Como la óxido reducción consiste en una transferencia de electrones (electricidad), el poder oxidante o reductor se expresa con una magnitud física denominada Potencial Redox, representado por E y se mide en volts. Cuando [Ox]=[Red] entonces el potencial E=E0 y se le denomina Potencial Normal.
Es una característica de cada por o sistema oxidorreductor específico.
Si el sistema oxidorreductor está representado por aOx + ne => bRed, se tiene que, E = Eº + (0.058/n)log[Ox]a/[Red]b.
Este potencial permite predecir las reacciones.
Ejemplo.- Se tiene en solución el par Fe3+/Fe2+.
El potencial que toma el hilo inatacable es
E = E1 + (0.06)log[Fe3+]/[Fe2+]
Si se impone al electrodo un potencial E' > E, se rompe el equilibrio entre hilo y disolución y se intercambiarán electrones hasta igualar el potencial de la solución se haga igual al impuesto al electrodo. Por tanto, ocurre la siguiente reacción:
Fe2+ - e- → Fe3+
Al oxidarse el Fe(II), hace aumentar el potencial del sistema, hasta que E = E' y se llegue a un nuevo equilibrio. Si por el contrario E>E', entonces Fe3+ se reduce.
Al imponer un potencial al electrodo se provoca una reacción de Oxidación o Reducción.
Ejemplo: Se tiene la mezcla en solución de las sales de Ce4+ y Fe2+. ¿Qué ocurrirá?
Los potenciales redox son:
ECe = 1.70v + (0.06)log[Ce4+]/[Ce3+]
EFe = 0.77v + (0.06)log[Fe3+]/[Fe2+]
El oxidante más fuerte es el Ce(IV) y por tanto OXIDARÁ al Fe(II):
Ce4+ + Fe2+ ↔ Fe3+ + Ce3+
Esto significa que [Ce4+]/[Ce3+] disminuirá y ECe también. A su vez [Fe3+]/[Fe2+] aumentará y tambien EFe. El intercambio de electrones proseguirá mientras ECe > EFe. La reacción cesa cuando ECe = EFe.
Tabla de Potenciales Normales (de Reducción)
Los oxidantes se clasifican por orden de fuerza creciente y los reductores por orden de fuerza decreciente.
En el ultimo caso (F2/F-) el fluoruro no puede actucar como reductor porque necesita un oxidante más fuerte que el flúor y esto es casi imposible.
El Cr3+ es poco oxidante porque va a requerir un reductor de un sistema con potencial menor (sólo hay uno, el hexacianocobaltato).
Los sistemas colocados en la parte media de la tabla tienen mayores posibilidades de combinación.
Sistemas oxidorreductores del Agua
El agua desempeña el papel de:
Oxidante:2H+ + 2e → H2; con E = 0.06log[H+] a la presión atmosférica.
Reductor:2O-2 -4e → O2; con E = 1.23 + 0.06log[H+] en presencia de oxígeno.
Sin embargo las reacciones son muy lentas sin catalizador. El agua es inerte desde el punto de vista redox. En la mayoría de casos no se le toma en cuenta . Sin embargo, si se pone en contacto con un oxidante o reductor muy fuerte (sustancias cuyo E0 >> 1.23v o 0.0v>>E0) el agua deja de ser inerte.
Oxidantes y Reductores muy fuertes
Reaccionan con extrema rapidez en el agua y por tanto no pueden existir como tales en agua. Ejemplos: Flúor no existe en solución acuosa. Ya que fija elecrones de manera inmediata al entrar en contacto con el agua, para dar fluoruro de forma cuantitativa. Este F- no presenta en solución acuosa, ninguna tendencia a perder electrones.
El sodio metalico es un reductor muy fuerte. No existe en agua, por tanto el ión Na+ carece de propiedades oxidantes.
Tampón Redox
Una solución que contiene a la vez el Oxidante y el Reductor conjugados se llama disolución Tampón.
Ejemplo.- Solución que contiene Fe3+/Fe2+ (c/u 1M) tiene un potencial E = 0.77v + (0.06)log[Fe3+]/[Fe2+] = 0.77v.
Si se añade un reductor como Cr(II) enérgico, 0.1M, se tendrá la siguiente reacción:
Fe3+ + Cr2+ → Cr3+ + Fe2+
El potencial del sistema Fe3+/Fe2+ es ahora:
E = 0.77 + (0.06)log[1 - 0.1]/[1 + 0.1] = 0.76v
Igual ocurriría si se añadiera un Oxidante fuerte como Ce(IV).
