clase redox qcos

8/17/2019 Clase REDOX Qcos

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OXIDO - REDUCCIÓN


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EQUILIBRIO DE OXIDO-REDUCCIÓN

Reacciones de Transferencia de ELECTRONES

Reacciones Redox

Metalurgia: Electro deposición de CuLixiviación de Minerales

Corrosión

Técnicas de Análisis: Volumetría redox

Polarografía, etcPROCESOS BIOQUIMICOS


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Oxidante ↔↔↔↔ Reductor

Para que una reacción de oxido reacción ocurra, se debe encontrar

presente en la solución:

Acepta electrones Cede electrones

Se reduce Se oxida

Disminuye su estadode oxidación

Aumenta su estadode oxidación


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Oxidante + ne- ↔↔↔↔ Reductor

Fe+3 + ē ↔↔↔↔ Fe+2

Fe+3 + ē↔↔↔↔ Fe+2

Se reduce a

Fe+2 ↔↔↔↔ Fe+3 + ē

Se oxida a

Par oxido-reductor


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Fe+3 + ē ↔↔↔↔ Fe+2

Oxidante

Se reduce Acepta electrones Disminuye su estado de oxidación

Reductor

Se oxida Cede electrones Aumenta su estado de oxidación

RESUMEN

Entre los estados de oxidación de un mismo elemento existe unarelación de equilibrio, constituyen un Par oxido-reductor ( Eº)


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En general:

Eº = (Volt)

Los pares oxido reductores están caracterizados por una constantedenominada “Potencial normal” (Eº) que ha sido determinada paraconcentraciones 1 Molar y condiciones standard ( 25ºC, 1 atmosfera)Ej: Eº Sn+4 /Sn+2 = 0,15 Volt

Si el potencial normal de un par oxido reductor es elevado significa queel oxidante es fuerte, es decir acepta fácilmente electrones y se reduce.

Si el potencial normal de un par oxido reductor es pequeño significa queel reductor es fuerte, es decir cede fácilmente electrones y se oxida.

Ox + ne Red

El potencial normal del par HEl potencial normal del par H++ / H / H22 se ha tomado como valor referenciase ha tomado como valor referencia

EEºº HH++ / H / H22 = 0,00 Volt= 0,00 Volt

En un par redox mientras más fuerte es el oxidante, más débil es elreductor


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Potenciales standard. (concentraciones 1,0 M, 25ºC, 1 atmosfera)


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ESTADO DE OXIDACIÓN

El número de oxidación de un átomo, también llamado estado deoxidación, corresponde al número de cargas que tendría un átomo en

una molécula (o en un compuesto iónico) si se rompen todos los enlacesen los cuales participa.

Permite identificar a simple vistaqué elemento es oxidado o reducido

El número de oxidación corresponde a la carga real del átomo(cuando se trata de ión monoatómico) y a la carga hipotética quese asigna a un átomo en un compuesto en base a una serie dereglas


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REGLAS PARA ASIGNAR NÚMERO DE OXIDACIÓN

En elementos no combinados, en estado elemental es cero.Ej: En H2, Na, S8, P4, O2, K el E.O de cada átomo es 0

En iones simples (monoatómicos) el E.O es igual a su carga.Ej. Na+ = +1; Al+3 = +3

Los iones de los metales alcalinos (grupo 1A) tienen carga +1 y elestado de oxidación en sus compuestos es +1

Los iones de los metales alcalinotérreos (grupo 2A) tienen carga +2 yel estado de oxidación en sus compuestos es +2


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los peróxidos: en los cuales el estado de oxidación es –1. Ej: H2O2

los superóxidos: en los cuales el estado de oxidación es – ½. Ej: KO2

cuando se combina con flúor, se asigna al oxígeno estado deoxidación +2. Ej: OF2

Otros ejemplos: CuO -2 oxido de Cu IINa2O2 -1 peróxido de sodio

El hidrógeno en la mayor parte de sus compuestos tiene estado de

oxidación +1, excepto en los hidruros en los cuales su estado deóxidación es –1.

