Este documento trata sobre reacciones redox y estados de oxidación. Explica las diferencias entre oxidantes y reductores, y cómo se determina el estado de oxidación de los elementos y compuestos siguiendo reglas específicas. También cubre cómo ajustar ecuaciones redox usando los estados de oxidación, y cómo las reacciones redox siempre involucran la reducción de una especie y la oxidación de otra.
Los dispositivos de atomización debe efectuar la compleja tarea de convertir la especie del analito en átomos libres, iones elementales o ambos, en fase gaseosa. Estos dispositivos son clasificados en: Atomizadores Continuos y Atomizadores Discretos. En los primeros, las muestras se introducen de manera continua, como llamas y los plasmas, mientras que en los segundos, con un dispositivo como una jeringa o un automuestreador.
Los dispositivos de atomización debe efectuar la compleja tarea de convertir la especie del analito en átomos libres, iones elementales o ambos, en fase gaseosa. Estos dispositivos son clasificados en: Atomizadores Continuos y Atomizadores Discretos. En los primeros, las muestras se introducen de manera continua, como llamas y los plasmas, mientras que en los segundos, con un dispositivo como una jeringa o un automuestreador.
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 5. Química Orgánica.pptxTriplenlace Química
Selección de preguntas del bloque 5 ( química orgánica) del examen de Biología de la Prueba de Acceso a las Universidades de Madrid.
Algunos contenidos:
Estudio de funciones orgánicas.
Nomenclatura y formulación orgánica según las normas de la IUPAC.
Funciones orgánicas de interés: oxigenadas y nitrogenadas, derivados halogenados, tioles, perácidos. Compuestos orgánicos polifuncionales.
Tipos de isomería.
Tipos de reacciones orgánicas.
Principales compuestos orgánicos de interés biológico e industrial: materiales polímeros y medicamentos Macromoléculas y materiales polímeros.
Polímeros de origen natural y sintético: propiedades. Reacciones de polimerización.
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 4. Microorganismos y su...Triplenlace Química
Selección de preguntas del bloque 4 ( microrganismos y sus aplicaciones, biotecnología) del examen de Biología de la Prueba de Acceso a las Universidades de Madrid.
Se tratan estos temas:
1. Microbiología. Concepto de microorganismo.
2. Criterios de clasificación de los microorganismos.
3. Microorganismos eucarióticos. Principales características de algas, protozoos y hongos.
4. Bacterias.
4.1. Características estructurales.
4.2. Características funcionales.
4.2.1. Reproducción.
4.2.2. Tipos de nutrición.
5. Virus.
5.1. Composición y estructura.
5.2. Ciclos de vida: lítico y lisogénico.
6. Otras partículas infectivas: viroides y priones.
7. Métodos de estudio de los microorganismos. Esterilización y pasteurización.
8. Relaciones entre los microorganismos y la especie humana.
8.1. Beneficiosas.
8.2. Perjudiciales: enfermedades producidas por microorganismos en la especie humana, animales y plantas.
8.3. Los microorganismos en los ciclos biogeoquímicos.
9. Biotecnología.
9.1. Concepto y aplicaciones.
9.2. Importancia de los microorganismos en investigación e industria: productos elaborados por biotecnología.
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 5. Autodefensa de los o...Triplenlace Química
Selección de preguntas del bloque 5 ( inmunología) del examen de Biología de la Prueba de Acceso a las Universidades de Madrid.
Se tratan estos temas:
1. Concepto de infección.
2. Mecanismos de defensa orgánica.
2.1. Inespecíficos. Barreras naturales y respuesta inflamatoria.
2.2. Específicos. Concepto de respuesta inmunitaria.
3. Concepto de inmunidad y de sistema inmunitario.
3.1. Componentes del sistema inmunitario: moléculas, células y órganos.
3.2. Concepto y naturaleza de los antígenos.
3.3. Tipos de respuesta inmunitaria: humoral y celular.
4. Respuesta humoral.
4.1. Concepto, estructura y tipos de anticuerpos.
4.2. Células productoras de anticuerpos: linfocitos B.
4.3. Reacción antígeno-anticuerpo.
5. Respuesta celular.
5.1. Concepto.
5.2. Tipos de células implicadas: linfocitos T, macrófagos.
6. Respuestas primaria y secundaria. Memoria inmunológica.
7. Tipos de inmunidad.
7.1. Congénita y adquirida.
7.2. Natural y artificial.
7.3. Pasiva y activa.
7.4. Sueros y vacunas. Importancia en la lucha contra las enfermedades infecciosas.
8. Disfunciones y deficiencias del sistema inmunitario.
8.1. Hipersensibilidad (alergia).
8.2. Autoinmunidad.
8.3. Inmunodeficiencias. El SIDA y sus efectos en el sistema inmunitario.
9. El trasplante de órganos y los problemas de rechazo: células que actúan.
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 4. Reacciones de oxidaci...Triplenlace Química
Selección de preguntas de exámenes de Química de la Prueba de Acceso a la Universidad (Madrid), bloque 4 (reacciones rédox, electroquímica).
Equilibrio redox.
Concepto de oxidación-reducción. Oxidantes y reductores. Número de oxidación.
Ajuste redox por el método del ion-electrón. Estequiometría de las reacciones redox.
Potencial de reducción estándar. Volumetrías redox.
Leyes de Faraday de la electrolisis.
Aplicaciones y repercusiones de las reacciones de oxidación reducción: baterías eléctricas, pilas de combustible, prevención de la corrosión de metales.
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 3. Genética y evolución...Triplenlace Química
Selección de preguntas del bloque 3 ( Genética y evolución) del examen de Biología de la Prueba de Acceso a las Universidades de Madrid.
Se tratan estos temas:
1. La genética molecular o química de la herencia.
1.1. Identificación del ADN como portador de la información genética.
1.1.1. ADN y cromosomas.
1.1.2. Concepto de gen.
1.1.3. Conservación de la información: la replicación del ADN. Etapas de la replicación.
1.1.4. Diferencias entre el proceso replicativo de eucariotas y procariotas.
1.2. El ARN.
1.2.1. Tipos y funciones.
1.2.2. La expresión de los genes.
1.2.3. Transcripción y traducción genética en procariotas y eucariotas.
1.3. El código genético en la información genética.
1.4. Alteraciones de la información genética.
1.4.1. Concepto de mutación y tipos.
1.4.2. Los agentes mutagénicos.
1.4.3. Consecuencias de las mutaciones.
1.4.3.1. Consecuencias evolutivas y aparición de especies.
1.4.3.2. Efectos perjudiciales: mutaciones y cáncer.
2. Genética mendeliana.
2.1. Conceptos básicos de herencia biológica.
2.1.1. Genotipo y fenotipo.
2.2. Aportaciones de Mendel al estudio de la herencia.
2.2.1. Leyes de Mendel.
2.2.2. Cruzamiento prueba y retrocruzamiento.
2.2.3. Ejemplos de herencia mendeliana en animales y plantas.
2.3. Teoría cromosómica de la herencia.
2.3.1. Los genes y los cromosomas.
2.3.2. Relación del proceso meiótico con las leyes de Mendel.
2.3.3. Determinismo del sexo y herencia ligada al sexo e influida por el sexo.
3. Evolución.
3.1. Pruebas de la evolución.
3.2. Darwinismo.
3.3. Neodarwinismo o teoría sintética de la evolución.
3.4. La selección natural.
3.5. La variabilidad intraespecífica. La mutación y la reproducción sexual como fuente de variabilidad.
3.6. Evolución y biodiversidad.
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 2. La célula viva, morf...Triplenlace Química
Selección de preguntas del bloque 2 ( La célula viva, morfología, estructura y fisiología celular) del examen de Biología de la Prueba de Acceso a las Universidades de Madrid.
Se tratan estos temas:
1. La célula: unidad de estructura y función.
2. Esquematización de diferentes estructuras y orgánulos celulares
3. Célula procariótica y eucariótica.
4. Células animales y vegetales.
5. Célula eucariótica: componentes estructurales y funciones. Importancia de la compartimentación celular.
5.1. Membranas celulares: composición, estructura y funciones.
5.2. Pared celular en células vegetales.
5.3. Citosol y ribosomas. Citoesqueleto. Centrosoma. Cilios y flagelos.
5.4. Orgánulos celulares: mitocondrias, peroxisomas, cloroplastos, retículo endoplasmático, complejo de Golgi, lisosomas y vacuolas.
5.5. Núcleo: envoltura nuclear, nucleoplasma, cromatina y nucleolo. Niveles de organización y compactación del ADN.
6. Célula eucariótica: función de reproducción.
6.1. El ciclo celular: interfase y división celular.
6.2. Mitosis: etapas e importancia biológica.
6.3. Citocinesis en células animales y vegetales.
6.4. La meiosis: etapas e importancia biológica.
7. Célula eucariótica: función de nutrición.
7.1. Concepto de nutrición. Nutrición autótrofa y heterótrofa.
7.2. Ingestión.
7.2.1. Permeabilidad celular: difusión y transporte.
7.2.2. Endocitosis: pinocitosis y fagocitosis.
7.3. Digestión celular
7.4. Exocitosis y secreción celular.
7.5. Metabolismo.
7.5.1. Conceptos de metabolismo, catabolismo y anabolismo.
7.5.2. Aspectos generales del metabolismo: reacciones de oxidorreducción y ATP.
7.5.3. Estrategias de obtención de energía: energía química y energía lumínica.
7.5.4. Características generales del catabolismo celular: convergencia metabólica y obtención de energía.
7.5.4.1. Glucólisis.
7.5.4.2. Fermentación.
7.5.4.3. ß-oxidación de los ácidos grasos.
7.5.4.4. Respiración aeróbica: ciclo de Krebs, cadena respiratoria y fosforilación oxidativa.
7.5.5. Características generales del anabolismo celular: divergencia metabólica y necesidades energéticas.
7.5.5.1. Concepto e importancia biológica de la fotosíntesis para el mantenimiento de la vida sobre la Tierra.
7.5.5.2. Etapas de la fotosíntesis y su localización en células procariotas y eucariotas.
7.5.6. Quimiosíntesis.
7.5.7. Integración del catabolismo y del anabolismo.
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 1. La base molecular y ...Triplenlace Química
Selección de preguntas del bloque 1 (Base molecular y fisicoquímica de la vida) del examen de Biología de la Prueba de Acceso a las Universidades de Madrid.
Se tratan estos temas:
1. Composición de los seres vivos: bioelementos y biomoléculas.
1.1. Concepto.
1.1. Clasificación, teniendo en cuenta la proporción en la que entran a formar parte de los seres vivos.
1.1. Bioelementos más característicos de cada grupo anterior y su función.
2. El agua y las sales minerales.
2.1. El agua.
2.1.1. Estructura.
2.1.2. Propiedades físico-químicas.
2.1.3. Funciones biológicas.
2.1.4. Disoluciones acuosas. Difusión, ósmosis y diálisis.
2.2. Sales minerales.
2.2.1. Clasificación.
2.2.2. Funciones generales en los organismos.
3. Glúcidos.
3.1. Concepto y clasificación.
3.2. Monosacáridos: estructura y funciones.
3.3. Enlace glucosídico. Disacáridos y polisacáridos.
4. Lípidos.
4.1. Concepto y clasificación.
4.2. Ácidos grasos: estructura y propiedades.
4.3. Triacilglicéridos y fosfolípidos: estructura, propiedades y funciones.
4.4. Carotenoides y esteroides: propiedades y funciones.
5. Proteínas.
5.1. Concepto e importancia biológica.
5.2. Aminoácidos. Enlace peptídico.
5.3. Estructura de las proteínas.
5.4. Funciones de las proteínas.
6. Enzimas.
6.1. Concepto y estructura.
6.2. Mecanismo de acción y cinética enzimática.
6.3. Regulación de la actividad enzimática: temperatura, pH, inhibidores.
7. Vitaminas: concepto, clasificación y carencias.
8. Ácidos nucleicos.
8.1. Concepto e importancia biológica.
8.2. Nucleótidos. Enlace fosfodiéster. Funciones de los nucleótidos.
8.3. Tipos de ácidos nucleicos. Estructura, localización y funciones.
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 1. Estructura atómica y ...Triplenlace Química
Ejercicios modelo de Química de la prueba de acceso a la Universidad (Selectividad). Parte 1. Estructura atómica, configuración electrónica, sistema periódico y propiedades de los elementos, enlace químico, geometría de las moléculas.
Quimica de Acceso a la Universidad_0A. Formulacion y Nomenclatura de Quimica ...Triplenlace Química
Nomenclatura de Química Inorgánica según las reglas de la IUPAC para estudiantes de Bachillerato, Acceso a la Universidad y Química de primer curso universitario.
Resumenes de Quimica Inorganica Descriptiva - 05 - Metales de transicion y co...Triplenlace Química
Metales de transición y metalurgia
Los metales de transición son los elementos químios que comúnmente conocemos propiamente como “metales”: hierro, plata, mercurio, wolframio… Tienen muchas propiedades en común. Sus números de oxidación más típicos son 2+ y 3+. Muchos son coloreados, lo que deben a su particular configuración electrónica (especialmente a los orbitales d). Forman aleaciones unos con otros. Entre ellos se encuentran los elementos químicos de puntos de fusión más elevados. Se obtienen por reducción (con C en muchos casos) o electrolíticamente.
Introducción a los compuestos de coordinación
Los compuestos de coordinación o complejos están formados generalmente por un átomo central (normalmente un catión metálico) y, unido a él por enlaces coordinados, átomos o grupos de átomos llamados ligandos. El número de ligandos es el número de coordinación. Los complejos suelen ser coloreados y para un mismo átomo central su color depende de la naturaleza de los ligandos y del número de ellos y se explica por la llamada teoría del campo cristalino.
3.4. Enlace covalente - Teoria de orbitales moleculares.pptxTriplenlace Química
A diferencia de la teoría del enlace de valencia, basada en el concepto de orbitales localizados entre dos átomos, la teoría de orbitales moleculares considera que los electrones de enlace se encuentran en orbitales formados entre varios (2, 3, 4…) átomos de la molécula. Por ejemplo, en el benceno los 6 orbitales 2p de los 6 C pueden formar varios orbitales moleculares que unen al mismo tiempo a los 6 átomos de C. Un orbital molecular sería como uno atómico pero en vez de tener un solo núcleo acoge a varios (en el ejemplo citado del benceno los orbitales moleculares aludidos tendrían 6 núcleos).
Principios de Quimica y Estructura - ENA1 - Ejercicio 12 Formula empirica a ...Triplenlace Química
Fórmula empírica de un compuesto a partir de datos de combustión del mismo] Una muestra de 1,367 g de un compuesto orgánico se quemó en una corriente de aire para obtener 3,002 g de CO2 y 1,640 g de H2O. Si el compuesto original contenía solo C, H y O, ¿cuál su fórmula empírica? (Datos: Ar(C) = 12,011; Ar(H) = 1,008; Ar(O) = 15,999)
Principios de Quimica y Estructura - ENA3 - Ejercicio 03 Energia de ionizaci...Triplenlace Química
La longitud de onda del fotón que emite un átomo al pasar de un estado de número cuántico principal n2 a un estado inferior n1 viene dada por: (1/λ) = RZ2[(1/n1)2 – (1/n2)2], siendo R la constante de Rydberg, que para el deuterio (2H) vale 109707 cm-1. Calcular la energía mínima necesaria en eV para separar el electrón del núcleo de deuterio cuando el átomo se halla en su estado fundamental. (Datos: constante de Planck: 6,63·10^-34 Js; velocidad de la luz: 3·10^8 ms-1; 1 J = 6,242·10^18 eV).
Tecnicas instrumentales en medio ambiente 06 - tecnicas cromatograficasTriplenlace Química
La mayor dificultad con que el analista se encuentra cuando se ha de estudiar muestras ambientales suele ser su tremenda complejidad. Aunque existen tratamientos químicos que pueden aislar los analitos de interés, lo mejor es llevar a cabo un tratamiento fisicoquímico: la cromatografía. Hay muchas y variadas técnicas cromatográficas, pero el objetivo de todas es separar las sustancias que forman una mezcla y enviarlas secuencialmente a un detector para que las determine y cuantifique. En general, estas técnicas se pueden clasificar en varias familias: cromatografía de gases, de líquidos, mediante fluidos supercríticos y en capa fina.