Gráficamente se representa como una curva sigmoidea, producto de trazar el Potencial del sistema Tampón versus el % de Oxidante (o Redcutor) añadido al sistema y que reaccione con este. Las disoluciones Tampón permiten fijar prácticamente el potencial Redox enun valor determinado.
Potencial de un Oxidante o de un Reductor
Si uno de los componentes del par Redox es prácticamente nulo, por ejemplo [Red] = 0
E = E0 + (0.06/n)log([Ox]/[Red]) = +∞
En la práctica esto es imposible, porque al ir aumentando el potencial y hacerse muy elevado, el agua reacciona como reductor (para remplazar al que no existe).
Constante de equilibrio de una reacción Redox
Cuando al Oxidante 1 se añade el Reductor 2 y ocurre la reacción
Ox1 + Red2 → Red1 + Ox2, con keq = [Red1][Ox2]/[Ox1][Red2]
y los potenciales:
E = E1 + (0.06/n)log([Ox1]/[Red1])
E = E2 + (0.06/n)log([Ox2]/[Red2])
En el equilibrio las concentraciones se encuentran ajustadas para que se verifique la igualdad de los potenciales de los dos sistemas, por lo que reacomodando la igualdad del valor de E, se tiene
E1 - E2 = 0.06/n log([Ox2]/[Red1])/([Ox1]/[Red2]) = 0.06/n logkeq
En caso general, de transferencia de diferente número de electrones
n2 Ox1 + n1 Red2 ↔ n2 Red1 + n1 Ox2, keq = [Red1][Ox2]/[Ox1][Red2]
se tiene que:
E1 - E2 = 0.06/n logKeq
Potencial de la reacción Redox en el punto de equivalencia
Cuando se ha añadido cantidades equivalentes de Reductor 2 y del Oxidante 1 se forma tanta cantidad de reductor 1 como de oxidante 2, ([Ox2] = [Red1]); en el equilibrio queda [Ox1] = [Red2]
De las expresiones de sus potenciales se puede obtener la expresión:
2E = E1 + E2 = 0.06/n log([Ox1][Ox2])/([Red1][Red2])
y en el punto de equivalencia: E = (E1 + E2)/2
Para el caso general: n2 Ox1 + n1 Red2 ↔ n2Red1 + n1Ox2, E = (n1E1 + n2E2)/(n1 + n2)
Potencial de un Polioxidante (o Poli Reductor)
UN polioxidante es un elemento que puede existir en diferentes grados de oxidación y por lo tanto, intercambiar sucesivamente varios electrones.
Ejemplos: Mn(II, IV, VI y VII), V(II, III, IV y V)
Igualmente Mn(VII) es un polioxidante. Pero Mn(IV) y Mn(VI) son ANFOLITOS Porque pueden cumplir tanto el papel de Oxidantes como Reductores.
Equilibrio de Dismutación
Equilibrio desplazado hacia la formación de dos estados de oxidación (uno mayor y otro menor), diferentes al del reactante.
En el caso del Anfolito Mn(VI)
Mn6+ + 2e ↔ Mn4+ ; E2
2(Mn6+ - e ↔ Mn7+); E3
___________________________
3Mn6+ ↔ Mn4+ + 2Mn7+; siempre que E2 > E3
En términos generales, n2 Ox1 + n1 Red2 ↔ (n2 + n1)A, donde A es el anfolito (si E1 > E2)
Potencial de un anfolito: E = (n1E1 + n2E2)/(n1 + n2)
Corresponde al Punto de equivalencia de la reacción entre los compuestos o iones con estados de oxidación adyacentes (mayor y menor) del anfolito.
Constante de equilibrio de dismutación: log KDismutación = [(E1 - E2)n1n2]/0.06
Potencial de un sistema oxidorreductor GLOBAL
Cuando un oxidante recibe más de un electrón, para pasar a ser el Reductor no inmediato.
Ejemplo: Si se tiene las siguientes semi-reacciones,
V(IV) + e ↔V(III) ; E4
V(III) + e ↔V(II) ; E3
Se desea hallar el potencial E'4 correspondiente a V(IV) + 2e ↔ V(II)
E = E'4 + (0.03)log([V(IV)]/[V(II)])
Por lo que E'4 se calcula cuando [V(IV)] = [V(II)], entonces: E'4 = (E4 + E3)/2
En una forma general:
Ox1 + n1e ↔ Red1 ; E1
Ox2 + n2e ↔ Red2 ; E2
Si E1 > E2 y Red1 = Ox2 → Ox1 + (n1 + n2)e ↔ Red2; E' = (n1E1 + n2E2)/(n1 + n2)
Celdas Galvánicas
Celda en la que ocurre simultáneamente una reacción de Oxidación y otra de Reducción, cada una en una semi-celda y con un electrodo, conectados entre si, lo que permite intercambio de electrones (electricidad) que puede ser aprovechada para otro fines.