Ejemplos: H2O +1NaH -1 hidruro de sodio

El estado de oxidación del oxígeno en la mayoría de los compuestos

es –2, con excepción de:


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El estado de oxidación del Fluor es -1 en todos sus compuestos.

Los otros halógenos (Cl; Br ; I ) tienen estado de oxidación -1 en lamayoría de los compuestos binarios, pero cuando se combinan conoxigeno tiene número de oxidación positivo.

En el caso de un ión poliatómico, la suma algebraica de los

estados de oxidación de todos los átomos debe ser igual a la cargadel ión.

En una molécula neutra, el resultado de la suma algebraica de los

estados de oxidación de todos los átomos debe ser cero.

Ej : HClO4 ácido perclórico estado de oxidación Cl +7

Ej: CO2 C +4 O -2

Ej: PO4-3 O -2 P +5


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Un elemento puede presentar varios estados de oxidación. Ej: Nitrógeno yPeróxido de Hidrógeno

NO2-

+3

NO3-

+5

N20se oxida a se reduce a

ANFOLITO

H2O2O2 H2Ose oxida a se reduce a

Los estados de oxidación intermedios, se comportan como ANFOLITOS,

esto significa que pueden oxidarse o reducirse.

¿De que va a depender que un anfolito se oxide o sereduzca?


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EEºº VOVO+2+2 / V / V+3+3= 0,35 Volt= 0,35 Volt EEºº VV+3+3 / V / V +2+2== -- 0,26 Volt0,26 Volt

El ………… es anfolito

Sabiendo que:

V+3

MnO4-

V+3Oxidante fuerte

EºMnO4-/Mn+2 = 1,51 Volt

V+3 se oxida a VO+2

V+3

Cr+2

Reductor fuerteEº Cr+3/Cr+2 = -0,41 Volt

V+3 se reduce a V+2


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Para que una reacción de oxido reducción ocurra debe estar presenteun oxidante que acepte electrones y un reductor de otro par oxidoreductor, capaz de ceder electrones.

Es necesario determinar los coeficientes estequiométricos de cadaespecie presente.

REACCIONES REDOX

Ox1 + n1e → Red1

Red2 → Ox2 + n2e

Si mezclamos el Ox1 con el Red2:

Es necesario equilibrar la ecuación.


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Equilibrio de ecuaciones redox

Pasos a seguir:Pasos a seguir:

Escribir la ecuaciEscribir la ecuacióón parcial para el oxidante y para el reductor.n parcial para el oxidante y para el reductor.

Igualar el nIgualar el nºº dede áátomos de cada elemento.tomos de cada elemento.

Igualar las cargas netas, agregando electrones donde sea necesaIgualar las cargas netas, agregando electrones donde sea necesario.rio.

Igualar el nIgualar el nºº de electrones en las dosde electrones en las dos semisemi reacciones.reacciones.

Sumar ambasSumar ambas

semisemi

reacciones.reacciones.


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IOIO33--

((acac)) + HNO+ HNO2 (2 (acac)) →→ II2 (ac)2 (ac)+ NO+ NO33--

(ac)(ac) (en medio ácido)

Reducción : IO3-→ I2

2 IO2 IO33-- + 12H+ 12H++ + 10e+ 10e →→ II22 + 6 H+ 6 H22OO

HNOHNO22 + H+ H22OO →→ NONO33-- + 3 H+ 3 H++ + 2e+ 2e

2 IO2 IO33-- + 5 HNO+ 5 HNO22 →→ II22 + 5 NO+ 5 NO33-

- + 3 H+ 3 H++ + H+ H22OO

Oxidación : HNO2 → NO3-

Ejemplos:Ejemplos:

x5


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PREDICCION CUALITATIVA DE LAS REACCIONES DE

OXIDO REDUCCION

2121

ReRe bOxd ad baOx +⇔+

¿¿CuCuáál es el sentido de la reaccil es el sentido de la reaccióón?n?

