Este documento describe las aplicaciones de las valoraciones de oxidación-reducción. Estas valoraciones se basan en reacciones redox entre un analito de concentración desconocida y un valorante conocido. También define oxidación, reducción y estados de oxidación, y explica cómo calcularlos. Además, detalla agentes oxidantes y reductores comúnmente usados como el permanganato de potasio y el hierro (II).
El documento describe reacciones redox (de transferencia de electrones), incluyendo conceptos como oxidación, reducción, oxidantes y reductores. Explica cómo ajustar ecuaciones redox mediante el método del ion-electrón y aplicarlo a reacciones en medios ácidos y básicos. También cubre potenciales de reducción estándar, electrólisis y aplicaciones industriales de reacciones redox.
Este documento presenta un resumen de las reacciones de transferencia de electrones. Explica conceptos como el número de oxidación, oxidación, reducción, oxidantes y reductores. También cubre temas como el ajuste de ecuaciones redox, valoraciones de oxidación-reducción, pilas electroquímicas, potenciales de reducción estándar y aplicaciones industriales de las reacciones redox.
El documento describe las reacciones de oxidación y reducción. La oxidación ocurre cuando un elemento o compuesto gana oxígeno, mientras que la reducción ocurre cuando pierde oxígeno. En una reacción redox, el reductor se oxida y el oxidante se reduce.
Este documento presenta información sobre reacciones redox (de transferencia de electrones). Explica conceptos como estado de oxidación, oxidación, reducción, oxidantes y reductores. También cubre temas como el ajuste de ecuaciones redox, valoraciones redox, pilas electroquímicas, potenciales estándar y aplicaciones industriales de reacciones redox.
Este documento resume las reacciones de transferencia de electrones (redox). Define conceptos clave como número de oxidación, oxidación, reducción, oxidantes y reductores. Explica cómo ajustar ecuaciones redox, incluyendo en medios ácidos y básicos. También cubre corrosión y protección catódica.
El documento describe diferentes procesos redox de importancia industrial y tecnológica, incluyendo la corrosión del hierro, técnicas para prevenirla como el pasivado y recubrimientos, pilas como la leclanché y alcalinas, procesos electrolíticos para obtener metales como el aluminio y sodio, y recubrimientos por electrodeposición como la galvanostegia y galvanoplastia.
Este documento resume las reacciones de transferencia de electrones (reacciones redox). Explica conceptos como estado de oxidación, oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox tanto en medio ácido como básico. También cubre temas como valoraciones redox, pilas electroquímicas, potenciales estándar de reducción, electrólisis y aplicaciones industriales de reacciones redox.
Este documento describe las reacciones de transferencia de electrones (redox). Explica que en una reacción redox, un compuesto se oxida al perder electrones mientras que otro se reduce al ganar electrones. Detalla los conceptos de oxidación, reducción, agente oxidante y agente reductor. Además, presenta ejemplos de reacciones redox e incluye un laboratorio para observar reacciones de oxidación-reducción a través de experimentos húmedos y en seco.
El documento describe reacciones redox (de transferencia de electrones), incluyendo conceptos como oxidación, reducción, oxidantes y reductores. Explica cómo ajustar ecuaciones redox mediante el método del ion-electrón y aplicarlo a reacciones en medios ácidos y básicos. También cubre potenciales de reducción estándar, electrólisis y aplicaciones industriales de reacciones redox.
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Este documento resume las reacciones de transferencia de electrones (reacciones redox). Explica conceptos como estado de oxidación, oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox tanto en medio ácido como básico. También cubre temas como valoraciones redox, pilas electroquímicas, potenciales estándar de reducción, electrólisis y aplicaciones industriales de reacciones redox.
Este documento describe las reacciones de transferencia de electrones (redox). Explica que en una reacción redox, un compuesto se oxida al perder electrones mientras que otro se reduce al ganar electrones. Detalla los conceptos de oxidación, reducción, agente oxidante y agente reductor. Además, presenta ejemplos de reacciones redox e incluye un laboratorio para observar reacciones de oxidación-reducción a través de experimentos húmedos y en seco.
Este documento describe los grupos principales de la tabla periódica, incluyendo sus propiedades químicas, reacciones y métodos de obtención. Se estudian los metales alcalinos, alcalinotérreos, térreos, carbonoideos y nitrogenoideos, así como compuestos de hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y azufre. El documento proporciona información detallada sobre la configuración electrónica, reactividad, usos y otros aspectos fundamentales de estos elementos químicos.
Este documento presenta información sobre reacciones redox (de transferencia de electrones). Explica conceptos clave como estado de oxidación, oxidación, reducción, oxidantes y reductores. Detalla el método para ajustar ecuaciones redox, incluyendo ejemplos de reacciones en medios ácidos y básicos. También cubre temas como pilas electroquímicas, potenciales de reducción estándar y aplicaciones industriales de reacciones redox.
1. El documento trata sobre reacciones de transferencia de electrones, incluyendo conceptos de número de oxidación, ajuste de reacciones redox por el método del ión-electrón, determinación de estados de oxidación, valoración redox, pilas y potenciales de reducción, y electrólisis. Incluye ejercicios para determinar estados de oxidación, ajustar reacciones redox, calcular masas involucradas en reacciones, y predecir espontaneidad de reacciones basadas en potenciales de reducción.