Todas se basan en el mismo fenómeno: permitir que las sustancias que forman una mezcla entren en contacto con dos fases (un líquido y un gas, un sólido y un líquido, etc.). Una de las fases es estática (no se mueve) y tenderá a retener las sustancias en mayor o menor grado; la otra, móvil, tenderá a arrastrarlas. Cada sustancia química tiene distinta tendencia a ser retenida y a ser arrastrada. Dicho más correctamente, cada sustancia tiene distinto coeficiente de distribución entre las dos fases. El coeficiente de distribución es una medida de la tendencia relativa a quedar en una fase u otra.
Se opera de modo que en una primera etapa se deja que las sustancias que forman la mezcla entren en contacto con la fase estática. Cada sustancia de la mezcla tendrá una mayor o menor afinidad por esta fase. Después se hace pasar la otra fase, que arrastrará en mayor grado las sustancias menos afines por la primera. Típicamente, el proceso se lleva a cabo en una columna. Dentro de ella está fijada la fase estática y a través de ella se hace pasar la fase móvil, que se llama eluyente.
En cromatografía de gases la fase móvil es un gas llamado portador. La otra suele ser un líquido adsorbido sobre un sólido (cromatografía de gases gas-líquido) o, bastante menos comúnmente, un sólido (cromatografía de gases gas-sólido).
La técnica ofrece unos excelentes resultados cuando se acopla con un espectrómetro de masas porque cada sustancia que va eluyendo puede ser fácilmente identificada. También se obtiene mucha información cuando se acopla al cromatógrafo un espectrómetro IR o uno de RMN.
La cromatografía de gases se aplica sobre todo a muestras orgánicas volátiles o volatilizables por derivatización. Pueden estar en estado sólido, líquido o, por supuesto, gas, pero muestras líquidas y sólidas deben vaporizarse previamente. La modalidad de gas-sólido permite detectar y cuantificar gases atmosféricos, por ejemplo.
En cromatografía de líquidos la fase móvil es líquida. Las columnas son mucho más cortas que en gases. El control de la temperatura no es tan crítico, pero sí ha de serlo el de la presión. Se ejercen presiones muy altas para hacer pasar la fase móvil (un líquido) a través de la estática (un sólido). Se aplica a especies no volátiles o térmicamente inestables.
Tecnicas instrumentales en medio ambiente 05 - espectrometria de masasTriplenlace Química
En esta presentación se explica el fundamento de la espectroscopía de masas y la estructura del instrumento necesario para aplicar la técnica. Se mencionan distintos métodos para producir iones (de volatilización, de desorción, de plasma...), analizadores de masas (cuadrupolos, trampa de iones, de tiempo de vuelo, de sector magnético y de transformada de Fourier) y detectores (copa de Faraday, multiplicador de electrones...)
Resumenes de quimica inorganica descriptiva 01 - hidrogeno, alcalinos y alc...Triplenlace Química
El hidrógeno: propiedades, reactividad, obtención, usos
En esta presentación se explican las propiedades del hidrógeno y se da cuenta de su importancia industrial, por ejemplo para la fabricación de dos compuestos muy utilizados como el amoniaco y el ácido clorhídrico. Se resumen los métodos de obtención de este gas (electrolisis, gas de síntesis…) y sus usos (además de los mencionados, el refinado del petróleo, la obtención de grasas saturadas y de metanol…). También se habla de su reactividad (formación de hidruros y reducción de óxidos).
Los metales alcalinos; sus propiedades y reactividad
En esta presentación se explican las propiedades de los metales alcalinos. Dentro de ella, un vídeo muestra su alta reactividad con el agua. Se mencionan sus métodos de obtención (particularmente de sus sales fundidas) y sus compuestos más importantes (óxidos, peróxidos, superóxidos, hidróxidos y carbonatos. Se resumen los dos procesos clásicos más importantes para la obtención del carbonato sódico: el Solvay y el Leblanc.
Los metales alcalinotérreos: propiedades y reactividad
En esta preparación se hace un somero repaso a las propiedades de los metales alcalinotérreos, así como a su obtención, reactividad y usos. Se resaltan las características más peculiares del berilio, el magnesio, el calcio, el estroncio, el bario y el radio. Se destacan entre sus compuestos importantes sus óxidos, sus carbonatos y sus sulfatos. Como curiosidad, se explica la formación natural de estalactitas y estalagmitas.
Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3.pdfsandradianelly
Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3Un libro sin recetas, para la maestr
3. Reacción de reducción Eo (V)
… …
Zn2+(ac) + 2e- Zn(s) -0,76
Cr3+(ac) + 3e- Cr(s) -0,74
Cd2+(ac) + 2e- Cd(s) -0,40
Co2+(ac) + 2e- Co(s) -0,28
Ni2+(ac) + 2e- Ni(s) -0,23
Fe3+(ac) + 3e- Fe(s) -0,04
2H+(ac) + 2e- H2(g) 0,00
Sn4+(ac) + 2e- Sn2+(ac) 0,15
Cu2+(ac) + e- Cu+(ac) 0,16
ClO4
-(ac) + H2O(l) + 2e- ClO3
-(ac) + 2OH-(ac) 0,17
Cu2+(ac) + 2e- Cu(s) 0,34
ClO3
-(ac) + H2O(l) + 2e- ClO2
-(ac) + 2OH-(ac) 0,35
I2(s) + 2e- 2I-(ac) 0,54
… …
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Cuando una especie química toma electrones se dice que se
reduce (en el sentido de que se reduce su estado (o número) de
oxidación). Por ejemplo, en este caso se reduce el estado de
oxidación del Cu2+ de 2+ a 0. Se dice que Cu2+ es una forma
oxidada y Cu (o Cu0) una forma reducida del cobre
4. Reacción de reducción Eo (V)
… …
Na+(ac) + e- Na(s) –3,04
Zn(s) Zn2+(ac) + 2e- Eo = – 0,76 V
Cd2+(ac) + 2e- Cd(s) -0,40
Co2+(ac) + 2e- Co(s) -0,28
Ni2+(ac) + 2e- Ni(s) -0,23
Fe3+(ac) + 3e- Fe(s) -0,04
2H+(ac) + 2e- H2(g) 0,00
Sn4+(ac) + 2e- Sn2+(ac) 0,15
Cu2+(ac) + e- Cu+(ac) 0,16
ClO4
-(ac) + H2O(l) + 2e- ClO3
-(ac) + 2OH-(ac) 0,17
Cu2+(ac) + 2e- Cu(s) Eo = + 0,34 V
ClO3
-(ac) + H2O(l) + 2e- ClO2
-(ac) + 2OH-(ac) 0,35
Au3+(ac) + 3e- Au(s) 1,52
… …
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En cambio este proceso es
de oxidación, que es el
contrario al de reducción
5. Reacción de reducción Eo (V)
… …
Na+(ac) + e- Na(s) –3,04
Zn(s) Zn2+(ac) + 2e- Eo = – 0,76 V
Cd2+(ac) + 2e- Cd(s) -0,40
Co2+(ac) + 2e- Co(s) -0,28
Ni2+(ac) + 2e- Ni(s) -0,23
Fe3+(ac) + 3e- Fe(s) -0,04
2H+(ac) + 2e- H2(g) 0,00
Sn4+(ac) + 2e- Sn2+(ac) 0,15
Cu2+(ac) + e- Cu+(ac) 0,16
ClO4
-(ac) + H2O(l) + 2e- ClO3
-(ac) + 2OH-(ac) 0,17
Cu2+(ac) + 2e- Cu(s) Eo = + 0,34 V
ClO3
-(ac) + H2O(l) + 2e- ClO2
-(ac) + 2OH-(ac) 0,35
Au3+(ac) + 3e- Au(s) 1,52
… …
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Los procesos de reducción y
oxidación no transcurren
independientemente;
siempre van acoplados. Por
ejemplo, en este caso se
pueden acoplar de este
modo estas dos reacciones
Cu2+ + Zn Cu + Zn2+
Cuando una sustancia se reduce,
al mismo tiempo otra se oxida
6. Reacción de reducción Eo (V)
… …
Na+(ac) + e- Na(s) –3,04
Zn(s) Zn2+(ac) + 2e- Eo = – 0,76 V
Cd2+(ac) + 2e- Cd(s) -0,40
Co2+(ac) + 2e- Co(s) -0,28
Ni2+(ac) + 2e- Ni(s) -0,23
Fe3+(ac) + 3e- Fe(s) -0,04
2H+(ac) + 2e- H2(g) 0,00
Sn4+(ac) + 2e- Sn2+(ac) 0,15
Cu2+(ac) + e- Cu+(ac) 0,16
ClO4
-(ac) + H2O(l) + 2e- ClO3
-(ac) + 2OH-(ac) 0,17
Cu2+(ac) + 2e- Cu(s) Eo = + 0,34 V
ClO3
-(ac) + H2O(l) + 2e- ClO2
-(ac) + 2OH-(ac) 0,35
Au3+(ac) + 3e- Au(s) 1,52
… …
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Por otro lado, una reacción de oxidación-
reducción (rédox) es análoga a una reacción
ácido-base en el sentido de que aparecen
pares conjugados oxidante/reductor
Cu2+ + Zn Cu + Zn2+
oxidante+ reductor reductor + oxidante
Cuando una sustancia se reduce,
al mismo tiempo otra se oxida
7. triplenlace.com
oxidante+ reductor reductor+ oxidante
Cada oxidante tiene su
reductor conjugado y
viceversa. Por ejemplo,
cuando la especie oxidante
fuerte MnO4
–se reduce a
Mn2+, esta última es un
reductor débil
10. triplenlace.com
Reductores
Metales:
Cs, Rb, K, Na…
Al, Mg, Ti…
Compuestos muy
hidrogenados:
LiAlH4, NaBH4…
C, CO
Otros:
S, P…
Azúcares reductores
Oxidantes
No metales:
F2,O2,O3, Cl2, Br2, I2…
Compuestos muy
oxigenados:
ClO4
–, ClO3
–
MnO4
–, Cr2O7
2– , CrO3
OsO4
H2O2
Ácidos oxidantes:
HNO3
Otros:
[Ag(NH3)2]+
En general, pueden ser oxidantes los compuestos que contienen elementos
con estado de oxidación alto, y reductores los que tienen elementos con
estado de oxidación bajo
oxidante+ reductor reductor+ oxidante
12. Estado de oxidación
El estado de oxidación de una especie química
(también llamado número de oxidación) es un
concepto formal muy útil para entender las
transferencias de electrones entre especies
químicas y, sobre todo, para ajustar las reacciones
correspondientes. El estado de oxidación de cada
especie se establece por definición siguiendo las
reglas que vamos a ver
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14. ELEMENTOS
• En estado libre: 0 (Mg, O2…)
COMPUESTOS
A cualquier elemento químico tal como se halla en
estado elemental se le asigna número de oxidación 0
Estado de oxidación
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15. ELEMENTOS
• En estado libre: 0 (Mg, O2…)
• H: +1 (excepto hidruros: –1 (CaH2…))
COMPUESTOS
Estado de oxidación
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16. ELEMENTOS
• En estado libre: 0 (Mg, O2…)
• H: +1 (excepto hidruros: –1 (CaH2…))
• O: –2 (excepto peróxidos: –1 (Na2O2…), superóxidos: –½ (CaO4…), OF2: +2)
COMPUESTOS
Estado de oxidación
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17. ELEMENTOS
• En estado libre: 0 (Mg, O2…)
• H: +1 (excepto hidruros: –1 (CaH2…))
• O: –2 (excepto peróxidos: –1 (Na2O2…), superóxidos: –½ (CaO4…), OF2: +2)
• Ion monoatómico: su carga (Zn2+: +2, Cl–: –1 …)
COMPUESTOS
Estado de oxidación
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18. ELEMENTOS
• En estado libre: 0 (Mg, O2…)
• H: +1 (excepto hidruros: –1 (CaH2…))
• O: –2 (excepto peróxidos: –1 (Na2O2…), superóxidos: –½ (CaO4…), OF2: +2)
• Ion monoatómico: su carga (Zn2+: +2, Cl–: –1 …)
• Alcalinos: +1; halógenos en halogenuros: –1 ; sulfuros: S: –2
COMPUESTOS
Estado de oxidación
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19. ELEMENTOS
• En estado libre: 0 (Mg, O2…)
• H: +1 (excepto hidruros: –1 (CaH2…))
• O: –2 (excepto peróxidos: –1 (Na2O2…), superóxidos: –½ (CaO4…), OF2: +2)
• Ion monoatómico: su carga (Zn2+: +2, Cl–: –1 …)
• Alcalinos: +1; halógenos en halogenuros: –1 ; sulfuros: S: –2
COMPUESTOS
• Átomo más electronegativo: < 0
En los compuestos, el átomo más electronegativo
tendrá estado de oxidación negativo
Estado de oxidación
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20. ELEMENTOS
• En estado libre: 0 (Mg, O2…)
• H: +1 (excepto hidruros: –1 (CaH2…))
• O: –2 (excepto peróxidos: –1 (Na2O2…), superóxidos: –½ (CaO4…), OF2: +2)
• Ion monoatómico: su carga (Zn2+: +2, Cl–: –1 …)
• Alcalinos: +1; halógenos en halogenuros: –1 ; sulfuros: S: –2
COMPUESTOS
• Átomo más electronegativo: < 0
• Todos los demás: > 0
Estado de oxidación
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21. ELEMENTOS
• En estado libre: 0 (Mg, O2…)
• H: +1 (excepto hidruros: –1 (CaH2…))
• O: –2 (excepto peróxidos: –1 (Na2O2…), superóxidos: –½ (CaO4…), OF2: +2)
• Ion monoatómico: su carga (Zn2+: +2, Cl–: –1 …)
• Alcalinos: +1; halógenos en halogenuros: –1 ; sulfuros: S: –2
Estado de oxidación
COMPUESTOS
• Átomo más electronegativo: < 0
• Todos los demás: > 0
(En las sustancias que contengan iones compuestos, cada ion se debe tratar por
separado; ej.: en NH4MnO4: NH4
+, MnO4
–; H: +1 N: –3; O: –2 Mn: +7)
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22. ELEMENTOS
• En estado libre: 0 (Mg, O2…)
• H: +1 (excepto hidruros: –1 (CaH2…))
• O: –2 (excepto peróxidos: –1 (Na2O2…), superóxidos: –½ (CaO4…), OF2: +2)
• Ion monoatómico: su carga (Zn2+: +2, Cl–: –1 …)
• Alcalinos: +1; halógenos en halogenuros: –1 ; sulfuros: S: –2
COMPUESTOS
• Átomo más electronegativo: < 0
• Todos los demás: > 0
(En las sustancias que contengan iones compuestos, cada ion se debe tratar por
separado; ej.: en NH4MnO4: NH4
+, MnO4
–; H: +1 N: –3; O: –2 Mn: +7)
Regla básica: La suma algebraica de los estados de oxidación de los elementos
de un compuesto debe coincidir con la carga del compuesto
(ej.: Na2CO3: 2(+1) +4 + 3(–2) = 0; SO4
2–: +6 + 4(–2) = –2 )
Estado de oxidación
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23. Estado de oxidación
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Fe3O4 +8/3
Como se ha dicho, el estado de oxidación es un
concepto formal y no necesariamente indica
directamente la distribución de electrones en
una molécula. Por ejemplo, el estado de
oxidación de la magnetita es +8/3
24. Estado de oxidación
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Fe3O4 +8/3
FeO +2 Fe2O3 +3
Pero en realidad la magnetita se puede entender
como formada de FeO y Fe2O3, es decir, distintos
óxidos de Fe en los que este tiene estados de
oxidación +2 y +3 respectivamente
25. Estado de oxidación
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Fe3O4 +8/3
FeO +2 Fe2O3 +3
FeIIFeIII
2O4
Por eso, a veces se escribe
así (los estados de oxidación
en ocasiones se indican con
números romanos)
26. Ajuste de una ecuación rédox
Conocer el estado de oxidación de todos los elementos
químicos que intervienen en una reacción es
fundamental para poder ajustar ecuaciones rédox
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27. Ajuste de una ecuación rédox
Para ajustar una reacción conviene
seguir una serie de pasos. Este es el
primero (después ejemplificaremos el
procedimiento con varios casos)
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• 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce (ej.: en K2CrO4 los estados de oxidación son, respectivamente: +1, +6, –2)
28. Ajuste de una ecuación rédox
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• 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce (ej.: en K2CrO4 los estados de oxidación son, respectivamente: +1, +6, –2)
• 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción ajustadas para el elemento
que se oxida y el que se reduce (acompañarlos de los átomos unidos covalentemente)
• Ej.: En especies como K2CrO4, KClO3, Na2Cr2O7, Na2SO4, Na4Fe(CN)6… escribir los iones
covalentes (CrO4
2–, ClO3
–, Cr2O7
2–, SO4
2-, Fe(CN)6
4–…) sin los contraiones (K+, Na+…). Las
moléculas neutras covalentes (CO2, SO3, NH3…), escribirlas tal cual. Los hidróxidos,
escribirlos completos (Cr(OH)3…).