Ejemplo:alambre conductor conectado a electrodos de Pt.
la división central representa una zona de vidrio poroso que contien un electrolito fuerte (NaClO4 y permite la migracion de los ione, para evitar el desequilibrio de carga en las soluciones.
KI 0.1M (semi-celda derecha)
Fe(ClO4)3 0.1M en HClO4 (semi-celda izquierda)
Potencial de electrodo
Un alambre inatacable de paltino está sumergido en una solución que contiene tantos iones Fe(III) como Fe(II). Los iones se encuentran en rápido movimiento debido a la Difusión térmica y chocan continuamente contra la superficie del platino.
Cada vez que el ión férrico choca contra el metal inerte (Pt) existe la probabilidad que remueva o saque un electrón del mar electrónico relativamente suelto, propio de una metálica reticular. Si esto sucede, el ión Fe(III) pasa a ser Fe(II), mientras que el Pt metálico queda sólo con un electrón menos. Si el proceso ocurre para un número grande de colisiones, entonces el electrodo metálico acumulará una carga positiva significativa.
Simultáneamente ocurre un proceso similar con los iones ferrosos, que chocan contra el metal, pero éstos lo cargan negativamente. El resultado neto depende de cuál sea el proceso predominate y esto depende de dos factores:
Cada especie química tiene su propia tendencia intrínseca a donar o aceptar electrones (e-) del platino.
Cuando uno de los mienbros del Par Redox está en mayor concentración que el otro, tiene una ventaja cinética (sufre un mayor número de colisiones po segundo que el componente en menor proporción).
El Potencial de electrodo es la carga electrostática que adquiere el electrodo, al estar en contacto directo con los dos componente del par Redox. El signo y magnitud de este potencial es característica de cada pareja redox, que se halla en la semicelda. La magnitud no se puede medir directamente solo se compara con otra semicelda.
Ecuación de Nernst
El potencial de electrodo no sólo depende del par redox específico , si no de las concetraciones de las especies involucradas. Walter Nernst, electroquímico alemán, en 1889 deriva la ecuación que lleva su nombre, con argumentos termodinámicos.
E = Eº + RT/nF (ln[Ox]/[Red])
Reacciones Químicas (Celda Galvánica)
Para que un Oxidante pueda fijar electrones, es preciso que coexista un Reductor capaz de cederlos. Para una reacción global de oxido-reducción (no aparecen electrones transferidos) se necesita 2 pares Redox.
aOx1 + ne- → a Red1
bOx2 - ne- → b Red2
______________________
aOx1 + b Red2 → a Red1 + bOx2
bOx2 - ne- → b Red2
______________________
aOx1 + b Red2 → a Red1 + bOx2
Predicción de reacciones - Fuerza de oxidantes y Reductores
En la reacción: Ox1 + Red2 → Red1 + Ox2, si el equilibrio está desplazado a la derecha, significa que el Ox1 oxida a Ox2, por lo tanto Ox2 no puede oxidar a Red2.
Se dice entonces que, Ox1 es más fuerte que Ox2.
A un oxidante más fuerte le corresponde un reductor más débil y recíprocamente.
¿Cómo se sabe que un Oxidante es más fuerte que otro?
Cuando se sumerge un hilo conductor en la solución de un par Redox, el hilo inerte adquiere finalmente un Potencial de equilibrio dado por,
E = Eº + (0.058/n)log[Ox]/[Red] ; donde RT/F ln=0.058
Potencial Normal (E0)
Como la óxido reducción consiste en una transferencia de electrones (electricidad), el poder oxidante o reductor se expresa con una magnitud física denominada Potencial Redox, representado por E y se mide en volts. Cuando [Ox]=[Red] entonces el potencial E=E0 y se le denomina Potencial Normal.
Es una característica de cada por o sistema oxidorreductor específico.
Si el sistema oxidorreductor está representado por aOx + ne => bRed, se tiene que, E = Eº + (0.058/n)log[Ox]a/[Red]b.
Este potencial permite predecir las reacciones.
Ejemplo.- Se tiene en solución el par Fe3+/Fe2+.
El potencial que toma el hilo inatacable es
E = E1 + (0.06)log[Fe3+]/[Fe2+]
Si se impone al electrodo un potencial E' > E, se rompe el equilibrio entre hilo y disolución y se intercambiarán electrones hasta igualar el potencial de la solución se haga igual al impuesto al electrodo. Por tanto, ocurre la siguiente reacción:
Fe2+ - e- → Fe3+
Al oxidarse el Fe(II), hace aumentar el potencial del sistema, hasta que E = E' y se llegue a un nuevo equilibrio. Si por el contrario E>E', entonces Fe3+ se reduce.