EL OXIDANTE MAS FUERTE OXIDA AL REDUCTOR MAS DEBIL


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Predicción cualitativa de reacciones redox

oxidanteoxidante

reductoreductorr

MnOMnO44-- MnMn+2+2 1,521,52

EE

ºº

(Volt)(Volt)

CeCe+4+4 CeCe+3+3 1,401,40

OO22 HH22OO 1,231,23

FeFe+3+3 FeFe+2+2 0,770,77

II22 II

-- 0,540,54

VOVO+2+2 VV+3+3 0,350,35

CuCu+2+2 CuCu++ 0,150,15

HH++

HH22 0,000,00VV+3+3 VV+2+2 --0,260,26

CrCr+3+3 CrCr+2+2 --0,410,41

EEºº aumenta hacia arribaaumenta hacia arriba

Oxidantes fuertes se encuentranOxidantes fuertes se encuentran

Para que una reacciPara que una reaccióón de oxidon de oxido--reduccireduccióón ocurra, el potencial normaln ocurra, el potencial normaldel par al cual pertenece el oxidantedel par al cual pertenece el oxidante

debe ser mayor que el potencialdebe ser mayor que el potencialnormal del par al cual pertenece elnormal del par al cual pertenece elreductor.reductor.

en el ladoen el lado izquierdo superiorizquierdo superior..

Los oxidantes más fuertes tienenEº mayor.


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REACCIONES DE ANFOTERIZACIÓN Y DISMUTACIÓN

AnfoterizaciAnfoterizacióónn :: reaccireaccióón de formacin de formacióón de unn de un anfolitoanfolito..

EEºº CrCr22OO77--22 / / CrCr+3+3= 1,33 Volt= 1,33 Volt EEºº CrCr

+3+3 / / CrCr+2+2== -- 0,41 Volt0,41 Volt

CrCr22OO77--22 CrCr+3+3

CrCr+3+3 CrCr+2+2CrCr22OO77 -

-22 + 6Cr+ 6Cr+2+2 + 14 H+ 14 H++ →→ 8 Cr8 Cr+3+3 + 7 H+ 7 H22OO

La reacciLa reaccióón den de anfoterizacianfoterizacióónn ocurre cuando:ocurre cuando:

ElEl EEºº del par en el cual eldel par en el cual el anfolitoanfolito actactúúa como reductor es mayor que ela como reductor es mayor que el EEºº

del par en el cual eldel par en el cual el anfolitoanfolito actactúúa como oxidantea como oxidante

La reacciLa reaccióón den de anfoterizacianfoterizacióónn es la reaccies la reaccióón de formacin de formacióón de un estado den de un estado de

oxidacioxidacióón intermedio (n intermedio (anfolitoanfolito) a partir de un grado de oxidaci) a partir de un grado de oxidacióón superior yn superior y

otro inferiorotro inferior

Si mezclo CrCr22OO77--22 concon CrCr+2+2


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Dismutación: El anfolito reacciona consigo mismo para formar ungrado de oxidación superior y otro inferior

El Cu (I)El Cu (I) en medioen medio áácido es inestable,cido es inestable, pupuééss reacciona consigo mismo,reacciona consigo mismo,

es decires decir dismutadismuta..

CuCu++ CuCu00

CuCu+2+2 CuCu++

2Cu2Cu ++ →→ CuCu 00 + Cu+ Cu+2+2

Una reacciUna reaccióón den de dismutacidismutacióónn ocurre cuando:ocurre cuando:

ElEl EEºº del par en el cual eldel par en el cual el anfolitoanfolito actactúúa como oxidante es mayor que ela como oxidante es mayor que el

EEºº del par en el cual eldel par en el cual el anfolitoanfolito actactúúa como reductor.a como reductor.

EEºº CuCu++ / Cu / Cu00= 0,52 Volt= 0,52 Volt EEºº CuCu+2+2 /Cu /Cu++= 0,15 Volt= 0,15 Volt

Solo los anfolitos dismutan.


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Dismutación del agua oxigenada: A pH ácido el peroxido de hidrógenoDISMUTA.

H2O2 H2O 1,78V

O2 H2O2 0,68 V

Se utiliza como antiséptico, impide el crecimiento de microorganismos entejidos vivos.