Ejemplo: en la especie K2CrO4, el Cr está unido covalentemente a 4 átomos de O formando
el anión CrO4
2-, y este anión está unido iónicamente al catión K+. Por eso, al disolver K2CrO4
en agua, esta sal se disocia en CrO4
2- y K+. Dentro del CrO4
2, el Cr tiene número de
oxidación 6+ y se suele reducir a 3+ en la forma Cr(OH)3. En los hidróxidos suele ser mejor
considerar la molécula completa. Por ello, la ecuación de reducción es conveniente
escribirla como CrO4
2- Cr(OH3) mejor que como Cr6+ Cr3+. (Eso facilitará el ajuste de
la ecuación rédox completa. No obstante, si se escribe la ecuación de reducción como Cr6+
Cr3+, también podrá hacerse el ajuste, aunque en más etapas)
29. Ajuste de una ecuación rédox
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• 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce (ej.: en K2CrO4 los estados de oxidación son, respectivamente: +1, +6, –2)
• 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción ajustadas para el elemento
que se oxida y el que se reduce (acompañarlos de los átomos unidos covalentemente)
• Ej.: En especies como K2CrO4, KClO3, Na2Cr2O7, Na2SO4, Na4Fe(CN)6… escribir los iones
covalentes (CrO4
2–, ClO3
–, Cr2O7
2–, SO4
2-, Fe(CN)6
4–…) sin los contraiones (K+, Na+…). Las
moléculas neutras covalentes (CO2, SO3, NH3…), escribirlas tal cual. Los hidróxidos,
escribirlos completos (Cr(OH)3…).
• 3. En cada semirreacción, y en el término que corresponda:
• añadir H2O para ajustar los O
• añadir H+ para ajustar los H
• añadir e– para ajustar las cargas
30. Ajuste de una ecuación rédox
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• 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce (ej.: en K2CrO4 los estados de oxidación son, respectivamente: +1, +6, –2)
• 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción ajustadas para el elemento
que se oxida y el que se reduce (acompañarlos de los átomos unidos covalentemente)
• Ej.: En especies como K2CrO4, KClO3, Na2Cr2O7, Na2SO4, Na4Fe(CN)6… escribir los iones
covalentes (CrO4
2–, ClO3
–, Cr2O7
2–, SO4
2-, Fe(CN)6
4–…) sin los contraiones (K+, Na+…). Las
moléculas neutras covalentes (CO2, SO3, NH3…), escribirlas tal cual. Los hidróxidos,
escribirlos completos (Cr(OH)3…).
• 3. En cada semirreacción, y en el término que corresponda:
• añadir H2O para ajustar los O
• añadir H+ para ajustar los H
• añadir e– para ajustar las cargas
• 4. Si es necesario, multiplicar las semirreacciones por números enteros para que ambas
tengan el mismo número de electrones
31. Ajuste de una ecuación rédox
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• 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce (ej.: en K2CrO4 los estados de oxidación son, respectivamente: +1, +6, –2)
• 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción ajustadas para el elemento
que se oxida y el que se reduce (acompañarlos de los átomos unidos covalentemente)
• Ej.: En especies como K2CrO4, KClO3, Na2Cr2O7, Na2SO4, Na4Fe(CN)6… escribir los iones
covalentes (CrO4
2–, ClO3
–, Cr2O7
2–, SO4
2-, Fe(CN)6
4–…) sin los contraiones (K+, Na+…). Las
moléculas neutras covalentes (CO2, SO3, NH3…), escribirlas tal cual. Los hidróxidos,
escribirlos completos (Cr(OH)3…).
• 3. En cada semirreacción, y en el término que corresponda:
• añadir H2O para ajustar los O
• añadir H+ para ajustar los H
• añadir e– para ajustar las cargas
• 4. Si es necesario, multiplicar las semirreacciones por números enteros para que ambas
tengan el mismo número de electrones
• 5. Sumar las semirreacciones
32. Ajuste de una ecuación rédox
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• 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce (ej.: en K2CrO4 los estados de oxidación son, respectivamente: +1, +6, –2)
• 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción ajustadas para el elemento
que se oxida y el que se reduce (acompañarlos de los átomos unidos covalentemente)
• Ej.: En especies como K2CrO4, KClO3, Na2Cr2O7, Na2SO4, Na4Fe(CN)6… escribir los iones
covalentes (CrO4
2–, ClO3
–, Cr2O7
2–, SO4
2-, Fe(CN)6
4–…) sin los contraiones (K+, Na+…). Las
moléculas neutras covalentes (CO2, SO3, NH3…), escribirlas tal cual. Los hidróxidos,
escribirlos completos (Cr(OH)3…).
• 3. En cada semirreacción, y en el término que corresponda:
• añadir H2O para ajustar los O
• añadir H+ para ajustar los H
• añadir e– para ajustar las cargas
• 4. Si es necesario, multiplicar las semirreacciones por números enteros para que ambas
tengan el mismo número de electrones
• 5. Sumar las semirreacciones
• 6. Si la reacción global transcurre en medio ácido, dejarla como está; si en medio básico,
añadir tantos OH– como H+ existan, para formar H2O
33. Ajuste de una ecuación rédox
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• 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce (ej.: en K2CrO4 los estados de oxidación son, respectivamente: +1, +6, –2)
• 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción ajustadas para el elemento
que se oxida y el que se reduce (acompañarlos de los átomos unidos covalentemente)
• Ej.: En especies como K2CrO4, KClO3, Na2Cr2O7, Na2SO4, Na4Fe(CN)6… escribir los iones
covalentes (CrO4
2–, ClO3
–, Cr2O7
2–, SO4
2-, Fe(CN)6
4–…) sin los contraiones (K+, Na+…). Las
moléculas neutras covalentes (CO2, SO3, NH3…), escribirlas tal cual. Los hidróxidos,
escribirlos completos (Cr(OH)3…).
• 3. En cada semirreacción, y en el término que corresponda:
• añadir H2O para ajustar los O
• añadir H+ para ajustar los H
• añadir e– para ajustar las cargas
• 4. Si es necesario, multiplicar las semirreacciones por números enteros para que ambas
tengan el mismo número de electrones
• 5. Sumar las semirreacciones
• 6. Si la reacción global transcurre en medio ácido, dejarla como está; si en medio básico,
añadir tantos OH– como H+ existan, para formar H2O
• 7. Agregar los contraiones (ej.: K+ al Cr2O7
2–; Cl–, NO3
–, SO4
2–, etc. al H+...)
34. Ajuste de una ecuación rédox
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• 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce (ej.: en K2CrO4 los estados de oxidación son, respectivamente: +1, +6, –2)
• 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción ajustadas para el elemento
que se oxida y el que se reduce (acompañarlos de los átomos unidos covalentemente)
• Ej.: En especies como K2CrO4, KClO3, Na2Cr2O7, Na2SO4, Na4Fe(CN)6… escribir los iones
covalentes (CrO4
2–, ClO3
–, Cr2O7
2–, SO4
2-, Fe(CN)6
4–…) sin los contraiones (K+, Na+…). Las
moléculas neutras covalentes (CO2, SO3, NH3…), escribirlas tal cual. Los hidróxidos,
escribirlos completos (Cr(OH)3…).
• 3. En cada semirreacción, y en el término que corresponda:
• añadir H2O para ajustar los O
• añadir H+ para ajustar los H
• añadir e– para ajustar las cargas
• 4. Si es necesario, multiplicar las semirreacciones por números enteros para que ambas
tengan el mismo número de electrones
• 5. Sumar las semirreacciones
• 6. Si la reacción global transcurre en medio ácido, dejarla como está; si en medio básico,
añadir tantos OH– como H+ existan, para formar H2O
• 7. Agregar los contraiones (ej.: K+ al Cr2O7
2–; Cl–, NO3
–, SO4
2–, etc. al H+...)
• 8. Comprobar el ajuste y hacer un reajuste final si es necesario
35. KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
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Veamos un ejemplo de ajuste
36. oxidante+ reductor reductor+ oxidante
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
Recordemos que en las reacciones
rédox siempre tiene que haber una
sustancia (o varias) que se reduce y
una (o varias) que se oxida
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37. • 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
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38. +1
• 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
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Se van escribiendo los números de oxidación según las reglas vistas
39. -2 +1
• 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
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40. -2
+1 +1
• 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
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41. -2
+1 -2
+1
• 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
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42. -2
+1 -2
+1
+1
• 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
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43. -2
+1 -2
+1 +5
+1
• 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
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44. -2
+1 -2
-2
+1 +5
+1 +1
• 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
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45. -2
+1 -2
+3
-2
+1 +5
+1 +1
• 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
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46. -2
+1 -2
+3
-2
+1 +5 -1
+1
+1 +1
• 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
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47. -2
+1 -2
+3
-2
+1 +5 -1
+1 -2
+1
+1 +1
• 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
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48. -2
+1 -2
+3
-2
+1 +5 -1
+1 -2
+1 +6
+1 +1
• 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
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49. -2
+1 -2
+3
-2
+1 +5 -1
+1 -2
+1 +6 -2
+1
+1 +1
• 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
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50. -2
+1 -2
+3
-2
+1 +5 -1
+1 -2
+1 +6 -2
+1
+1 +1
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
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Aquí se observa que el Cl cambia de
estado de oxidación (pasa de +5 a +1; es
decir, reduce su estado de oxidación)
Aquí se observa que el Cl cambia de
estado de oxidación (pasa de +5 a +1; es
decir, reduce su estado de oxidación)
51. -2
+1 -2
+3
-2
+1 +5 -1
+1 -2
+1 +6 -2
+1
+1 +1
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
Tiene que haber, pues, otra especie que se
oxide. Es fácil ver que es el Cr, que pasa de
estado de oxidación +3 a estado de oxidación +6
Tiene que haber, pues, otra especie que se
oxide. Es fácil ver que es el Cr, que pasa de
estado de oxidación +3 a estado de oxidación +6
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52. • 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce (ej.: en K2CrO4 son, respect.,: +1, +6, –2)
• 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción ajustadas para el elemento
que se oxida y el que se reduce (acompañarlos de los átomos unidos covalentemente)
-2
+1 -2
+3
-2
+1 +5 -1
+1 -2
+1 +6 -2
+1
+1 +1
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
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53. ClO3
–
REDUCCIÓN
OXIDACIÓN
Cl–
Cr(OH)3 CrO4
2–
-2
+1 -2
+3
-2
+1 +5 -1
+1 -2
+1 +6 -2
+1
+1 +1
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
Las reacciones se ajustan mejor y más rápidamente si los elementos que se oxidan o se
reducen se acompañan de sus O (en este caso: ClO3
–, ClO4
– y Cr(OH)3 –en el caso de los
hidróxidos, es útil acompañar al elemento del grupo OH completo–). No obstante, si no
se procede de este modo, la reacción también se podría ajustar simplemente agregando
electrones donde se necesite, pero eso supondría acercarse a la solución final de modo
menos directo y más laborioso. Así, en este caso, aunque no sea lo recomendable, las
reacciones de reducción y oxidación se podrían haber escrito simplemente:
Cl5+ + 6e– Cl–
Cr3+ Cr6+ + 3e–
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54. • 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce (ej.: en K2CrO4 son, respect.,: +1, +6, –2)
• 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción para los iones o moléculas
neutras que contienen a los elementos que se oxidan o reducen
• Consejos: Escribir el elemento acompañado de sus O (ej.: CrO4
2–, ClO3
–, Cr2O7
2–, SO4
2-,
SO3, CO2…), pero sin los contraiones espectadores (K+, Na+…). En los hidróxidos,
• escribir la molécula completa (Cr(OH)3…). En complejos, el ion estable (Fe(CN)6
4–…)
• 3. En cada semirreacción, y en el término que corresponda:
• añadir H2O para ajustar los O
• añadir H+ para ajustar los H
• añadir e– para ajustar las cargas
ClO3
–
REDUCCIÓN
OXIDACIÓN
Cl–
Cr(OH)3 CrO4
2–
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
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55. • 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce (ej.: en K2CrO4 son, respect.,: +1, +6, –2)
• 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción para los iones o moléculas
neutras que contienen a los elementos que se oxidan o reducen
• Consejos: Escribir el elemento acompañado de sus O (ej.: CrO4
2–, ClO3
–, Cr2O7
2–, SO4
2-,
SO3, CO2…), pero sin los contraiones espectadores (K+, Na+…). En los hidróxidos,
• escribir la molécula completa (Cr(OH)3…). En complejos, el ion estable (Fe(CN)6
4–…)
• 3. En cada semirreacción, y en el término que corresponda:
• añadir H2O para ajustar los O
• añadir H+ para ajustar los H
• añadir e– para ajustar las cargas
ClO3
–
REDUCCIÓN
OXIDACIÓN
Cr(OH)3 CrO4
2–
+
3 H2O
H2O
Cl– +
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
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56. • 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce (ej.: en K2CrO4 son, respect.,: +1, +6, –2)
• 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción para los iones o moléculas
neutras que contienen a los elementos que se oxidan o reducen
• Consejos: Escribir el elemento acompañado de sus O (ej.: CrO4
2–, ClO3
–, Cr2O7
2–, SO4
2-,
SO3, CO2…), pero sin los contraiones espectadores (K+, Na+…). En los hidróxidos,
• escribir la molécula completa (Cr(OH)3…). En complejos, el ion estable (Fe(CN)6
4–…)
• 3. En cada semirreacción, y en el término que corresponda:
• añadir H2O para ajustar los O
• añadir H+ para ajustar los H
• añadir e– para ajustar las cargas
ClO3
–
REDUCCIÓN
OXIDACIÓN +
Cl–
Cr(OH)3 CrO4
2–
+ +
+
3 H2O
6 H+
H2O 5 H+
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
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57. • 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce (ej.: en K2CrO4 son, respect.,: +1, +6, –2)
• 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción para los iones o moléculas
neutras que contienen a los elementos que se oxidan o reducen
• Consejos: Escribir el elemento acompañado de sus O (ej.: CrO4
2–, ClO3
–, Cr2O7
2–, SO4
2-,
SO3, CO2…), pero sin los contraiones espectadores (K+, Na+…). En los hidróxidos,
• escribir la molécula completa (Cr(OH)3…). En complejos, el ion estable (Fe(CN)6
4–…)
• 3. En cada semirreacción, y en el término que corresponda:
• añadir H2O para ajustar los O
• añadir H+ para ajustar los H
• añadir e– para ajustar las cargas
ClO3
–
3e–
REDUCCIÓN
OXIDACIÓN +
Cl–
Cr(OH)3 CrO4
2–
+ +
+
+
3 H2O
6 H+
H2O 5 H+
6e–
+
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
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58. • 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce (ej.: en K2CrO4 son, respect.,: +1, +6, –2)
• 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción para los iones o moléculas
neutras que contienen a los elementos que se oxidan o reducen
• Consejos: Escribir el elemento acompañado de sus O (ej.: CrO4
2–, ClO3
–, Cr2O7
2–, SO4
2-,
SO3, CO2…), pero sin los contraiones espectadores (K+, Na+…). En los hidróxidos,
• escribir la molécula completa (Cr(OH)3…). En complejos, el ion estable (Fe(CN)6
4–…)
• 3. En cada semirreacción, y en el término que corresponda:
• añadir H2O para ajustar los O
• añadir H+ para ajustar los H
• añadir e– para ajustar las cargas
• 4. Si es necesario, multiplicar las semirreacciones por números enteros para que ambas
tengan el mismo número de electrones
• 5. Sumar las semirreacciones
• 6. Si la reacción global transcurre en medio ácido dejarla como está; si en medio básico,
añadir tantos OH– como H+ existan para formar H2O
• 7. Agregar los contraiones (ej.: en K+ al Cr2O7
2–; Cl–, NO3
–, SO4
2–, etc. al H+...)