Al imponer un potencial al electrodo se provoca una reacción de Oxidación o Reducción.
Ejemplo: Se tiene la mezcla en solución de las sales de Ce4+ y Fe2+. ¿Qué ocurrirá?
Los potenciales redox son:
ECe = 1.70v + (0.06)log[Ce4+]/[Ce3+]
EFe = 0.77v + (0.06)log[Fe3+]/[Fe2+]
El oxidante más fuerte es el Ce(IV) y por tanto OXIDARÁ al Fe(II):
Ce4+ + Fe2+ ↔ Fe3+ + Ce3+
Esto significa que [Ce4+]/[Ce3+] disminuirá y ECe también. A su vez [Fe3+]/[Fe2+] aumentará y tambien EFe. El intercambio de electrones proseguirá mientras ECe > EFe. La reacción cesa cuando ECe = EFe.
Tabla de Potenciales Normales (de Reducción)
Los oxidantes se clasifican por orden de fuerza creciente y los reductores por orden de fuerza decreciente.
| Ox | Red | E0 |
| Na+ | Na | -2.70v |
| Al3+ | Al | -1.66v |
| Co(CN)63- | Co(CN)64- | -0.80v |
| Cr3+ | Cr2+ | -0.41v |
| V3+ | V2+ | -0.26v |
| 2H+ | H2 | 0.00v a 1atm |
| Cu2+ | Cu+ | +0.15v |
| Bi3+ | Bi | +0.23v |
| I2 | I- | +0.62v |
| Fe3+ | Fe2+ | +0.77v |
| MnO4- | Mn2+ | +1.52v |
| Co3+ | Co2+ | +1.80v |
| F | 2F- | +2.87v |
En el ultimo caso (F2/F-) el fluoruro no puede actucar como reductor porque necesita un oxidante más fuerte que el flúor y esto es casi imposible.
El Cr3+ es poco oxidante porque va a requerir un reductor de un sistema con potencial menor (sólo hay uno, el hexacianocobaltato).
Los sistemas colocados en la parte media de la tabla tienen mayores posibilidades de combinación.
Sistemas oxidorreductores del Agua
El agua desempeña el papel de:
Oxidante:2H+ + 2e → H2; con E = 0.06log[H+] a la presión atmosférica.
Reductor:2O-2 -4e → O2; con E = 1.23 + 0.06log[H+] en presencia de oxígeno.
Sin embargo las reacciones son muy lentas sin catalizador. El agua es inerte desde el punto de vista redox. En la mayoría de casos no se le toma en cuenta . Sin embargo, si se pone en contacto con un oxidante o reductor muy fuerte (sustancias cuyo E0 >> 1.23v o 0.0v>>E0) el agua deja de ser inerte.
Oxidantes y Reductores muy fuertes
Reaccionan con extrema rapidez en el agua y por tanto no pueden existir como tales en agua. Ejemplos: Flúor no existe en solución acuosa. Ya que fija elecrones de manera inmediata al entrar en contacto con el agua, para dar fluoruro de forma cuantitativa. Este F- no presenta en solución acuosa, ninguna tendencia a perder electrones.
El sodio metalico es un reductor muy fuerte. No existe en agua, por tanto el ión Na+ carece de propiedades oxidantes.
Tampón Redox
Una solución que contiene a la vez el Oxidante y el Reductor conjugados se llama disolución Tampón.
Ejemplo.- Solución que contiene Fe3+/Fe2+ (c/u 1M) tiene un potencial E = 0.77v + (0.06)log[Fe3+]/[Fe2+] = 0.77v.
Si se añade un reductor como Cr(II) enérgico, 0.1M, se tendrá la siguiente reacción:
Fe3+ + Cr2+ → Cr3+ + Fe2+
El potencial del sistema Fe3+/Fe2+ es ahora:
E = 0.77 + (0.06)log[1 - 0.1]/[1 + 0.1] = 0.76v
Igual ocurriría si se añadiera un Oxidante fuerte como Ce(IV).
Gráficamente se representa como una curva sigmoidea, producto de trazar el Potencial del sistema Tampón versus el % de Oxidante (o Redcutor) añadido al sistema y que reaccione con este. Las disoluciones Tampón permiten fijar prácticamente el potencial Redox enun valor determinado.