H2O2 + 2H+ +2e ↔ 2 H2O

O2 + 2H+ +2e ↔ H2O2

La reacción es muy lenta, se pueden obtener soluciones estables deperoxido de hidrógeno agregando una pequeña cantidad de estabilizadortal como estanato de sodio (Na2SnO3).

2 H2O

2↔ 2 H

2O + O

2Reacción de dismutación

Para aclarar el cabello se utilizan soluciones al 6% p/v, el H2O2 oxida

el pigmento oscuro del cabello (melanina) a productos incoloros


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PREDICCIÓN CUANTITATIVA DE REACCIONES REDOX

Si tenemos en soluciSi tenemos en solucióón el sistema oxido reductor:n el sistema oxido reductor:

a Ox +a Ox + nene b Redb Red EEºº

Utilizando la ecuaciUtilizando la ecuacióón den de NernstNernst,, se puede calcular el potencial redox dese puede calcular el potencial redox de

la solucila solucióón (n ( EE ), el cual corresponde al potencial de la soluci), el cual corresponde al potencial de la solucióón cuando sen cuando sealcanza el estado de equilibrio.alcanza el estado de equilibrio.

E =E = EEºº ++ R TR TnFnFlnln [Ox]

[Ox] aa

[Red][Red] bb

Eº (potencial normal): Constante característica del sistema oxido-reductor

R: Constante de los gases ideales. 8,313 Joule / mol ºK T: 298ºK (25ºC)

n: Número de electrones en la semi-reacción del sistema redox

F: Constante de Faraday, 96487 Culomb/mol ln : 2,303 log

E =E = EEºº ++ 0,060,06nnloglog [Ox]

[Ox] aa

[Red][Red] bbecuaciecuacióón den de NernstNernst


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Se prepara una solución mezclando 20 mL de una solución que es 0,200 Men HNO2 y 0,10 M en Sn

+2 con 50 mL de MnO4- 0,2 N, a pH cero:

a) Escriba la(s) ecuación (es) química(s) equilibrada(s) correspondiente(s) ala(s) reacción(es) que ocurre(n) en esa solución.b) Calcule el potencial redox de la solución resultante.Eº MnO4

- / Mn+2= 1,51 Volt Eº NO3- / HNO2= 0,94 Volt

Eº Sn+4 /Sn+2 = 0,15 Volt

HNO2Sn+2

MnO4-

1ª reacción: 2 MnO4- + 5 Sn+2 + 16 H+ 2 Mn+2 + 5 Sn+4 + 8 H2O

22

1,2 0,8 2

MnO4- 1,51Eº(Volt)

HNO2 0,94

Sn+2 0,15Sn+4

Mn+2


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2ª reacción: 2 MnO4- + 5 HNO2 + H

+ 2 Mn+2 + 5 NO3- + 3 H2O

1,2 0,84

1 2 3

MnO4- 1,51Eº(Volt)

HNO2 0,94

Sn+2 0,15Sn+4

Mn+2

NO3-

E = 0,94 + 0,062

log[NO3

-] [H+]3

[HNO2]

E = 0,94 + 0,03 log(O,04285) (1)3

0,01429 = 0,954 Volt

Al equilibrio el potencial redox de la solución es 0,954 Volt

Aplicando la ecuación de Nernst


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Punto de equivalencia eq Ox1 = eq Red2

21122112 ReRe Oxnd nd nOxn +⇔+

21

2211

nn

E n E n E

+

+=

[ ]

[ ]11

11 Relog

058,0

d

Ox

n E E += n

1

[ ]

[ ]22

22 Relog

058,0

d

Ox

n E E += n2

( ) [ ] [ ]

[ ] [ ]21

21221121

ReRe

log058,0

d d

OxOx E n E n E nn

⋅

⋅+⋅+⋅=⋅+

Al equilibrio tenemos que al mezclar en cantidadesAl equilibrio tenemos que al mezclar en cantidades

equivalentesequivalenteseq Ox1 = eq Red2 (Mismo Volumen)

eq Ox2 = eq Red1 (Mismo Volumen)