• 8. Hacer un reajuste final si es necesario
ClO3
–
3e–
REDUCCIÓN
OXIDACIÓN +
Cl–
Cr(OH)3 CrO4
2–
+ +
+
+
3 H2O
6 H+
H2O 5 H+
6e–
+
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
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59. • 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce (ej.: en K2CrO4 son, respect.,: +1, +6, –2)
• 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción para los iones o moléculas
neutras que contienen a los elementos que se oxidan o reducen
• Consejos: Escribir el elemento acompañado de sus O (ej.: CrO4
2–, ClO3
–, Cr2O7
2–, SO4
2-,
SO3, CO2…), pero sin los contraiones espectadores (K+, Na+…). En los hidróxidos,
• escribir la molécula completa (Cr(OH)3…). En complejos, el ion estable (Fe(CN)6
4–…)
• 3. En cada semirreacción, y en el término que corresponda:
• añadir H2O para ajustar los O
• añadir H+ para ajustar los H
• añadir e– para ajustar las cargas
• 4. Si es necesario, multiplicar las semirreacciones por números enteros para que ambas
tengan el mismo número de electrones
• 5. Sumar las semirreacciones
• 6. Si la reacción global transcurre en medio ácido dejarla como está; si en medio básico,
añadir tantos OH– como H+ existan para formar H2O
• 7. Agregar los contraiones (ej.: en K+ al Cr2O7
2–; Cl–, NO3
–, SO4
2–, etc. al H+...)
• 8. Hacer un reajuste final si es necesario
ClO3
–
3e–
REDUCCIÓN
OXIDACIÓN +
Cl–
Cr(OH)3 CrO4
2–
+ +
+
+
3 H2O
6 H+
H2O 5 H+
6e–
+
]
2 [
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
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60. • 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce (ej.: en K2CrO4 son, respect.,: +1, +6, –2)
• 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción para los iones o moléculas
neutras que contienen a los elementos que se oxidan o reducen
• Consejos: Escribir el elemento acompañado de sus O (ej.: CrO4
2–, ClO3
–, Cr2O7
2–, SO4
2-,
SO3, CO2…), pero sin los contraiones espectadores (K+, Na+…). En los hidróxidos,
• escribir la molécula completa (Cr(OH)3…). En complejos, el ion estable (Fe(CN)6
4–…)
• 3. En cada semirreacción, y en el término que corresponda:
• añadir H2O para ajustar los O
• añadir H+ para ajustar los H
• añadir e– para ajustar las cargas
• 4. Si es necesario, multiplicar las semirreacciones por números enteros para que ambas
tengan el mismo número de electrones
• 5. Sumar las semirreacciones
• 6. Si la reacción global transcurre en medio ácido dejarla como está; si en medio básico,
añadir tantos OH– como H+ existan para formar H2O
• 7. Agregar los contraiones (ej.: en K+ al Cr2O7
2–; Cl–, NO3
–, SO4
2–, etc. al H+...)
• 8. Hacer un reajuste final si es necesario
ClO3
–
6e–
REDUCCIÓN
OXIDACIÓN +
Cl–
Cr(OH)3 CrO4
2–
+ +
+
+
3 H2O
6 H+
H2O 5 H+
6e–
+
2 2 2 10
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
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61. • 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce (ej.: en K2CrO4 son, respect.,: +1, +6, –2)
• 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción para los iones o moléculas
neutras que contienen a los elementos que se oxidan o reducen
• Consejos: Escribir el elemento acompañado de sus O (ej.: CrO4
2–, ClO3
–, Cr2O7
2–, SO4
2-,
SO3, CO2…), pero sin los contraiones espectadores (K+, Na+…). En los hidróxidos,
• escribir la molécula completa (Cr(OH)3…). En complejos, el ion estable (Fe(CN)6
4–…)
• 3. En cada semirreacción, y en el término que corresponda:
• añadir H2O para ajustar los O
• añadir H+ para ajustar los H
• añadir e– para ajustar las cargas
• 4. Si es necesario, multiplicar las semirreacciones por números enteros para que ambas
tengan el mismo número de electrones
• 5. Sumar las semirreacciones
• 6. Si la reacción global transcurre en medio ácido dejarla como está; si en medio básico,
añadir tantos OH– como H+ existan para formar H2O
• 7. Agregar los contraiones (ej.: en K+ al Cr2O7
2–; Cl–, NO3
–, SO4
2–, etc. al H+...)
• 8. Hacer un reajuste final si es necesario
ClO3
–
REDUCCIÓN Cl–
+ + 3 H2O
6 H+ 6e–
+
6e–
OXIDACIÓN +
Cr(OH)3 CrO4
2–
+
+ H2O 5 H+
2 2 2 10
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
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62. • 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce (ej.: en K2CrO4 son, respect.,: +1, +6, –2)
• 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción para los iones o moléculas
neutras que contienen a los elementos que se oxidan o reducen
• Consejos: Escribir el elemento acompañado de sus O (ej.: CrO4
2–, ClO3
–, Cr2O7
2–, SO4
2-,
SO3, CO2…), pero sin los contraiones espectadores (K+, Na+…). En los hidróxidos,
• escribir la molécula completa (Cr(OH)3…). En complejos, el ion estable (Fe(CN)6
4–…)
• 3. En cada semirreacción, y en el término que corresponda:
• añadir H2O para ajustar los O
• añadir H+ para ajustar los H
• añadir e– para ajustar las cargas
• 4. Si es necesario, multiplicar las semirreacciones por números enteros para que ambas
tengan el mismo número de electrones
• 5. Sumar las semirreacciones
• 6. Si la reacción global transcurre en medio ácido dejarla como está; si en medio básico,
añadir tantos OH– como H+ existan para formar H2O
• 7. Agregar los contraiones (ej.: en K+ al Cr2O7
2–; Cl–, NO3
–, SO4
2–, etc. al H+...)
• 8. Hacer un reajuste final si es necesario
ClO3
– Cl–
+ H2O
+ Cr(OH)3
2 2 +
CrO4
2– H+
+4
ClO3
–
REDUCCIÓN Cl–
+ + 3 H2O
6 H+ 6e–
+
6e–
OXIDACIÓN +
Cr(OH)3 CrO4
2–
+
+ H2O 5 H+
2 2 2 10
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
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63. • 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce (ej.: en K2CrO4 son, respect.,: +1, +6, –2)
• 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción para los iones o moléculas
neutras que contienen a los elementos que se oxidan o reducen
• Consejos: Escribir el elemento acompañado de sus O (ej.: CrO4
2–, ClO3
–, Cr2O7
2–, SO4
2-,
SO3, CO2…), pero sin los contraiones espectadores (K+, Na+…). En los hidróxidos,
• escribir la molécula completa (Cr(OH)3…). En complejos, el ion estable (Fe(CN)6
4–…)
• 3. En cada semirreacción, y en el término que corresponda:
• añadir H2O para ajustar los O
• añadir H+ para ajustar los H
• añadir e– para ajustar las cargas
• 4. Si es necesario, multiplicar las semirreacciones por números enteros para que ambas
tengan el mismo número de electrones
• 5. Sumar las semirreacciones
• 6. Si la reacción global transcurre en medio ácido, dejarla como está; si en medio básico,
añadir tantos OH– como H+ existan, para formar H2O
• 7. Agregar los contraiones (ej.: en K+ al Cr2O7
2–; Cl–, NO3
–, SO4
2–, etc. al H+...)
• 8. Hacer un reajuste final si es necesario
ClO3
– Cl–
+ H2O
+ Cr(OH)3
2 2 +
CrO4
2– H+
+4
ClO3
–
REDUCCIÓN Cl–
+ + 3 H2O
6 H+ 6e–
+
6e–
OXIDACIÓN +
Cr(OH)3 CrO4
2–
+
+ H2O 5 H+
2 2 2 10
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
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64. • 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce (ej.: en K2CrO4 son, respect.,: +1, +6, –2)
• 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción para los iones o moléculas
neutras que contienen a los elementos que se oxidan o reducen
• Consejos: Escribir el elemento acompañado de sus O (ej.: CrO4
2–, ClO3
–, Cr2O7
2–, SO4
2-,
SO3, CO2…), pero sin los contraiones espectadores (K+, Na+…). En los hidróxidos,
• escribir la molécula completa (Cr(OH)3…). En complejos, el ion estable (Fe(CN)6
4–…)
• 3. En cada semirreacción, y en el término que corresponda:
• añadir H2O para ajustar los O
• añadir H+ para ajustar los H
• añadir e– para ajustar las cargas
• 4. Si es necesario, multiplicar las semirreacciones por números enteros para que ambas
tengan el mismo número de electrones
• 5. Sumar las semirreacciones
• 6. Si la reacción global transcurre en medio ácido, dejarla como está; si en medio básico,
añadir tantos OH– como H+ existan, para formar H2O
• 7. Agregar los contraiones (ej.: en K+ al Cr2O7
2–; Cl–, NO3
–, SO4
2–, etc. al H+...)
• 8. Hacer un reajuste final si es necesario
ClO3
– Cl–
+ H2O
+ Cr(OH)3
2 2 +
CrO4
2– H+
+4
+4 OH–
ClO3
–
REDUCCIÓN Cl–
+ + 3 H2O
6 H+ 6e–
+
6e–
OXIDACIÓN +
Cr(OH)3 CrO4
2–
+
+ H2O 5 H+
2 2 2 10
+4 OH–
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
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65. • 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce (ej.: en K2CrO4 son, respect.,: +1, +6, –2)
• 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción para los iones o moléculas
neutras que contienen a los elementos que se oxidan o reducen
• Consejos: Escribir el elemento acompañado de sus O (ej.: CrO4
2–, ClO3
–, Cr2O7
2–, SO4
2-,
SO3, CO2…), pero sin los contraiones espectadores (K+, Na+…). En los hidróxidos,
• escribir la molécula completa (Cr(OH)3…). En complejos, el ion estable (Fe(CN)6
4–…)
• 3. En cada semirreacción, y en el término que corresponda:
• añadir H2O para ajustar los O
• añadir H+ para ajustar los H
• añadir e– para ajustar las cargas
• 4. Si es necesario, multiplicar las semirreacciones por números enteros para que ambas
tengan el mismo número de electrones
• 5. Sumar las semirreacciones
• 6. Si la reacción global transcurre en medio ácido, dejarla como está; si en medio básico,
añadir tantos OH– como H+ existan, para formar H2O
• 7. Agregar los contraiones (ej.: en K+ al Cr2O7
2–; Cl–, NO3
–, SO4
2–, etc. al H+...)
• 8. Hacer un reajuste final si es necesario
ClO3
– Cl–
+ H2O
+ Cr(OH)3
2 2 +
CrO4
2– H+
+4
+4 OH–
+4 OH–
ClO3
– Cl–
+ H2O
+ Cr(OH)3
2 2 CrO4
2– +
4 OH– + 5
ClO3
–
REDUCCIÓN Cl–
+ + 3 H2O
6 H+ 6e–
+
6e–
OXIDACIÓN +
Cr(OH)3 CrO4
2–
+
+ H2O 5 H+
2 2 2 10
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
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4 OH– + 4 H+ da 4 H2O, pero como ya
había un H2O, en total tendremos 5
66. • 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce (ej.: en K2CrO4 son, respect.,: +1, +6, –2)
• 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción para los iones o moléculas
neutras que contienen a los elementos que se oxidan o reducen
• Consejos: Escribir el elemento acompañado de sus O (ej.: CrO4
2–, ClO3
–, Cr2O7
2–, SO4
2-,
SO3, CO2…), pero sin los contraiones espectadores (K+, Na+…). En los hidróxidos,
• escribir la molécula completa (Cr(OH)3…). En complejos, el ion estable (Fe(CN)6
4–…)
• 3. En cada semirreacción, y en el término que corresponda:
• añadir H2O para ajustar los O
• añadir H+ para ajustar los H
• añadir e– para ajustar las cargas
• 4. Si es necesario, multiplicar las semirreacciones por números enteros para que ambas
tengan el mismo número de electrones
• 5. Sumar las semirreacciones
• 6. Si la reacción global transcurre en medio ácido dejarla como está; si en medio básico,
añadir tantos OH– como H+ existan para formar H2O
• 7. Agregar los contraiones
• 8. Hacer un reajuste final si es necesario
ClO3
– Cl–
+ H2O
+ Cr(OH)3
2 2 +
CrO4
2– H+
+4
ClO3
–
REDUCCIÓN Cl–
+ + 3 H2O
6 H+ 6e–
+
6e–
OXIDACIÓN +
Cr(OH)3 CrO4
2–
+
+ H2O 5 H+
2 2 2 10
ClO3
– Cl–
+ H2O
+ Cr(OH)3
2 2 CrO4
2– +
4 OH– + 5
+4 OH–
+4 OH–
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
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67. • 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce (ej.: en K2CrO4 son, respect.,: +1, +6, –2)
• 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción para los iones o moléculas
neutras que contienen a los elementos que se oxidan o reducen
• Consejos: Escribir el elemento acompañado de sus O (ej.: CrO4
2–, ClO3
–, Cr2O7
2–, SO4
2-,
SO3, CO2…), pero sin los contraiones espectadores (K+, Na+…). En los hidróxidos,
• escribir la molécula completa (Cr(OH)3…). En complejos, el ion estable (Fe(CN)6
4–…)
• 3. En cada semirreacción, y en el término que corresponda:
• añadir H2O para ajustar los O
• añadir H+ para ajustar los H
• añadir e– para ajustar las cargas
• 4. Si es necesario, multiplicar las semirreacciones por números enteros para que ambas
tengan el mismo número de electrones
• 5. Sumar las semirreacciones
• 6. Si la reacción global transcurre en medio ácido dejarla como está; si en medio básico,
añadir tantos OH– como H+ existan para formar H2O
• 7. Agregar los contraiones
• 8. Hacer un reajuste final si es necesario
ClO3
– Cl–
+ H2O
+ Cr(OH)3
2 2 +
CrO4
2– H+
+4
K
ClO3
– Cl–
+ H2O
+ Cr(OH)3
2 2 CrO4
2– +
+4 OH–+ 5
K K K2
ClO3
–
REDUCCIÓN Cl–
+ + 3 H2O
6 H+ 6e–
+
6e–
OXIDACIÓN +
Cr(OH)3 CrO4
2–
+
+ H2O 5 H+
2 2 2 10
ClO3
– Cl–
+ H2O
+ Cr(OH)3
2 2 CrO4
2– +
4 OH– + 5
+4 OH–
+4 OH–
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
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En este caso, hay que añadir K+
donde sea necesario, guiándonos
por la ecuación que hay que ajustar
68. • 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce (ej.: en K2CrO4 son, respect.,: +1, +6, –2)
• 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción para los iones o moléculas
neutras que contienen a los elementos que se oxidan o reducen
• Consejos: Escribir el elemento acompañado de sus O (ej.: CrO4
2–, ClO3
–, Cr2O7
2–, SO4
2-,
SO3, CO2…), pero sin los contraiones espectadores (K+, Na+…). En los hidróxidos,
• escribir la molécula completa (Cr(OH)3…). En complejos, el ion estable (Fe(CN)6
4–…)
• 3. En cada semirreacción, y en el término que corresponda:
• añadir H2O para ajustar los O
• añadir H+ para ajustar los H
• añadir e– para ajustar las cargas
• 4. Si es necesario, multiplicar las semirreacciones por números enteros para que ambas
tengan el mismo número de electrones
• 5. Sumar las semirreacciones
• 6. Si la reacción global transcurre en medio ácido dejarla como está; si en medio básico,
añadir tantos OH– como H+ existan para formar H2O
• 7. Agregar los contraiones
• 8. Comprobar el ajuste y hacer un reajuste final si es necesario
ClO3
–
REDUCCIÓN Cl–
+ + 3 H2O
6 H+ 6e–
+
6e–
OXIDACIÓN +
Cr(OH)3 CrO4
2–
+
+ H2O 5 H+
2 2 2 10
ClO3
– Cl–
+ H2O
+ Cr(OH)3
2 2 +
CrO4
2– H+
+4
K
ClO3
– Cl–
+ H2O
+ Cr(OH)3
2 2 CrO4
2– +
+4 OH–+ 5
K K K2
ClO3
– Cl–
+ H2O
+ Cr(OH)3
2 2 CrO4
2– +
4 OH– + 5
+4 OH–
+4 OH–
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
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69. • 1. Calcular el estado de oxidación de cada elemento para identificar cuál se oxida y cuál se
reduce (ej.: en K2CrO4 son, respect.,: +1, +6, –2)
• 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción para los iones o moléculas
neutras que contienen a los elementos que se oxidan o reducen
• Consejos: Escribir el elemento acompañado de sus O (ej.: CrO4
2–, ClO3
–, Cr2O7
2–, SO4
2-,
SO3, CO2…), pero sin los contraiones espectadores (K+, Na+…). En los hidróxidos,
• escribir la molécula completa (Cr(OH)3…). En complejos, el ion estable (Fe(CN)6
4–…)
• 3. En cada semirreacción, y en el término que corresponda:
• añadir H2O para ajustar los O
• añadir H+ para ajustar los H
• añadir e– para ajustar las cargas
• 4. Si es necesario, multiplicar las semirreacciones por números enteros para que ambas
