Complejos y Oxidorreduccion

Complejos y oxidorreduccion

Variaciones de las propiedades oxido-reductivas por formacion de complejos

El potencial de un par redox puede variar sensiblemente debido a la formación de complejos.

Como un ejemplo la solución que contiene el par Fe3+/Fe2+ si a esta se le añade iones F-, los iones Fe3+ son comprometidos en formación del complejo. Al disminuir [Fe3+] se disminuye la relación [Fe3+]/[Fe2+] en la ecuacion de Nernst lo que provoca también una disminución del E. Lo que provoca que el par se hace menos oxidante, en pocas palabras se vuelve reductora.

Es posible modificar según la necesidad, el potencial redox de un sistema dado añadiendo un formador de complejos adecuado.

Influencia de Ki sobre el potencial

El potencial de un par redox, cuyo iones esta empleado en un complejo, depende de la estabilidad del complejo y de la concentración del complejante.

Ejemplo: e par Fe3+/Fe2+ en presencia de iones F-, la constante de inestabilidad Ki= [Fe3+][F-]/[FeF2+], se sustituye el valor en la formula de Nernst.

E es tanto menor cuanto menor es Ki (cuanto mas estable es el complejo) y cuanto mayor es la concentración del ion complejante.

Potencial de un par de iones ambos complejantes

Los iones de un par redox son ambos complejantes el potencial depende de la relación de las constantes de inestabilidad.

Ejemplo: el par Co3+/Co2+ es muy oxidante, mientras el par Co(CN)63-/Co(CN)64- es muy reductor.

Si se añade iones CN- en cantidad suficiente , los iones Co3+ y Co2+ son comprometidos ambos a la formación de los complejos. Los Ki se puede indicar KiCo(III) y KiCo(II)= KiCo(III)/KiCo(II)=10-44.

El complejo cianocobalto(III) es una gran medida mas estable que el cianocobalto(II).

Este par tiene un potencial E°=-0.8 V. Este potencial negativo nos indica justamente que la solución se ha hecho muy reductora.

Estabilización de un estado de oxidación por formación de complejos

La formación de complejos puede estabilizar ciertos estados de oxidación que a menudo son pocos estables.

-por ejemplo, una sal Mn(II) se trata con un oxidantes en presencia de oxalatos, la oxidación del Mn2+ se estabiliza en Mn3+, porque Mn3+ con los oxalatos se forma un complejo estable. El Mn3+ es un complejado por oxalatos mas fuertemente que MnII y MnIV.

En condiciones la relación [Mn III]/[Mn II] disminuye E’, por Mn II se hace mas reductor es decir mas oxidable.

La relación [Mn IV]/{MnIII] aumenta E”, por Mn IV se hace mas oxidante, es decir, mas reducible.

La formación de complejos estabiliza ciertos estados de oxidación, como en las reacciones redox pueden estabilizar o destruir un complejo.

Aplicaciones

...