0


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EJEMPLO: Se ponen en contacto 100 ml de Ce4+ 0,1M con 50 ml de Sn2+

0,1M, calcular el potencial alcanzado por la solución resultante (pH 0)

1011,01004 =⋅⋅=+ M mlCemeq 1021,0502

=⋅⋅=+

M mlSnmeq

151,02

40 =

+

+

SnSn E 72,1

3

40 =

+

+

CeCe E

++++

+→+ 4324 22 SnCeSnCe

Inicio 10 10 0 0

Final 0 0 10 10

V

nn

E n E n E 674,0

3

151,0272,11

21

2211=

⋅+⋅=

+

+=

l E l f l d


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Potencial De Equilibrio DePotencial De Equilibrio De AnfolitosAnfolitos RedoxRedoxTratamiento similar al punto de equivalencia entre el oxidante de un

sistema y el reductor de otro AnfolitoenOx →+ 11

en Anfolitod 22

Re +→ n1

n2

( ) Anfolitonnd nOxn 212112 Re +⇔+

[ ][ ] Anf Ox

n E E 1

1

1 log058,0

+=n1

[ ]

[ ]222

0580

d

Anf

n

E E

Re

log,

+= n2

[ ]

[ ]

[ ]

[ ]2221

1121

05800580d

Anf E n

Anf

Ox E nnn E

Relog,log,)( +⋅++⋅=+

Punto equivalencia

n1[Ox1] = n2[Red2]

1

2

2121

2211 log058,0

n

n

nnnn

E n E n E

+

+

+

+=

21

2211

nn

E n E n E

+

+=

tiende a 0

[ ][ ][ ][ ] Anf d

Ox Anf E n E nnn E

2

1

221121 0580

Relog,)( ⋅+⋅+⋅=+


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CUANTITIVIDAD DE UNA REACCION REDOX

21122112 ReRe Oxnd nd nOxn +⇔+

Ox1 se añade a Red2 se tiene el equilibrio:

[ ] [ ]

[ ] [ ] ⋅

⋅

⋅

=−12

12

21

21

21

21Re

Relog

058,0nn

nn

d Ox

Oxd

nn E E

12

12

21

21

Re

Renn

nn

d Ox

Oxd K =

)(Re 1111 E d enOx →+

)(Re 2222 E d enOx →+

En el equilibrio ambos potenciales se igualan

[ ]

[ ]2

2

2

2Re

log058,0

d

Ox

n E E +=

[ ][ ]1

1

1

1Relog

058,0

d

Ox

n E E +=

[ ][ ]

[ ][ ]2

2

2

2

1

1

1

1Re

log058,0

Relog

058,0

d

Ox

n E

d

Ox

n E +=+

058,0log

21)(Re2)(1 nn E E

K d Ox

⋅−

=

Si n1=n2 se multiplica solo por n

Si n1 es múltiplo de n2 se multiplica solopor n2

Se debe utilizar el mínimo comúnmúltiplo entre n1 y n2 cuando sea posibleSi E1 > E2 K>>>>


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EJEMPLO: Calcular la constante de equilibrio para la reacción entre MnO4- y

Fe2+ en medio ácido

O H Mne H MnO 22

4 458 +→++ ++−

eFeFe +→ ++ 32

x5

++++−

++→++ 3

2

22

4 5458 FeO H MnFe H MnO

507,1240 =

+

−

Mn

MnO E 771,023

0 =

+

+

FeFe E

852

4

532

++−

++

=

H Fe MnO

Fe MnK

A esta constante se quiere determinar su valor….