tengan el mismo número de electrones
• 5. Sumar las semirreacciones
• 6. Si la reacción global transcurre en medio ácido dejarla como está; si en medio básico,
añadir tantos OH– como H+ existan para formar H2O
• 7. Agregar los contraiones
• 8. Comprobar el ajuste y hacer un reajuste final si es necesario
ClO3
–
REDUCCIÓN Cl–
+ + 3 H2O
6 H+ 6e–
+
6e–
OXIDACIÓN +
Cr(OH)3 CrO4
2–
+
+ H2O 5 H+
2 2 2 10
ClO3
– Cl–
+ H2O
+ Cr(OH)3
2 2 +
CrO4
2– H+
+4
ClO3
– Cl–
+ H2O
+ Cr(OH)3
2 2 CrO4
2– +
4 OH– + 5
+4 OH–
+4 OH–
4KOH + KClO3 + 2Cr(OH)3 KCl + 2K2CrO4 + 5H2O
KOH + KClO3 + Cr(OH)3 KCl + K2CrO4 + H2O
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70. Ajustar la siguiente reacción rédox:
CuCl2 + Zn Cu + ZnCl2
PROBLEMA
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99. REDUCCIÓN
OXIDACIÓN NH2OH N2
2
CO2 CO
-2
+1
-2
+4 -2
+2 0 -2
+1
+1
-1
CO2 + NH2OH CO + N2 + H2O
Conviene tomar la hidroxilamina (NH2OH) tal cual, con el grupo OH. Y lo
primero que se hace es ajustar el N, que es el elemento de interés
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112. triplenlace.com
A tener en cuenta:
• Todos los cationes pueden reaccionar en el cátodo
• Todos los aniones pueden reaccionar en el ánodo
Si en la cuba electrolítica hay varias especies cargadas
positivamente podrán competir por los electrones del cátodo y
producirse varios procesos de reducción simultáneos; análogamente
ocurrirá en el ánodo con los diversos aniones presentes, que podrán
competir para oxidarse. La variable que determina qué especie se
reduce (oxida) preferentemente se llama potencial de reducción
(oxidación). Los potenciales de reducción de muchísimos procesos
de reducción están tabulados. Cuanto mayor sea el potencial de
reducción de una especie, más fácilmente se reducirá en el cátodo
113. triplenlace.com
A tener en cuenta:
• Todos los cationes pueden reaccionar en el cátodo
• Todos los aniones pueden reaccionar en el ánodo
En disoluciones acuosas, el H2O puede competir
• En el ánodo el H2O se puede oxidar (a O2)
• En el cátodo el H2O se puede reducir (a H2)
114. triplenlace.com
A tener en cuenta:
• Todos los cationes pueden reaccionar en el cátodo
• Todos los aniones pueden reaccionar en el ánodo
En disoluciones acuosas, el H2O puede competir
• En el ánodo el H2O se puede oxidar (a O2)
• En el cátodo el H2O se puede reducir (a H2)
No es trivial predecir los resultados de una electrolisis
Ejemplo:
> La electrolisis de NaCl en agua produce Cl2 y H2
> La electrolisis de NaF en agua produce O2 y H2
Para predecir los resultados de una electrolisis hay que conocer los
potenciales de reducción de las especies que se hallan en la cuba; no
siempre se puede deducir una reacción electrolítica de otra análoga
115. triplenlace.com
A tener en cuenta:
• Todos los cationes pueden reaccionar en el cátodo
• Todos los aniones pueden reaccionar en el ánodo
En disoluciones acuosas, el H2O puede competir
• En el ánodo el H2O se puede oxidar (a O2)
• En el cátodo el H2O se puede reducir (a H2)
No es trivial predecir los resultados de una electrolisis
Ejemplo:
> La electrolisis de NaCl en agua produce Cl2 y H2
> La electrolisis de NaF en agua produce O2 y H2
Sobrepotencial
• Diferencia entre el potencial (voltaje) teórico y el experimental
necesarios para que se produzca la electrolisis
Incluso conociendo los potenciales de reducción de las especies que se
hallan en la cuba, a veces el resultado de la electrolisis no es el esperado.
Esto se debe a que hay que tener en cuenta una contribución al potencial
llamada sobrepotencial debida a la polarización de los electrodos por
múltiples razones: por concentración de carga, por fenómenos de
adsorción/desorción, difusión, cristalización, reacciones químicas, efectos
relacionados con la transferencia de carga…
(En general, el sobrepotencial será mayor si la reacción electródica produce gases,
si el electrodo es pequeño, si este es de Hg en vez de, por ejemplo, de Pt…)
117. “Cuando se produce una descomposición
por electrolisis, la cantidad de materia
descompuesta es proporcional a la
cantidad de electricidad que pasa” Michael Faraday
La electrolisis se rige por las llamadas leyes de
Faraday (dos leyes, aunque se pueden
condensar en una sola). Así es como estableció
Faraday originalmente sus observaciones
cuantitativas sobre el fenómeno
triplenlace.com
118. Michael Faraday
la masa de una sustancia
electrolizada es proporcional a
la cantidad de electricidad
(carga) que pasa a través de la
celda electrolítica
En una electrolisis…
“Cuando se produce una descomposición
por electrolisis, la cantidad de materia
descompuesta es proporcional a la
cantidad de electricidad que pasa”
Actualmente las leyes de
Faraday se expresan como
sigue. Esta es la primera. Por
“electrolizada” queremos
decir depositada en un
electrodo o disuelta o de otro
modo alterada químicamente
triplenlace.com
119. Michael Faraday
Las masas de diferentes
sustancias electrolizadas por la
misma cantidad de electricidad
son proporcionales a sus
equivalentes electroquímicos
“Cuando se produce una descomposición
por electrolisis, la cantidad de materia
descompuesta es proporcional a la
cantidad de electricidad que pasa”
Esta es la segunda. El peso equivalente electroquímico, Eeq,
es la cantidad electrolizada de sustancia (en gramos) por
cada mol de electrones que pasa por la cuba electrolítica
triplenlace.com
la masa de una sustancia
electrolizada es proporcional a
la cantidad de electricidad
(carga) que pasa a través de la
celda electrolítica
En una electrolisis…
120. Michael Faraday
“Cuando se produce una descomposición
por electrolisis, la cantidad de materia
descompuesta es proporcional a la
cantidad de electricidad que pasa”
M
z
= Eeq
El equivalente electroquímico, Eeq, de una
sustancia que se electroliza se calcula dividiendo
su masa atómica o molecular, M, entre el
número z de moles de electrones necesarios
para electrolizar un mol de sustancia
triplenlace.com
Las masas de diferentes
sustancias electrolizadas por la
misma cantidad de electricidad
son proporcionales a sus
equivalentes electroquímicos
la masa de una sustancia
electrolizada es proporcional a
la cantidad de electricidad
(carga) que pasa a través de la
celda electrolítica
En una electrolisis…
121. Michael Faraday
m =
Q
F
M
z
M
z
= Eeq
“Cuando se produce una descomposición
por electrolisis, la cantidad de materia
descompuesta es proporcional a la
cantidad de electricidad que pasa”
Las dos leyes de
Faraday pueden
reunirse en esta
triplenlace.com
m es la masa de sustancia electrolizada, M es su peso molecular (o atómico), z es el
número de electrones en la ecuación estequiométrica rédox por mol de sustancia
Las masas de diferentes
sustancias electrolizadas por la
misma cantidad de electricidad
son proporcionales a sus
equivalentes electroquímicos
la masa de una sustancia
electrolizada es proporcional a
la cantidad de electricidad
(carga) que pasa a través de la
celda electrolítica
En una electrolisis…
122. Michael Faraday
m =
Q
F
M
z
M
z
= Eeq
“Cuando se produce una descomposición
por electrolisis, la cantidad de materia
descompuesta es proporcional a la
cantidad de electricidad que pasa”
triplenlace.com
Las masas de diferentes
sustancias electrolizadas por la
misma cantidad de electricidad
son proporcionales a sus
equivalentes electroquímicos
la masa de una sustancia
electrolizada es proporcional a
la cantidad de electricidad
(carga) que pasa a través de la
celda electrolítica
En una electrolisis…
La contante F es el Faraday,
equivalente a 96485
culombios (carga transportada
por 1 mol de electrones)
123. m =
Q
F
M
z
M
z
= Eeq
Fórmula para calcular el
equivalente electroquímico
(Eeq) de una sustancia que
se electroliza
triplenlace.com
Las dos leyes
de Faraday en
una sola
fórmula
124. Fórmula para calcular el
número de equivalentes
electroquímicos contenidos
en una masa m
neq =
m
Eeq
triplenlace.com
Fórmula para calcular el
equivalente electroquímico
(Eeq) de una sustancia que
se electroliza
Las dos leyes
de Faraday en
una sola
fórmula
m =
Q
F
M
z
M
z
= Eeq
125. Reacción electródica
M
( gs /mols )
z
(mole/mols)
Eeq
(gs/mole)
Na+ + e– Na 23 1 23
Veamos algunos ejemplos de cálculo de
peso equivalente electroquímico, Eeq. En
esta tabla, el subíndice “s” se refiere a la
sustancia que se electroliza y el subíndice
“e” significa electrones. El Eeq del Na+ es
23/1 = 23 g/mole. El del Na, igual
triplenlace.com
m =
Q
F
M
z
M
z
= Eeq
126. Reacción electródica
M
( gs /mols )
z
(mole/mols)
Eeq
(gs/mole)
Na+ + e– Na 23 1 23
Cu2+ + 2e– Cu 63,5 2 31,7
triplenlace.com
m =
Q
F
M
z
M
z
= Eeq
El Eeq del Cu2+ es
63,5/2 = 31,7 g/mole
(El del Cu, igual)
127. Reacción electródica
M
( gs /mols )
z
(mole/mols)
Eeq
(gs/mole)
Na+ + e– Na 23 1 23
Cu2+ + 2e– Cu 63,5 2 31,7
Al3+ + 3e– Al 27 3 9
triplenlace.com
m =
Q
F
M
z
M
z
= Eeq
El Eeq del Al3+ es 27/2 = 9
g/mole (igual que el del Al)
128. Reacción electródica
M
( gs /mols )
z
(mole/mols)
Eeq
(gs/mole)
Na+ + e– Na 23 1 23
Cu2+ + 2e– Cu 63,5 2 31,7
Al3+ + 3e– Al 27 3 9
2Cl– Cl2 + 2e– Cl–: 35,5
Cl2: 71
Cl–: 1
Cl2: 2
35,5
Tanto para el Cl– como para el Cl2 el peso equivalente electroquímico
es 35,5, ya que, según puede constatarse en la reacción, por cada Cl–
se necesita 1 e–, pero por cada Cl2 se necesitan 2 e–
triplenlace.com
m =
Q
F
M
z
M
z
= Eeq
129. Reacción electródica
M
( gs /mols )
z
(mole/mols)
Eeq
(gs/mole)
Na+ + e– Na 23 1 23
Cu2+ + 2e– Cu 63,5 2 31,7
Al3+ + 3e– Al 27 3 9
2Cl– Cl2 + 2e– Cl–: 35,5
Cl2: 71
Cl–: 1
Cl2: 2
35,5
2O2- O2 + 4e– O2-: 16
O2: 32
O2-: 2
O2: 4
8
triplenlace.com
m =
Q
F
M
z
M
z
= Eeq
130. Reacción electródica
M
( gs /mols )
z
(mole/mols)
Eeq
(gs/mole)
Na+ + e– Na 23 1 23
Cu2+ + 2e– Cu 63,5 2 31,7
Al3+ + 3e– Al 27 3 9
2Cl– Cl2 + 2e– Cl–: 35,5
Cl2: 71
Cl–: 1
Cl2: 2
35,5
2O2- O2 + 4e– O2-: 16
O2: 32
O2-: 2
O2: 4
8
4OH– 2H2O + O2 + 4e–
O2: 32
OH–: 17
H2O: 18
O2: 4
OH–: 1
H2O: 2
O2: 8
OH–: 17
H2O: 9
triplenlace.com
m =
Q
F
M
z
M
z
= Eeq
131. Por cada mol de electrones (Q = 96485 C)
que pasa por una cuba electrolítica se
electroliza una masa m igual a
1 equivalente electroquímico (Eeq) de
cualquier especie electrolizada
Todos los cálculos cuantitativos de una electrolisis pueden hacerse
teniendo en cuenta esto, que a su vez implica que en cualquier reacción
rédox reacciona el mismo número de equivalentes eletroquímicos de
cada especie (aunque el número de moles de cada especie en la reacción
ajustada sea diferente). Se dice que las sustancias reaccionan
equivalente a equivalente (aunque no reaccionen mol a mol)
triplenlace.com
m =
Q
F
M
z
M
z
= Eeq
132. triplenlace.com
m =
Q
F
M
z
M
z
= Eeq
Vamos a ver cómo se
puede deducir la segunda
ley de Faraday de la
expresión general que
contiene a ambas leyes
Las masas de diferentes
sustancias electrolizadas por la
misma cantidad de electricidad
son proporcionales a sus
equivalentes electroquímicos
133. m1 =
Q
F
M1
z1
m2 =
Q
F
M2
z2
Supongamos dos sustancias 1 y 2 que
se van a electrolizar. Aplicamos la
ecuación general a ambas…
triplenlace.com
m =
Q
F
M
z
M
z
= Eeq
Las masas de diferentes
sustancias electrolizadas por la
misma cantidad de electricidad
son proporcionales a sus pesos
equivalentes electroquímicos
134. m1 =
Q
F
M1
z1
m2 =
Q
F
M2
z2
m1
m2
E1
E2
=
…y dividimos una entre otra
triplenlace.com
m =
Q
F
M
z
M
z
= Eeq
Las masas de diferentes
sustancias electrolizadas por la
misma cantidad de electricidad
son proporcionales a sus pesos
equivalentes electroquímicos
135. Q
F
M
z
m =
Deduciremos varias
relaciones útiles a partir
de la expresión general
triplenlace.com
• m = masa sustancia
electrolizada (g)
• Q: carga que pasa
por la celda (C)
• F = cte. de Faraday
(96485 C/mole)
• M: masa molar de la
sustancia (g/mol)
• z: número de
valencia (nº de e–
transferidos por
ion o molécula)
• M /z: equivalente
electroquímico de la
sustancia, Eeq
(g / mole)
• I: corriente (A)
• t: tiempo (s)
• n: nº de moles de
sustancia
• ne: nº de moles de e–
136. Si Q = 1 F se alterará
electrolíticamente 1 eq
(ya que queda m = M / z )
Si por la cuba electrolítica pasa una carga
de 1 faraday exactamente, entonces la
fracción Q/ F se hace igual a 1, quedando
simplificada la expresión así: m = M / z
triplenlace.com
Q
F
M
z
m =
• m = masa sustancia
electrolizada (g)
• Q: carga que pasa
por la celda (C)
• F = cte. de Faraday
(96485 C/mole)
• M: masa molar de la
sustancia (g/mol)
• z: número de
valencia (nº de e–
transferidos por
ion o molécula)
• M /z: equivalente
electroquímico de la
sustancia, Eeq
(g / mole)
• I: corriente (A)
• t: tiempo (s)
• n: nº de moles de
sustancia
• ne: nº de moles de e–
137. It
F
M
z
Si I es constante durante
el proceso electrolítico:
Q = I t
m =
Teniendo en cuenta que la carga, Q, que pasa
por la cuba se puede calcular multiplicando la
intensidad, I (en amperios), por el tiempo, t
(en segundos), la expresión general también
podría escribirse de este modo
triplenlace.com
Q
F
M
z
m =
Si Q = 1 F se alterará
electrolíticamente 1 eq
(ya que queda m = M / z )
• m = masa sustancia
electrolizada (g)
• Q: carga que pasa
por la celda (C)
• F = cte. de Faraday
(96485 C/mole)
• M: masa molar de la
sustancia (g/mol)
• z: número de
valencia (nº de e–
transferidos por
ion o molécula)
• M /z: equivalente
electroquímico de la
sustancia, Eeq
(g / mole)
• I: corriente (A)
• t: tiempo (s)
• n: nº de moles de
sustancia
• ne: nº de moles de e–
138. m / M es el número de
moles de sustancia
electrolizada, n
n =
Q
F
1
z
Pasando M al primer término, queda
m/M en dicho término, pero ese
valor es igual a n (número de moles
de sustancia electrolizada)
triplenlace.com
It
F
M
z
Si I es constante durante
el proceso electrolítico:
Q = I t
m =
Q
F
M
z
m =
Si Q = 1 F se alterará
electrolíticamente 1 eq
(ya que queda m = M / z )
• m = masa sustancia
electrolizada (g)
• Q: carga que pasa
por la celda (C)
• F = cte. de Faraday
(96485 C/mole)
• M: masa molar de la
sustancia (g/mol)
• z: número de
valencia (nº de e–
transferidos por
ion o molécula)
• M /z: equivalente
electroquímico de la
sustancia, Eeq
(g / mole)
• I: corriente (A)
• t: tiempo (s)
• n: nº de moles de
sustancia
• ne: nº de moles de e–
139. n = ne
1
z
Q / F es el nº de moles de e–
que circula, ne. Si la carga
del ion es z = 1: n = ne
triplenlace.com
m / M es el número de
moles de sustancia
electrolizada, n
n =
Q
F
1
z
It
F
M
z
Si I es constante durante
el proceso electrolítico:
Q = I t
m =
Q
F
M
z
m =
Si Q = 1 F se alterará
electrolíticamente 1 eq
(ya que queda m = M / z )
Finalmente, como F es la carga
transportada por un mol de
electrones, Q/F será el número
de moles de electrones (ne) que
pasa por la cuba electrolítica
• m = masa sustancia
electrolizada (g)
• Q: carga que pasa
por la celda (C)
• F = cte. de Faraday
(96485 C/mole)
• M: masa molar de la
sustancia (g/mol)
• z: número de
valencia (nº de e–
transferidos por
ion o molécula)
• M /z: equivalente
electroquímico de la
sustancia, Eeq
(g / mole)
• I: corriente (A)
• t: tiempo (s)