Potencial de un Oxidante o de un Reductor
Si uno de los componentes del par Redox es prácticamente nulo, por ejemplo [Red] = 0
E = E0 + (0.06/n)log([Ox]/[Red]) = +∞
En la práctica esto es imposible, porque al ir aumentando el potencial y hacerse muy elevado, el agua reacciona como reductor (para remplazar al que no existe).
Constante de equilibrio de una reacción Redox
Cuando al Oxidante 1 se añade el Reductor 2 y ocurre la reacción
Ox1 + Red2 → Red1 + Ox2, con keq = [Red1][Ox2]/[Ox1][Red2]
y los potenciales:
E = E1 + (0.06/n)log([Ox1]/[Red1])
E = E2 + (0.06/n)log([Ox2]/[Red2])
En el equilibrio las concentraciones se encuentran ajustadas para que se verifique la igualdad de los potenciales de los dos sistemas, por lo que reacomodando la igualdad del valor de E, se tiene
E1 - E2 = 0.06/n log([Ox2]/[Red1])/([Ox1]/[Red2]) = 0.06/n logkeq
En caso general, de transferencia de diferente número de electrones
n2 Ox1 + n1 Red2 ↔ n2 Red1 + n1 Ox2, keq = [Red1][Ox2]/[Ox1][Red2]
se tiene que:
E1 - E2 = 0.06/n logKeq
Potencial de la reacción Redox en el punto de equivalencia
Cuando se ha añadido cantidades equivalentes de Reductor 2 y del Oxidante 1 se forma tanta cantidad de reductor 1 como de oxidante 2, ([Ox2] = [Red1]); en el equilibrio queda [Ox1] = [Red2]
De las expresiones de sus potenciales se puede obtener la expresión:
2E = E1 + E2 = 0.06/n log([Ox1][Ox2])/([Red1][Red2])
y en el punto de equivalencia: E = (E1 + E2)/2
Para el caso general: n2 Ox1 + n1 Red2 ↔ n2Red1 + n1Ox2, E = (n1E1 + n2E2)/(n1 + n2)
Potencial de un Polioxidante (o Poli Reductor)
UN polioxidante es un elemento que puede existir en diferentes grados de oxidación y por lo tanto, intercambiar sucesivamente varios electrones.
Ejemplos: Mn(II, IV, VI y VII), V(II, III, IV y V)
| Poli Reductor (Mn2 | |
| Mn2+ - 2e ↔ Mn4+ | |
| Mn4+ - 2e ↔ Mn6+ | Mn2+ - 4e ↔ Mn6+ |
| Mn6+ - e ↔ Mn7+ | Mn2+ - 5e ↔ Mn7+ |
Igualmente Mn(VII) es un polioxidante. Pero Mn(IV) y Mn(VI) son ANFOLITOS Porque pueden cumplir tanto el papel de Oxidantes como Reductores.
Equilibrio de Dismutación
Equilibrio desplazado hacia la formación de dos estados de oxidación (uno mayor y otro menor), diferentes al del reactante.
En el caso del Anfolito Mn(VI)
Mn6+ + 2e ↔ Mn4+ ; E2
2(Mn6+ - e ↔ Mn7+); E3
___________________________
3Mn6+ ↔ Mn4+ + 2Mn7+; siempre que E2 > E3
En términos generales, n2 Ox1 + n1 Red2 ↔ (n2 + n1)A, donde A es el anfolito (si E1 > E2)
Potencial de un anfolito: E = (n1E1 + n2E2)/(n1 + n2)
Corresponde al Punto de equivalencia de la reacción entre los compuestos o iones con estados de oxidación adyacentes (mayor y menor) del anfolito.
Constante de equilibrio de dismutación: log KDismutación = [(E1 - E2)n1n2]/0.06
Potencial de un sistema oxidorreductor GLOBAL
Cuando un oxidante recibe más de un electrón, para pasar a ser el Reductor no inmediato.
Ejemplo: Si se tiene las siguientes semi-reacciones,
V(IV) + e ↔V(III) ; E4
V(III) + e ↔V(II) ; E3
Se desea hallar el potencial E'4 correspondiente a V(IV) + 2e ↔ V(II)
E = E'4 + (0.03)log([V(IV)]/[V(II)])
Por lo que E'4 se calcula cuando [V(IV)] = [V(II)], entonces: E'4 = (E4 + E3)/2
En una forma general:
Ox1 + n1e ↔ Red1 ; E1
Ox2 + n2e ↔ Red2 ; E2
Si E1 > E2 y Red1 = Ox2 → Ox1 + (n1 + n2)e ↔ Red2; E' = (n1E1 + n2E2)/(n1 + n2)