31/52

[ ][ ]+

+

+=+

+

2

30

log1

058,02

3

Fe

Fe E E

FeFe

[ ][ ][ ]

+

+−

+=

+

− 2

8

40

log5

058,0

24 Mn

H MnO

E E Mn

MnO

[ ][ ]

[ ][ ][ ]+

+−

+

+

+=+

+

−+

+

2

8

40

2

30 log

5

058,0log

1

058,0

24

2

3

Mn

H MnO E

Fe

Fe E

Mn

MnOFeFe

852

4

532

++−

++

=

H Fe MnO

Fe MnK

[ ][ ] [ ][ ][ ] ++

+

− −=−

+

+−

+

+

2

3

24

002

8

452

53

log5058,0log

5058,0

FeFe E E

Mn H MnO

FeFe

Mn

MnO

[ ] [ ]

[ ] [ ][ ]8

4

52

25300 log

5

058,02

3

24 +−+

++

=−+

+

+

−

H MnOFe

MnFe E E

Fe

Fe

Mn

MnO

K

( )63

058,0

5771,0507,1

058,0

5

log

2

3

24

00

=⋅−

=

⋅

−

=

+

+

+

−Fe

Fe E E

K Mn

MnO 63

10=

K

Deducción de la expresión matemática para Keq….


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POTENCIALES GLOBALES

( ) )(Re 23211 global E d ennnOx →+++

( ) [ ] [ ] [ ]

[ ] [ ] [ ]212

211332211321

Re

log058,0

Anfolito Anfolitod

Anfolito AnfolitoOx E n E n E n E nnn

⋅⋅

⋅⋅⋅+++=++

)( 1111 E AnfolitoenOx ⇔+ [ ]

[ ]11

1

1 log058,0

Anfolito

Ox

n E E += n1

)( 2221 E Anfolitoen Anfolito ⇔+ [ ]

[ ]2

1

2

2 log058,0

Anfolito

Anfolito

n E E +=

n2

)(Re 3232 E d en Anfolito ⇔+ [ ]

[ ]2

2

3

3Re

log058,0

d

Anfolito

n E E += n3

[ ][ ]21

321 Relog058,0

d Ox

nnn E E global

++

+=


33/52

( ) ( )[ ]

[ ]21

321321

332211

Relog

058,0

d

Ox

nnnnnn

E n E n E n E ⋅

++

+

++

++=

( ) [ ] [ ] [ ]

[ ] [ ] [ ]212

211332211321

Relog058,0

Anfolito Anfolitod

Anfolito AnfolitoOx E n E n E n E nnn

⋅⋅

⋅⋅⋅+++=++

Eglobal

( ).....

.....

321

3322110

nnn

E n E n E n

E global ++

++=


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EJEMPLO: Calcular el potencial global Cu2+ /Cu0

337,02

521,01153,010=

⋅+⋅=global E

Cu2+ +2e↔ Cu0


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APLICACIÓN: RECUBRIMIENTOS METALICOS

Electrodeposición: proceso electroquímico en el que se utiliza unacorriente eléctrica para reducir cationes en una solución acuosa que los

contiene para propiciar el depósito de ellos en estado metálico, sobre un

objeto conductivo que será el cátodo de la celda, creando un fino

recubrimiento alrededor de este con el material reducido.

Recubrimientos de oro y plata para

embellecimiento exterior de objetos

Recubrimiento con cinc, níquel, cromo

etc. con la finalidad de proteger objetosmetálicos contra la corrosión.

Zn+2

Zn0


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APLICACIÓN:Electro deposición de cobre

Grandes planchas de cobre impuro sirven de ánodos de la celda, los

cátodos son láminas delgadas de cobre puro. Los electrodos se encuentran

en una solución acuosa de sulfato de Cu (II).

Manteniendo un potencial adecuado, el cobre del ánodo se oxida y pasaa la solución y a continuación se reduce el Cu+2 a Cu metálico

depositándose en el cátodo.

Los métodos electrolíticos se utilizan

para refinar cobre, oro, plata y otros

metales. La ventaja de extraer orefinar metales por procesos

electrolíticos es que el metal

depositado es de elevada pureza.


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Oxidación en el ánodo

Cu0(s) → Cu+2(aq) + 2e

Reducción en el cátodo

Cu+2(aq) + 2e→ Cu0(s)

Las impurezas, que son otros metales que suelen estar presentesen los minerales de cobre, no se depositan en el cátodo.

Los iones metálicos activos como Fe+2 o Zn+2 permanecen en solución,

los metales nobles en cambio tales como Ag, Au y Pt caen al fondo delrecipiente de donde pueden ser retirados posteriormente.