• n: nº de moles de
sustancia
• ne: nº de moles de e–
140. Calcular la masa de aluminio producida al electrolizar óxido
de aluminio (Al2O3) fundido empleando una corriente de
20000 A durante 5 horas, 21 minutos y 37 segundos.
(Datos: A(Al) = 27 g/mol; A(O) = 16 g/mol)
PROBLEMA
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141. Calcular la masa de aluminio producida al electrolizar óxido de aluminio (Al2O3)
fundido empleando una corriente de 20000 A durante 5 h., 21 min. y 37 s.
(Datos: A(Al) = 27 g/mol; A(O) = 16 g/mol)
La electrolisis industrial del
óxido de aluminio para obtener
aluminio se realiza en un
dispositivo como este
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142. Calcular la masa de aluminio producida al electrolizar óxido de aluminio (Al2O3)
fundido empleando una corriente de 20000 A durante 5 h., 21 min. y 37 s.
(Datos: A(Al) = 27 g/mol; A(O) = 16 g/mol)
2Al3+
+ 3 O2–
Al2O3
Se parte de Al2O3 fundido
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143. Calcular la masa de aluminio producida al electrolizar óxido de aluminio (Al2O3)
fundido empleando una corriente de 20000 A durante 5 h., 21 min. y 37 s.
(Datos: A(Al) = 27 g/mol; A(O) = 16 g/mol)
Al3+
CÁTODO
ÁNODO
Al
+ 3e–
2Al3+
+ 3 O2–
Al2O3
2O2– O2
+ 4e–
En la electrolisis, al
cátodo van los cationes
y al ánodo los aniones
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144. Calcular la masa de aluminio producida al electrolizar óxido de aluminio (Al2O3)
fundido empleando una corriente de 20000 A durante 5 h., 21 min. y 37 s.
(Datos: A(Al) = 27 g/mol; A(O) = 16 g/mol)
Al3+
CÁTODO
ÁNODO
Al
+ 3e–
2Al3+
+ 3 O2–
Al2O3
2O2– O2
+ 4e–
Q
F
M
z
m =
La masa de Al producida en
la electrolisis viene dada
por la ley de Faraday
triplenlace.com
145. Calcular la masa de aluminio producida al electrolizar óxido de aluminio (Al2O3)
fundido empleando una corriente de 20000 A durante 5 h., 21 min. y 37 s.
(Datos: A(Al) = 27 g/mol; A(O) = 16 g/mol)
Al3+
CÁTODO
ÁNODO
Al
+ 3e–
2Al3+
+ 3 O2–
Al2O3
2O2– O2
+ 4e–
=
It
F
M
z
triplenlace.com
Q
F
M
z
m =
146. Calcular la masa de aluminio producida al electrolizar óxido de aluminio (Al2O3)
fundido empleando una corriente de 20000 A durante 5 h., 21 min. y 37 s.
(Datos: A(Al) = 27 g/mol; A(O) = 16 g/mol)
Al3+
CÁTODO
ÁNODO
Al
+ 3e–
2Al3+
+ 3 O2–
Al2O3
2O2– O2
+ 4e–
=
20000A×19297s
96485 C mole
-1
27 gAl molAl
-1
3 mole molAl
-1
=
triplenlace.com
mole es moles de electrones
molAl es moles de aluminio
=
It
F
M
z
Q
F
M
z
m =
147. Calcular la masa de aluminio producida al electrolizar óxido de aluminio (Al2O3)
fundido empleando una corriente de 20000 A durante 5 h., 21 min. y 37 s.
(Datos: A(Al) = 27 g/mol; A(O) = 16 g/mol)
Al3+
CÁTODO
ÁNODO
Al
+ 3e–
2Al3+
+ 3 O2–
Al2O3
2O2– O2
+ 4e–
=
20000A×19297s
96485 C mole
-1
27 gAl molAl
-1
3 mole molAl
-1
=
= 36000 gAl
triplenlace.com
=
It
F
M
z
Q
F
M
z
m =
148. Calcular la masa de aluminio producida al electrolizar óxido de aluminio (Al2O3)
fundido empleando una corriente de 20000 A durante 5 h., 21 min. y 37 s.
(Datos: A(Al) = 27 g/mol; A(O) = 16 g/mol)
Al3+
CÁTODO
ÁNODO
Al
+ 3e–
2Al3+
+ 3 O2–
Al2O3
2O2– O2
+ 4e–
=
20000A×19297s
96485 C mole
-1
27 gAl molAl
-1
3 mole molAl
-1
=
= 36000 gAl
Otra forma
Emplearemos el método factorial partiendo de
los datos conocidos y multiplicando por factores
de conversión para llegar a lo que nos piden
triplenlace.com
=
It
F
M
z
Q
F
M
z
m =
149. Calcular la masa de aluminio producida al electrolizar óxido de aluminio (Al2O3)
fundido empleando una corriente de 20000 A durante 5 h., 21 min. y 37 s.
(Datos: A(Al) = 27 g/mol; A(O) = 16 g/mol)
Al3+
CÁTODO
ÁNODO
Al
+ 3e–
2Al3+
+ 3 O2–
Al2O3
2O2– O2
+ 4e–
=
20000A×19297s
96485 C mole
-1
27 gAl molAl
-1
3 mole molAl
-1
=
= 36000 gAl
Otra forma
(20000 A ×19297 s) = gAl
m
triplenlace.com
=
It
F
M
z
Q
F
M
z
m =
150. Calcular la masa de aluminio producida al electrolizar óxido de aluminio (Al2O3)
fundido empleando una corriente de 20000 A durante 5 h., 21 min. y 37 s.
(Datos: A(Al) = 27 g/mol; A(O) = 16 g/mol)
Al3+
CÁTODO
ÁNODO
Al
+ 3e–
2Al3+
+ 3 O2–
Al2O3
2O2– O2
+ 4e–
=
20000A×19297s
96485 C mole
-1
27 gAl molAl
-1
3 mole molAl
-1
=
= 36000 gAl
Otra forma
(20000 A ×19297 s)
1 C
×
1 A s
= gAl
m
triplenlace.com
=
It
F
M
z
Q
F
M
z
m =
151. Calcular la masa de aluminio producida al electrolizar óxido de aluminio (Al2O3)
fundido empleando una corriente de 20000 A durante 5 h., 21 min. y 37 s.
(Datos: A(Al) = 27 g/mol; A(O) = 16 g/mol)
Al3+
CÁTODO
ÁNODO
Al
+ 3e–
2Al3+
+ 3 O2–
Al2O3
2O2– O2
+ 4e–
=
20000A×19297s
96485 C mole
-1
27 gAl molAl
-1
3 mole molAl
-1
=
= 36000 gAl
Otra forma
1 mole
96485 C
×
(20000 A ×19297 s)
1 C
×
1 A s
= gAl
m
triplenlace.com
=
It
F
M
z
Q
F
M
z
m =
152. Calcular la masa de aluminio producida al electrolizar óxido de aluminio (Al2O3)
fundido empleando una corriente de 20000 A durante 5 h., 21 min. y 37 s.
(Datos: A(Al) = 27 g/mol; A(O) = 16 g/mol)
Al3+
CÁTODO
ÁNODO
Al
+ 3e–
2Al3+
+ 3 O2–
Al2O3
2O2– O2
+ 4e–
=
20000A×19297s
96485 C mole
-1
27 gAl molAl
-1
3 mole molAl
-1
=
= 36000 gAl
Otra forma
1 mole
96485 C
×
(20000 A ×19297 s)
1 C
× ×
1 molAl
3 mole
1 A s
= gAl
m
triplenlace.com
=
It
F
M
z
Q
F
M
z
m =
153. Calcular la masa de aluminio producida al electrolizar óxido de aluminio (Al2O3)
fundido empleando una corriente de 20000 A durante 5 h., 21 min. y 37 s.
(Datos: A(Al) = 27 g/mol; A(O) = 16 g/mol)
Al3+
CÁTODO
ÁNODO
Al
+ 3e–
2Al3+
+ 3 O2–
Al2O3
2O2– O2
+ 4e–
=
20000A×19297s
96485 C mole
-1
27 gAl molAl
-1
3 mole molAl
-1
=
= 36000 gAl
Otra forma
1 mole
96485 C
×
(20000 A ×19297 s)
1 C
× ×
1 molAl
3 mole
×
27 gAl
molAl
1 A s
= gAl
m
triplenlace.com
=
It
F
M
z
Q
F
M
z
m =
154. Calcular la masa de aluminio producida al electrolizar óxido de aluminio (Al2O3)
fundido empleando una corriente de 20000 A durante 5 h., 21 min. y 37 s.
(Datos: A(Al) = 27 g/mol; A(O) = 16 g/mol)
Al3+
CÁTODO
ÁNODO
Al
+ 3e–
2Al3+
+ 3 O2–
Al2O3
2O2– O2
+ 4e–
=
20000A×19297s
96485 C mole
-1
27 gAl molAl
-1
3 mole molAl
-1
=
= 36000 gAl
Otra forma
1 mole
96485 C
×
(20000 A ×19297 s)
1 C
× ×
1 molAl
3 mole
×
27 gAl
molAl
1 A s
= gAl
36000
triplenlace.com
=
It
F
M
z
Q
F
M
z
m =
155. Al pasar cierta cantidad de electricidad por una cuba
electrolítica que contiene AgNO3 se depositan 43,2 g de Ag.
Calcular cuánto Cu y Sb se depositarían si la misma carga
pasara por sendas cubetas conteniendo, respectivamente,
CuSO4 y SbCl3
(Datos: A(Ag) = 107,9 g/mol; A(Cu) = 63,5 g/mol; A(Sb) = 121,8 g/mol)
PROBLEMA
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156. Al pasar cierta cantidad de electricidad por una cuba electrolítica que contiene
AgNO3 se depositan 43,2 g de Ag. Calcular cuánto Cu y Sb se depositarían si la misma
carga pasara por sendas cubetas conteniendo, respectivamente, CuSO4 y SbCl3.
(Datos: A(Ag) = 107,9 g/mol; A(Cu) = 63,5 g/mol; A(Sb) = 121,8 g/mol)
Se trata de una electrolisis “en serie”;
por todas las cubas pasa la misma carga
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157. Al pasar cierta cantidad de electricidad por una cuba electrolítica que contiene
AgNO3 se depositan 43,2 g de Ag. Calcular cuánto Cu y Sb se depositarían si la misma
carga pasara por sendas cubetas conteniendo, respectivamente, CuSO4 y SbCl3.
(Datos: A(Ag) = 107,9 g/mol; A(Cu) = 63,5 g/mol; A(Sb) = 121,8 g/mol)
Ag+
CÁTODO 1 Ag
+ e–
Cu2+
CÁTODO 2 Cu
+ 2e–
Sb3+
CÁTODO 3 Sb
+ 3e–
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158. Al pasar cierta cantidad de electricidad por una cuba electrolítica que contiene
AgNO3 se depositan 43,2 g de Ag. Calcular cuánto Cu y Sb se depositarían si la misma
carga pasara por sendas cubetas conteniendo, respectivamente, CuSO4 y SbCl3.
(Datos: A(Ag) = 107,9 g/mol; A(Cu) = 63,5 g/mol; A(Sb) = 121,8 g/mol)
Ag+
CÁTODO 1 Ag
+ e–
Cu2+
CÁTODO 2 Cu
+ 2e–
Sb3+
CÁTODO 3 Sb
+ 3e–
M
z
Eeq =
Calcularemos el peso equivalente
electroquímico de los tres metales
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159. Al pasar cierta cantidad de electricidad por una cuba electrolítica que contiene
AgNO3 se depositan 43,2 g de Ag. Calcular cuánto Cu y Sb se depositarían si la misma
carga pasara por sendas cubetas conteniendo, respectivamente, CuSO4 y SbCl3.
(Datos: A(Ag) = 107,9 g/mol; A(Cu) = 63,5 g/mol; A(Sb) = 121,8 g/mol)
Ag+
CÁTODO 1 Ag
+ e–
Cu2+
CÁTODO 2 Cu
+ 2e–
Sb3+
CÁTODO 3 Sb
+ 3e–
EAg = 107,9 / 1 = 107,9 g/mole
ECu = 63,5 / 2 = 31,75 g/mole
ESb = 121,8 / 3 = 40,6 g/mole
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M
z
Eeq =
160. Al pasar cierta cantidad de electricidad por una cuba electrolítica que contiene
AgNO3 se depositan 43,2 g de Ag. Calcular cuánto Cu y Sb se depositarían si la misma
carga pasara por sendas cubetas conteniendo, respectivamente, CuSO4 y SbCl3.
(Datos: A(Ag) = 107,9 g/mol; A(Cu) = 63,5 g/mol; A(Sb) = 121,8 g/mol)
m1
m2
E1
E2
=
Ag+
CÁTODO 1 Ag
+ e–
Cu2+
CÁTODO 2 Cu
+ 2e–
Sb3+
CÁTODO 3 Sb
+ 3e–
EAg = 107,9 / 1 = 107,9 g/mole
ECu = 63,5 / 2 = 31,75 g/mole
ESb = 121,8 / 3 = 40,6 g/mole
Por la segunda ley de Faraday…
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M
z
Eeq =
161. Al pasar cierta cantidad de electricidad por una cuba electrolítica que contiene
AgNO3 se depositan 43,2 g de Ag. Calcular cuánto Cu y Sb se depositarían si la misma
carga pasara por sendas cubetas conteniendo, respectivamente, CuSO4 y SbCl3.
(Datos: A(Ag) = 107,9 g/mol; A(Cu) = 63,5 g/mol; A(Sb) = 121,8 g/mol)
m1
m2
E1
E2
=
Ag+
CÁTODO 1 Ag
+ e–
Cu2+
CÁTODO 2 Cu
+ 2e–
Sb3+
CÁTODO 3 Sb
+ 3e–
EAg = 107,9 / 1 = 107,9 g/mole
M
z
Eeq = ECu = 63,5 / 2 = 31,75 g/mole
ESb = 121,8 / 3 = 40,6 g/mole
mAg / mCu = EAg / ECu mCu = 12,7 g
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162. Al pasar cierta cantidad de electricidad por una cuba electrolítica que contiene
AgNO3 se depositan 43,2 g de Ag. Calcular cuánto Cu y Sb se depositarían si la misma
carga pasara por sendas cubetas conteniendo, respectivamente, CuSO4 y SbCl3.
(Datos: A(Ag) = 107,9 g/mol; A(Cu) = 63,5 g/mol; A(Sb) = 121,8 g/mol)
m1
m2
E1
E2
=
Ag+
CÁTODO 1 Ag
+ e–
Cu2+
CÁTODO 2 Cu
+ 2e–
Sb3+
CÁTODO 3 Sb
+ 3e–
EAg = 107,9 / 1 = 107,9 g/mole
M
z
Eeq = ECu = 63,5 / 2 = 31,75 g/mole
ESb = 121,8 / 3 = 40,6 g/mole
mAg / mCu = EAg / ECu mCu = 12,7 g
mAg / mSb = EAg / ESb mSb = 48,8 g
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163. Al pasar cierta cantidad de electricidad por una cuba electrolítica que contiene
AgNO3 se depositan 43,2 g de Ag. Calcular cuánto Cu y Sb se depositarían si la misma
carga pasara por sendas cubetas conteniendo, respectivamente, CuSO4 y SbCl3.
(Datos: A(Ag) = 107,9 g/mol; A(Cu) = 63,5 g/mol; A(Sb) = 121,8 g/mol)
m1
m2
E1
E2
=
Ag+
CÁTODO 1 Ag
+ e–
Cu2+
CÁTODO 2 Cu
+ 2e–
Sb3+
CÁTODO 3 Sb
+ 3e–
EAg = 107,9 / 1 = 107,9 g/mole
M
z
Eeq = ECu = 63,5 / 2 = 31,75 g/mole
ESb = 121,8 / 3 = 40,6 g/mole
mAg / mCu = EAg / ECu mCu = 12,7 g
mAg / mSb = EAg / ESb mSb = 48,8 g
Otra forma
neq =
m
Eeq
Otro procedimiento es calcular el número de equivalentes que
se produce de uno de los metales. Después tendremos en
cuenta la segunda la ley de Faraday, según la cual de los otros
metales se producirá el mismo número de equivalentes
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164. Al pasar cierta cantidad de electricidad por una cuba electrolítica que contiene
AgNO3 se depositan 43,2 g de Ag. Calcular cuánto Cu y Sb se depositarían si la misma
carga pasara por sendas cubetas conteniendo, respectivamente, CuSO4 y SbCl3.
(Datos: A(Ag) = 107,9 g/mol; A(Cu) = 63,5 g/mol; A(Sb) = 121,8 g/mol)
m1
m2
E1
E2
=
Ag+
CÁTODO 1 Ag
+ e–
Cu2+
CÁTODO 2 Cu
+ 2e–
Sb3+
CÁTODO 3 Sb
+ 3e–
EAg = 107,9 / 1 = 107,9 g/mole
M
z
Eeq = ECu = 63,5 / 2 = 31,75 g/mole
ESb = 121,8 / 3 = 40,6 g/mole
mAg / mCu = EAg / ECu mCu = 12,7 g
mAg / mSb = EAg / ESb mSb = 48,8 g
Otra forma
neq,Ag = mAg / EAg = 0,4 eq Ag
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neq =
m
Eeq
165. Al pasar cierta cantidad de electricidad por una cuba electrolítica que contiene
AgNO3 se depositan 43,2 g de Ag. Calcular cuánto Cu y Sb se depositarían si la misma
carga pasara por sendas cubetas conteniendo, respectivamente, CuSO4 y SbCl3.
(Datos: A(Ag) = 107,9 g/mol; A(Cu) = 63,5 g/mol; A(Sb) = 121,8 g/mol)
m1
m2
E1
E2
=
Ag+
CÁTODO 1 Ag
+ e–
Cu2+
CÁTODO 2 Cu
+ 2e–
Sb3+
CÁTODO 3 Sb
+ 3e–
EAg = 107,9 / 1 = 107,9 g/mole
M
z
Eeq = ECu = 63,5 / 2 = 31,75 g/mole
ESb = 121,8 / 3 = 40,6 g/mole
mAg / mCu = EAg / ECu mCu = 12,7 g
mAg / mSb = EAg / ESb mSb = 48,8 g
Otra forma
neq,Ag = mAg / EAg = 0,4 eq Ag = 0,4 eq Cu = 0,4 eq Sb
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neq =
m
Eeq
166. Al pasar cierta cantidad de electricidad por una cuba electrolítica que contiene
AgNO3 se depositan 43,2 g de Ag. Calcular cuánto Cu y Sb se depositarían si la misma
carga pasara por sendas cubetas conteniendo, respectivamente, CuSO4 y SbCl3.
(Datos: A(Ag) = 107,9 g/mol; A(Cu) = 63,5 g/mol; A(Sb) = 121,8 g/mol)
m1
m2
E1
E2
=
Ag+
CÁTODO 1 Ag
+ e–
Cu2+
CÁTODO 2 Cu
+ 2e–
Sb3+
CÁTODO 3 Sb
+ 3e–
EAg = 107,9 / 1 = 107,9 g/mole
M
z
Eeq = ECu = 63,5 / 2 = 31,75 g/mole
ESb = 121,8 / 3 = 40,6 g/mole
mAg / mCu = EAg / ECu mCu = 12,7 g
mAg / mSb = EAg / ESb mSb = 48,8 g
Otra forma
neq,Ag = mAg / EAg = 0,4 eq Ag = 0,4 eq Cu = 0,4 eq Sb
0,4 eq Cu = mCu / ECu mCu = 12,7 g
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neq =
m
Eeq
167. Al pasar cierta cantidad de electricidad por una cuba electrolítica que contiene
AgNO3 se depositan 43,2 g de Ag. Calcular cuánto Cu y Sb se depositarían si la misma
carga pasara por sendas cubetas conteniendo, respectivamente, CuSO4 y SbCl3.
(Datos: A(Ag) = 107,9 g/mol; A(Cu) = 63,5 g/mol; A(Sb) = 121,8 g/mol)
m1
m2
E1
E2
=
Ag+
CÁTODO 1 Ag
+ e–
Cu2+
CÁTODO 2 Cu
+ 2e–
Sb3+
CÁTODO 3 Sb
+ 3e–
EAg = 107,9 / 1 = 107,9 g/mole
M
z
Eeq = ECu = 63,5 / 2 = 31,75 g/mole
ESb = 121,8 / 3 = 40,6 g/mole
mAg / mCu = EAg / ECu mCu = 12,7 g
mAg / mSb = EAg / ESb mSb = 48,8 g
Otra forma
neq,Ag = mAg / EAg = 0,4 eq Ag = 0,4 eq Cu = 0,4 eq Sb
0,4 eq Cu = mCu / ECu mCu = 12,7 g
0,4 eq Sb = mSb / Esb mSb = 48,8 g
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neq =
m
Eeq
169. Obtención de metales De este modo se
produce
industrialmente
Al (proceso Hall-
Héroult); el Al2O3
se funde
mezclado con
criolita (Na3AlF6)
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170. Obtención de metales
En el ánodo se
produce O2 que
quema los
electrodos de C
dando CO2
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Al3+ + 3e– Al
2O2 – + C CO2 + 4e–
171. Obtención de metales
litio, sodio, potasio, magnesio,
hidróxido de sodio, ácido clorhídrico,
clorato de sodio, clorato de potasio,
hidrógeno, hipoclorito (cloro)...
Estos compuestos también se
pueden obtener
industrialmente por electrolisis
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172. Purificación de metales
Otra aplicación es la purificación de metales, especialmente en el refinado electrolítico del
Cu (la disolución es de CuSO4+H2SO4). En el ánodo se pone cobre impuro (las impurezas
suelen ser: As, Bi, Ni, Se, Te, Au, Ag, Pt…); en el cátodo cobre puro que va engrosando con
el Cu2+ del ánodo. Las impurezas se solubilizan o caen al fondo formando barro anódico
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175. Anodización
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Una cuarta es recubrir
un metal con su óxido
para protegerlo
(pasivación). La técnica
se llama anodizado y se
aplica mucho al Al, que
se pasiva con una capa
de Al2O3 formado por
reacción del Al con el O2
que se está creando
176. La teoría explicada aquí se puede afianzar resolviendo los ejercicios
correspondientes a este tema que figuran en:
Ejercicios de Reactividad Química Básica
177. Curso Básico de Reactividad Química
01 – Unidades y estequiometría
02 – Termodinámica química
03 – Equilibrio químico y ley de acción de masas
04 – Cinética química
05 – Equilibrios físicos
06 – Disoluciones y sus propiedades coligativas
07 – Equilibrios de ácidos y bases
08 – Equilibrios de solubilidad
09 – Reacciones rédox - Electrolisis
10 – Pilas galvánicas
11 – Reacciones de polimerización y nucleares
12 – Visión general de la reactividad química
178. Para afianzar estos conocimientos conviene realizar los
Ejercicios de Reactividad Química Básica
179. Más teoría, ejercicios y prácticas de
Química General, Química Inorgánica Básica,
Química Orgánica Básica, Química Física,
Técnicas Instrumentales…
en
triplenlace.com/en-clase
Notas del editor
Una excepción más para el O: en OF2 tiene estado de oxidación +2.
Los compuestos orgánicos siguen sus propias reglas. En general, ajustar los números de oxidación en cada grupo de carbono. Por ejemplo, en H3C-CO-COOH hay que ver tres grupos por separado, cada uno de los cuales tiene estado de oxidación total cero: H3C, CO, COOH.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
Los compuestos orgánicos tienen sus propias reglas.
La hidroxilamina (NH2OH) puede considerarse formada por NH2+ y OH– .
NH2OH: hidroxilamina
NH2OH: hidroxilamina
NH2OH: hidroxilamina
NH2OH: hidroxilamina
NH2OH: hidroxilamina
NH2OH: hidroxilamina es una base más débil que el amoniaco por una reacción en agua análoga a la de este: NH2OH(aq)+H2O(l) ⇌ NH3OH+(aq) + OH−(aq)
NH2OH: hidroxilamina
NH2OH: hidroxilamina
NH2OH: hidroxilamina
NH2OH: hidroxilamina
El dispositivo se llama celda o cuba electrolítca
El dispositivo se llama celda o cuba electrolítca
El dispositivo se llama celda o cuba electrolítca
El dispositivo se llama celda o cuba electrolítca
El dispositivo se llama celda o cuba electrolítca
El dispositivo se llama celda o cuba electrolítca
En primer lugar, en la cuba o celda electrolítica se produce un movimiento de cargas (los iones) y, por tanto, una corriente eléctrica. La intensidad de esta corriente (I, medida en amperios) es la carga (q, medida en culombios) que pasa por la cuba electrolítica en la unidad de tiempo (expresada en segundos). Es decir: I = q/t. Por otra parte, todo conductor opone una resistencia (R, medida en ohmios) al paso de una corriente. La celda electrolítica, como conductora de la corriente que es, presenta, pues, esa resistencia, y eso se traduce en una caída de potencial en el interior de la cuba respecto al potencial que suministra la batería externa; dicha caída es el producto de la intensidad I por la resistencia R (según la ley de Ohm). Para compensar la caída IR, el potencial real que se necesita para producir una electrolisis debe ser superior al valor que se obtiene al sumar el potencial teórico de la pila que se forma más el valor IR.
Por otro lado, en la electrolisis del HCl no solo se producen H2 y Cl2. Téngase en cuenta que el agua posee aniones OH‑ que también podrían oxidarse en el ánodo. En general, todas las especies cargadas negativamente son susceptibles de oxidarse en el ánodo y todos los cationes pueden reducirse en el cátodo. De todas las reacciones globales posibles en la cuba, las que se producirán en primer lugar serán las que requieren menos potencial. Pero si hay varias reacciones posibles (con potenciales del mismo orden), se verificarán todas al mismo tiempo.
En segundo lugar, cuando pasa a través de una celda electrolítica una corriente eléctrica de intensidad I, se produce en mayor o menor medida el fenómeno conocido como polarización. Este concepto engloba una serie de efectos que ralentizan las reacciones electródicas o compiten con ellas. Pueden ralentizarse por la inercia de las masas iónicas que se mueven hacia el electrodo (polarización por concentración); por ciertos impedimentos que encuentran los electrones que van o vienen de los electrodos (polarización por transferencia de carga o por activación); por el tiempo que emplean las especies en adsorberse o desorberse del electrodo o en cristalizar (polarización por adsorción, desorción o cristalización), o porque ocurran reacciones químicas intermedias (polarización por reacción). Siempre que exista polarización, para que se produzca la electrolisis hay que aumentar el potencial externo en un término que se llama sobrepotencial. En general, cuanto más lento es el proceso, más sobrepotencial se requiere.
virtual.yosemite.cc.ca.us/danielm/102/ppt/Electrolysis.htm
Aqueous Electrolysis –
1. Neglecting exceptions like the chlorine mentioned above, metals cations and other substances with a reduction potential greater than -0.8 V, (the reduction potential for reduction of water to H2 and OH-) will be reduced during electrolysis in water. This includes metals such as Zn, Fe, Ni, and Ag, but does not include Al, Mg, and Na.
2. Species with an reduction potential less than 1.2 V, (the reduction potential for the oxidation of water to O2 and H+) will be oxidized in aqueous electrolysis. An reduction potential less than 1.2 V is equivalent to saying an oxidation potential greater than -1.2 V.
The net of the above statements is species dissolved in water between with reduction potentials between 1.2 V and -0.8 V can be reduced and oxidized in water. If either species potential exceeds these limits, water will react instead.
En primer lugar, en la cuba o celda electrolítica se produce un movimiento de cargas (los iones) y, por tanto, una corriente eléctrica. La intensidad de esta corriente (I, medida en amperios) es la carga (q, medida en culombios) que pasa por la cuba electrolítica en la unidad de tiempo (expresada en segundos). Es decir: I = q/t. Por otra parte, todo conductor opone una resistencia (R, medida en ohmios) al paso de una corriente. La celda electrolítica, como conductora de la corriente que es, presenta, pues, esa resistencia, y eso se traduce en una caída de potencial en el interior de la cuba respecto al potencial que suministra la batería externa; dicha caída es el producto de la intensidad I por la resistencia R (según la ley de Ohm). Para compensar la caída IR, el potencial real que se necesita para producir una electrolisis debe ser superior al valor que se obtiene al sumar el potencial teórico de la pila que se forma más el valor IR.
Por otro lado, en la electrolisis del HCl no solo se producen H2 y Cl2. Téngase en cuenta que el agua posee aniones OH‑ que también podrían oxidarse en el ánodo. En general, todas las especies cargadas negativamente son susceptibles de oxidarse en el ánodo y todos los cationes pueden reducirse en el cátodo. De todas las reacciones globales posibles en la cuba, las que se producirán en primer lugar serán las que requieren menos potencial. Pero si hay varias reacciones posibles (con potenciales del mismo orden), se verificarán todas al mismo tiempo.