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APLICACIÓN: CONTAMINACIÓN DE AGUAS

El oxígeno disuelto en agua de lagos, ríos y mar, es un indicador de cuancontaminada está el agua y por lo tanto, de cuan adecuada es para darsoporte a la vida vegetal y animal.

El oxígeno disuelto en agua proviene del oxígeno del aire y de la fotosíntesisde las plantas acuáticas.

La solubilidad de O2en el agua es directamente proporcional a la presióne inversamente proporcional a la temperatura y a la concentración desales disueltas.

El contenido de oxígeno disuelto se expresa en mg/L (ppm)


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Nivel de OD

(mg/L) ppm

Calidad del agua

0,0 - 4,0Mala: Algunas poblaciones de peces ymacroinvertebrados empiezan adisminuir.

4,1 – 7,9 Aceptable

8,0 – 12,0 Buena

> 12,0 Repita la prueba. El agua puede estarartificialmente aireada

A 20ºC y presión atmosférica standard, la cantidad máxima de O2 quepuede disolverse en agua dulce es 9 ppm.


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Procedimiento y reacciones involucradas para la

determinación de O2 disuelto. (Método de Winkler)

Tomar la muestra en botellas especiales de 250 mL, la muestra se tomabajo la superficie del agua.

Tape la botella bajo el agua , verificando que no queden burbujas de aireatrapadas.

Agregue a la muestra 1 mL de sulfato de Mn(II) y 1 mL de yoduro alcalino

O2+ 2H2O + 4e→ 4OH-

Mn+2 + 3OH- → Mn(OH)3(s) + e x4

4 Mn+2 + O2+ 8 OH- + 2H2O→ 4 Mn(OH)3(s)


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Se deja decantar el precipitado, y se agrega 1 mL de H2SO4 concentrado

Mn(OH)3(s) + 3H+ + e → Mn+2 + 3H2O

2I-→ I2 +2e

2Mn(OH)3(s) + 2I- + 6H+ → 2 Mn+2 + I2 + 6H2O

x2

Color café a la solución


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El I2 generado se valora con una solución patrón de tiosulfato de sodio

(Na2S2O3) 0,0120 N, utilizando como indicador de fin de reacción unasgotas de solución de almidón al 1% m/v. (P.F azul -blanco)Se valora una alícuota de 100 mL de la muestra tratada.

nº meq O2 = nº meq Mn(OH)3 = nº meq I2 = nº meq S2O3-2

V S2O3-2 x N S2O3-2Cálculos

Si en la valoración de 100 mL de la muestra de agua de un lago segastaron 5,5 mL de Na2S2O3 0,0120 N. Determine la calidad del agua dellago.

Nº meq O2= 5,5mL x 0,0120 meq/mL = 0,066 meq (100 mL)

0,165 meq O2

en 250 mL de muestra.

meq O2 x P.eq O2 = 0,165 meq x 8 mg/meq = 1,32 mg de O2

1,32 mg/ 0,25 L= 5,3 ppm de O2La calidad del agua del lago esaceptable


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INFLUENCIA DEL pH ENINFLUENCIA DEL pH ENINFLUENCIA DEL pH ENINFLUENCIA DEL pH EN LOS EQUILIBRIOS LOS EQUILIBRIOS LOS EQUILIBRIOS LOS EQUILIBRIOS

REDOX REDOX REDOX REDOX

M difi ió d l i d d d ió d l


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Modificación de las propiedades redox por acción del

pH y de las reacciones de complejamientoAspectos cualitativos:

[Ox]E = Eº +

0,06

n

log

[Red]

HA (OH-)

B- (H+)

M+n ( L; A-)

Eº’

Si Eº’ E

Ox + ne Red

Si Eº’ se refuerza la propiedad oxidante del Ox. E

se refuerza la propiedad reductora del Red.

A-

HB

ML+n ;ML2+n ; MAn-1; MA2

n-2

COx

CRedPotencial normal

condicional


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Ejemplos:

Fe+3/ Fe+2

El Fe+3 en presencia de F- forma complejos (FeF+2 ; FeF2+ ; FeF3) por lo

tanto el Fe+3 disminuye su poder oxidante. El poder reductor del Fe+2

aumenta

En presencia de EDTA se forman los complejos FeY- ; FeY-2. El poder oxidoreductor dependerá de la estabilidad de los complejos.