En segundo lugar, cuando pasa a través de una celda electrolítica una corriente eléctrica de intensidad I, se produce en mayor o menor medida el fenómeno conocido como polarización. Este concepto engloba una serie de efectos que ralentizan las reacciones electródicas o compiten con ellas. Pueden ralentizarse por la inercia de las masas iónicas que se mueven hacia el electrodo (polarización por concentración); por ciertos impedimentos que encuentran los electrones que van o vienen de los electrodos (polarización por transferencia de carga o por activación); por el tiempo que emplean las especies en adsorberse o desorberse del electrodo o en cristalizar (polarización por adsorción, desorción o cristalización), o porque ocurran reacciones químicas intermedias (polarización por reacción). Siempre que exista polarización, para que se produzca la electrolisis hay que aumentar el potencial externo en un término que se llama sobrepotencial. En general, cuanto más lento es el proceso, más sobrepotencial se requiere.
virtual.yosemite.cc.ca.us/danielm/102/ppt/Electrolysis.htm
Aqueous Electrolysis –
1. Neglecting exceptions like the chlorine mentioned above, metals cations and other substances with a reduction potential greater than -0.8 V, (the reduction potential for reduction of water to H2 and OH-) will be reduced during electrolysis in water. This includes metals such as Zn, Fe, Ni, and Ag, but does not include Al, Mg, and Na.
2. Species with an reduction potential less than 1.2 V, (the reduction potential for the oxidation of water to O2 and H+) will be oxidized in aqueous electrolysis. An reduction potential less than 1.2 V is equivalent to saying an oxidation potential greater than -1.2 V.
The net of the above statements is species dissolved in water between with reduction potentials between 1.2 V and -0.8 V can be reduced and oxidized in water. If either species potential exceeds these limits, water will react instead.
En primer lugar, en la cuba o celda electrolítica se produce un movimiento de cargas (los iones) y, por tanto, una corriente eléctrica. La intensidad de esta corriente (I, medida en amperios) es la carga (q, medida en culombios) que pasa por la cuba electrolítica en la unidad de tiempo (expresada en segundos). Es decir: I = q/t. Por otra parte, todo conductor opone una resistencia (R, medida en ohmios) al paso de una corriente. La celda electrolítica, como conductora de la corriente que es, presenta, pues, esa resistencia, y eso se traduce en una caída de potencial en el interior de la cuba respecto al potencial que suministra la batería externa; dicha caída es el producto de la intensidad I por la resistencia R (según la ley de Ohm). Para compensar la caída IR, el potencial real que se necesita para producir una electrolisis debe ser superior al valor que se obtiene al sumar el potencial teórico de la pila que se forma más el valor IR.
Por otro lado, en la electrolisis del HCl no solo se producen H2 y Cl2. Téngase en cuenta que el agua posee aniones OH‑ que también podrían oxidarse en el ánodo. En general, todas las especies cargadas negativamente son susceptibles de oxidarse en el ánodo y todos los cationes pueden reducirse en el cátodo. De todas las reacciones globales posibles en la cuba, las que se producirán en primer lugar serán las que requieren menos potencial. Pero si hay varias reacciones posibles (con potenciales del mismo orden), se verificarán todas al mismo tiempo.
En segundo lugar, cuando pasa a través de una celda electrolítica una corriente eléctrica de intensidad I, se produce en mayor o menor medida el fenómeno conocido como polarización. Este concepto engloba una serie de efectos que ralentizan las reacciones electródicas o compiten con ellas. Pueden ralentizarse por la inercia de las masas iónicas que se mueven hacia el electrodo (polarización por concentración); por ciertos impedimentos que encuentran los electrones que van o vienen de los electrodos (polarización por transferencia de carga o por activación); por el tiempo que emplean las especies en adsorberse o desorberse del electrodo o en cristalizar (polarización por adsorción, desorción o cristalización), o porque ocurran reacciones químicas intermedias (polarización por reacción). Siempre que exista polarización, para que se produzca la electrolisis hay que aumentar el potencial externo en un término que se llama sobrepotencial. En general, cuanto más lento es el proceso, más sobrepotencial se requiere.
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Aqueous Electrolysis –
1. Neglecting exceptions like the chlorine mentioned above, metals cations and other substances with a reduction potential greater than -0.8 V, (the reduction potential for reduction of water to H2 and OH-) will be reduced during electrolysis in water. This includes metals such as Zn, Fe, Ni, and Ag, but does not include Al, Mg, and Na.
2. Species with an reduction potential less than 1.2 V, (the reduction potential for the oxidation of water to O2 and H+) will be oxidized in aqueous electrolysis. An reduction potential less than 1.2 V is equivalent to saying an oxidation potential greater than -1.2 V.
The net of the above statements is species dissolved in water between with reduction potentials between 1.2 V and -0.8 V can be reduced and oxidized in water. If either species potential exceeds these limits, water will react instead.
En primer lugar, en la cuba o celda electrolítica se produce un movimiento de cargas (los iones) y, por tanto, una corriente eléctrica. La intensidad de esta corriente (I, medida en amperios) es la carga (q, medida en culombios) que pasa por la cuba electrolítica en la unidad de tiempo (expresada en segundos). Es decir: I = q/t. Por otra parte, todo conductor opone una resistencia (R, medida en ohmios) al paso de una corriente. La celda electrolítica, como conductora de la corriente que es, presenta, pues, esa resistencia, y eso se traduce en una caída de potencial en el interior de la cuba respecto al potencial que suministra la batería externa; dicha caída es el producto de la intensidad I por la resistencia R (según la ley de Ohm). Para compensar la caída IR, el potencial real que se necesita para producir una electrolisis debe ser superior al valor que se obtiene al sumar el potencial teórico de la pila que se forma más el valor IR.
Por otro lado, en la electrolisis del HCl no solo se producen H2 y Cl2. Téngase en cuenta que el agua posee aniones OH‑ que también podrían oxidarse en el ánodo. En general, todas las especies cargadas negativamente son susceptibles de oxidarse en el ánodo y todos los cationes pueden reducirse en el cátodo. De todas las reacciones globales posibles en la cuba, las que se producirán en primer lugar serán las que requieren menos potencial. Pero si hay varias reacciones posibles (con potenciales del mismo orden), se verificarán todas al mismo tiempo.
En segundo lugar, cuando pasa a través de una celda electrolítica una corriente eléctrica de intensidad I, se produce en mayor o menor medida el fenómeno conocido como polarización. Este concepto engloba una serie de efectos que ralentizan las reacciones electródicas o compiten con ellas. Pueden ralentizarse por la inercia de las masas iónicas que se mueven hacia el electrodo (polarización por concentración); por ciertos impedimentos que encuentran los electrones que van o vienen de los electrodos (polarización por transferencia de carga o por activación); por el tiempo que emplean las especies en adsorberse o desorberse del electrodo o en cristalizar (polarización por adsorción, desorción o cristalización), o porque ocurran reacciones químicas intermedias (polarización por reacción). Siempre que exista polarización, para que se produzca la electrolisis hay que aumentar el potencial externo en un término que se llama sobrepotencial. En general, cuanto más lento es el proceso, más sobrepotencial se requiere.
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Aqueous Electrolysis –
1. Neglecting exceptions like the chlorine mentioned above, metals cations and other substances with a reduction potential greater than -0.8 V, (the reduction potential for reduction of water to H2 and OH-) will be reduced during electrolysis in water. This includes metals such as Zn, Fe, Ni, and Ag, but does not include Al, Mg, and Na.
2. Species with an reduction potential less than 1.2 V, (the reduction potential for the oxidation of water to O2 and H+) will be oxidized in aqueous electrolysis. An reduction potential less than 1.2 V is equivalent to saying an oxidation potential greater than -1.2 V.
The net of the above statements is species dissolved in water between with reduction potentials between 1.2 V and -0.8 V can be reduced and oxidized in water. If either species potential exceeds these limits, water will react instead.
En disoluciones acuosas (sin tener en cuenta )
En el ánodo el H2O se puede oxidar (a O2) si su Eo es menor que el de la especie disuelta (ejemplo: la oxidación del H2O es termodinámicamente más favorable que la del F–).
En el cátodo el H2O se puede reducir (a H2) si su Eo es mayor que el de la especie disuelta (ejemplo: la reducción del H2O es termodinámicamente más favorable que la del Na+). La electrolisis de NaF produce O2 y H2 La electrolisis de NaCl produce Cl2 e H2
IUPAC: I: corriente eléctrica; Q: carga
IUPAC: I: corriente eléctrica; Q: carga
IUPAC: I: corriente eléctrica; Q: carga
IUPAC: I: corriente eléctrica; Q: carga
IUPAC: I: corriente eléctrica; Q: carga
IUPAC: I: corriente eléctrica; Q: carga
For example MnO2 needs to undergo electrolysis in order to be used for alkaline batteries. The solution for the electrosynthesis of MnO2is MnSO4in H2SO4. The anode is graphite, where Mn2+ is oxidized. While at the cathode, hydrogen is reduced from H+ to H2.
Overall Reaction: Mn2+(aq) + 2H2O(l)--> MnO2(s) + 2H+(aq) + H2(g)
For example MnO2 needs to undergo electrolysis in order to be used for alkaline batteries. The solution for the electrosynthesis of MnO2is MnSO4in H2SO4. The anode is graphite, where Mn2+ is oxidized. While at the cathode, hydrogen is reduced from H+ to H2.
Overall Reaction: Mn2+(aq) + 2H2O(l)--> MnO2(s) + 2H+(aq) + H2(g)
For example MnO2 needs to undergo electrolysis in order to be used for alkaline batteries. The solution for the electrosynthesis of MnO2is MnSO4in H2SO4. The anode is graphite, where Mn2+ is oxidized. While at the cathode, hydrogen is reduced from H+ to H2.
Overall Reaction: Mn2+(aq) + 2H2O(l)--> MnO2(s) + 2H+(aq) + H2(g)
For example MnO2 needs to undergo electrolysis in order to be used for alkaline batteries. The solution for the electrosynthesis of MnO2is MnSO4in H2SO4. The anode is graphite, where Mn2+ is oxidized. While at the cathode, hydrogen is reduced from H+ to H2.
Overall Reaction: Mn2+(aq) + 2H2O(l)--> MnO2(s) + 2H+(aq) + H2(g)
For example MnO2 needs to undergo electrolysis in order to be used for alkaline batteries. The solution for the electrosynthesis of MnO2is MnSO4in H2SO4. The anode is graphite, where Mn2+ is oxidized. While at the cathode, hydrogen is reduced from H+ to H2.
Overall Reaction: Mn2+(aq) + 2H2O(l)--> MnO2(s) + 2H+(aq) + H2(g)
For example MnO2 needs to undergo electrolysis in order to be used for alkaline batteries. The solution for the electrosynthesis of MnO2is MnSO4in H2SO4. The anode is graphite, where Mn2+ is oxidized. While at the cathode, hydrogen is reduced from H+ to H2.
Overall Reaction: Mn2+(aq) + 2H2O(l)--> MnO2(s) + 2H+(aq) + H2(g)
For example MnO2 needs to undergo electrolysis in order to be used for alkaline batteries. The solution for the electrosynthesis of MnO2is MnSO4in H2SO4. The anode is graphite, where Mn2+ is oxidized. While at the cathode, hydrogen is reduced from H+ to H2.
Overall Reaction: Mn2+(aq) + 2H2O(l)--> MnO2(s) + 2H+(aq) + H2(g)
For example MnO2 needs to undergo electrolysis in order to be used for alkaline batteries. The solution for the electrosynthesis of MnO2is MnSO4in H2SO4. The anode is graphite, where Mn2+ is oxidized. While at the cathode, hydrogen is reduced from H+ to H2.
Overall Reaction: Mn2+(aq) + 2H2O(l)--> MnO2(s) + 2H+(aq) + H2(g)
For example MnO2 needs to undergo electrolysis in order to be used for alkaline batteries. The solution for the electrosynthesis of MnO2is MnSO4in H2SO4. The anode is graphite, where Mn2+ is oxidized. While at the cathode, hydrogen is reduced from H+ to H2.
Overall Reaction: Mn2+(aq) + 2H2O(l)--> MnO2(s) + 2H+(aq) + H2(g)
IUPAC: I: corriente eléctrica; Q: carga
IUPAC: I: corriente eléctrica; Q: carga
IUPAC: I: corriente eléctrica; Q: carga
IUPAC: I: corriente eléctrica; Q: carga
IUPAC: I: corriente eléctrica; Q: carga
IUPAC: I: corriente eléctrica; Q: carga
IUPAC: I: corriente eléctrica; Q: carga
IUPAC: I: corriente eléctrica; Q: carga
Se denomina anodización al proceso electrolítico de pasivación utilizado para incrementar el espesor de la capa natural de óxido en la superficie de piezas metálicas. Esta técnica suele emplearse sobre el aluminio para generar una capa de protección artificial mediante el óxido protector del aluminio, conocido como alúmina. La capa se consigue por medio de procedimientos electroquímicos, y proporciona una mayor resistencia y durabilidad del aluminio. La protección dependerá en gran medida del espesor de esta capa (en micras µm) que van desde las 5µm hasta las 20µm dependiendo del ambiente en que se vayan a utilizar.
Se denomina anodización al proceso electrolítico de pasivación utilizado para incrementar el espesor de la capa natural de óxido en la superficie de piezas metálicas. Esta técnica suele emplearse sobre el aluminio para generar una capa de protección artificial mediante el óxido protector del aluminio, conocido como alúmina. La capa se consigue por medio de procedimientos electroquímicos, y proporciona una mayor resistencia y durabilidad del aluminio. La protección dependerá en gran medida del espesor de esta capa (en micras µm) que van desde las 5µm hasta las 20µm dependiendo del ambiente en que se vayan a utilizar.
La reacción SN2 (conocida también como sustitución nucleofílica bimolecular o como ataque desde atrás) es un tipo de sustitución nucleofílica, donde un par libre de un nucleófilo ataca un centro electrofílico y se enlaza a él, expulsando otro grupo denominado grupo saliente. En consecuencia, el grupo entrante reemplaza al grupo saliente en una etapa. Dado que las dos especies reaccionantes están involucradas en esta etapa limitante lenta de la reacción química, esto conduce al nombre de sustitución nucleofílica bimolecular, o SN2. Entre los químicos inorgánicos, la reacción SN2 es conocida frecuentemente como el mecanismo de intercambio.
La reacción SN1 es una reacción de sustitución en química orgánica. "SN" indica que es una sustitución nucleofílica y el "1" representa el hecho de que la etapa limitante es unimolecular.1 2 La reacción involucra un intermediario carbocatión y es observada comúnmente en reacciones de halogenuros de alquilo secundarios o terciarios, o bajo condiciones fuertemente acídicas, con alcoholes secundarios y terciarios. Con los halogenuros de alquilo primarios, sucede la reacción SN2, alternativa. Entre los químicos inorgánicos, la reacción SN1 es conocida frecuentemente como el mecanismo disociativo. Un mecanismo de reacción fue propuesto por primera vez por Christopher Ingold y colaboradores en 1940.3
La reacción SN2 (conocida también como sustitución nucleofílica bimolecular o como ataque desde atrás) es un tipo de sustitución nucleofílica, donde un par libre de un nucleófilo ataca un centro electrofílico y se enlaza a él, expulsando otro grupo denominado grupo saliente. En consecuencia, el grupo entrante reemplaza al grupo saliente en una etapa. Dado que las dos especies reaccionantes están involucradas en esta etapa limitante lenta de la reacción química, esto conduce al nombre de sustitución nucleofílica bimolecular, o SN2. Entre los químicos inorgánicos, la reacción SN2 es conocida frecuentemente como el mecanismo de intercambio.
La reacción SN1 es una reacción de sustitución en química orgánica. "SN" indica que es una sustitución nucleofílica y el "1" representa el hecho de que la etapa limitante es unimolecular.1 2 La reacción involucra un intermediario carbocatión y es observada comúnmente en reacciones de halogenuros de alquilo secundarios o terciarios, o bajo condiciones fuertemente acídicas, con alcoholes secundarios y terciarios. Con los halogenuros de alquilo primarios, sucede la reacción SN2, alternativa. Entre los químicos inorgánicos, la reacción SN1 es conocida frecuentemente como el mecanismo disociativo. Un mecanismo de reacción fue propuesto por primera vez por Christopher Ingold y colaboradores en 1940.3