Sº / S-2

En medio ácido (HS- ; H2S ). Disminuye el poder reductor del S-2 y aumenta

el poder oxidante del Sº.

En presencia de Cd+2 (CdS(s)). Disminuye el poder reductor del S-2 y aumenta

el poder oxidante del Sº.

Influencia de las reacciones ácido-base en las


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Influencia de las reacciones ácido base en lasreacciones de oxido-reducción

A.- Un oxidante, un reductor o ambos pueden tenerpropiedades ácido-base

Ej: El H2S es el reductor del par: S

0

+ 2 H

+

+ 2 eH2S

Eº = 0,14 Volt (a pH cero)

H2S: pk2=7,0 pk1=13H2S HS

- S-2

a pH > 13 S0 + 2 e S-2

7 < pH < 13 S0 + H+ + 2 e HS-

pH < 7 S0 + 2H+ + 2 e H2S

Por lo tanto deben corregirse los Eº y calcular los potenciales normalescondicionales ( Eº’ )

pH7,0 13

B - Un sistema redox necesita un medio ácido


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B. Un sistema redox necesita un medio ácidopara oxidarse o para reducirse.

Ej: MnO4- + 8 H+ + 5e Mn

+2 + 4 H2OEº = 1,51 Volt

E = Eº +0,06

5log

[MnO4-] [H+]8

[Mn+2]

E = Eº +

0,06

5 log [H+

]8

+

0,06

5 log

[MnO4-]

[Mn+2]

Eº’

Eº’ = Eº -0,06

58 pH = Eº - 0,096 pH


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En general para el sistema del tipo:

Ox + a H+ + n e Red Eº

Eº’ = Eº - 0,06n

a pH

Se observa que si el pH aumenta Eº’ disminuye (cambia de posiciónen la escala ).

Potencial normal condicional


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Oxidaciones selectivas: Solución que contiene yoduro y bromuro,

a la cual se agrega K2Cr2O7

Eº I2 / I- = 0,62 Volt Eº Br2 / Br

- = 1,0 Volt

Eº Cr2O7-2 / Cr+3 = 1,33 Volt

A pH cero Eº (Volt)

Cr2O7-2 Cr+3 1,33

Br2 Br- 1,00

I2 I- 0,62

Cr2O7-2 oxida I- a I2 y Br- a Br2

Br-

I-

Cr2O7-2

a pH 3 0


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a pH 3,0Eº’ Cr2O7

-2 / Cr+3 = 1,33 – 0,14 (3) = 0,91 Volt

Br2 Br- 1,00

Eº (Volt)

Cr2O7-2 Cr+3 0,91

I2 I- 0,62

Cr2O7-2 oxida solamente I- a I2

a pH = 10 Eº’ Cr2O7-2 / Cr+3 = 1,33 – 0,14 (10) = -0,07 Volt

Eº (Volt)

Br2 Br- 1,00

I2 I- 0,62

Cr2O7-2 Cr+3 -0,07

Cr2O7-2

a pH 10 no oxida ni el I-

a I2 ni elBr- a Br2

Dismutación del I2 por efecto del pH


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Dismutación del I2 por efecto del pH.

Eº I2 / I- = 0,62 VoltEº IO3- / I2 = 1,19 Volt

pH Eº’

0 1,19

2

4

6

8

10

12

14

1,05

0,90

0,76

0,61

0,47

0,33

0,18

1,19 – 0,072 pH = 0,62

10

Eº’IO3- / I2= 1,19 -

0,0612 pH

pH = 7,97,9

Se considera que la dismutación del I2 ocurre a pH > 7,9

2 IO3- + 12 H++ 10 e I2 + 6 H2O

0,5

1,0

Eº’ (Volt)

pH

I2 / I-

IO3- / I2

1,19

Eº’IO3- / I2= 1,19 - 0,072 pH

clase redox qcos

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