El documento introduce conceptos básicos de nomenclatura química, incluyendo la distinción entre compuestos orgánicos e inorgánicos, y describe las cuatro clases principales de compuestos inorgánicos (óxidos, bases, ácidos y sales). También explica las reglas para determinar los números de oxidación de los elementos y nombrar cationes, aniones, óxidos, bases e hidróxidos y ácidos.
Este documento trata sobre las propiedades de las disoluciones y las reacciones químicas que ocurren en ellas. Explica que una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias, y clasifica las disoluciones en no electrolitos, electrolitos fuertes y débiles. También describe conceptos como concentración, molaridad, normalidad y solubilidad. Por último, explica los tipos de reacciones que ocurren en disolución como precipitación, ácido-base y cómo escribir las ecuaciones i
Este documento presenta un resumen de las reacciones de transferencia de electrones o reacciones redox. Explica conceptos clave como estado de oxidación, oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox teniendo en cuenta si la reacción ocurre en medio ácido o básico. Además, introduce ejemplos de cálculo de estados de oxidación y ajuste de ecuaciones redox paso a paso.
Este documento presenta una introducción a las reacciones de transferencia de electrones o reacciones redox. Explica conceptos clave como estado de oxidación, oxidación, reducción, oxidantes y reductores. Además, describe los pasos para ajustar ecuaciones redox y trata casos específicos como reacciones en medio ácido o básico. Finalmente, incluye varios ejemplos para ilustrar estos temas.
Este documento presenta una unidad sobre reacciones redox. Explica conceptos como estado de oxidación, oxidación, reducción, oxidantes y reductores. Detalla el método para ajustar ecuaciones redox mediante el balanceo de iones y electrones. Incluye ejemplos de cálculo de estados de oxidación y ajuste de reacciones redox en medios ácidos y básicos. Finalmente, presenta aplicaciones industriales de reacciones redox como la electrólisis y la producción de metales.
Tema 10 - Reacciones de transferencia de electronesJosé Miranda
Este documento trata sobre las reacciones de oxidación-reducción. Explica que estas reacciones implican la transferencia de electrones entre sustancias, con una actuando como oxidante y otra como reductora. También define los conceptos de número de oxidación y cómo ajustar reacciones redox mediante el método del ion-electrón. Finalmente, cubre cómo realizar valoraciones redox.
Este documento presenta los contenidos de la unidad 9 de química orgánica. Incluye las características del carbono, la formulación y nomenclatura de compuestos orgánicos con dos grupos funcionales, la reactividad de compuestos orgánicos y varios tipos de reacciones orgánicas como sustitución, adición, eliminación y oxidación-reducción. También cubre otros temas como las características de los enlaces simples, dobles y triples, y la hibridación sp3, sp2 y sp del carbono
El documento resume conceptos básicos sobre reacciones de oxidación-reducción. Explica que la oxidación implica una pérdida de electrones o un aumento en el número de oxidación, mientras que la reducción implica una ganancia de electrones o una disminución en el número de oxidación. También describe métodos para ajustar ecuaciones redox como el método del número de oxidación y el método del ión-electrón.
1) El documento describe diferentes tipos de reacciones redox como combustión, corrosión, fotosíntesis y respiración. 2) Explica conceptos como oxidación, reducción, estado de oxidación y agentes oxidantes y reductores. 3) Detalla tipos de reacciones redox como combinación, descomposición y desplazamiento.
Este documento resume las reacciones de transferencia de electrones (redox). Explica conceptos como estado de oxidación, oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox en medios ácidos y básicos. También cubre pilas electroquímicas, potenciales de reducción estándar y aplicaciones industriales como la electrólisis.
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Este documento describe las reacciones de reducción-oxidación, en las cuales un elemento cede electrones mientras que otro los acepta. Como ejemplo, se presenta la reacción entre zinc y cobre II, donde el zinc pierde electrones y el cobre los gana. Además, explica cómo calcular los números de oxidación y cómo balancear ecuaciones químicas mediante semirreacciones de oxidación y reducción.
El documento resume conceptos clave sobre reacciones redox. Explica que en estas reacciones los átomos experimentan cambios en su número de oxidación al ganar o perder electrones. Define oxidación como un incremento en el número de oxidación al perder electrones, y reducción como una disminución al ganar electrones. También describe el método del ión-electrón para balancear ecuaciones redox, identificando los elementos oxidados y reducidos y multiplicando las semirreacciones.
Este documento presenta la solución a varios ejercicios relacionados con el cálculo de números de oxidación de elementos en diferentes compuestos químicos y la clasificación de reacciones como redox o no redox. En la primera sección, se calculan los números de oxidación de carbono, hidrógeno, calcio, nitrógeno, cromo y manganeso en compuestos como el metano, formaldehído, bicarbonato de calcio y otros. En la segunda sección, se identifican cuáles de varias reacciones químicas
El documento trata sobre conceptos básicos de electroquímica. Explica que la electroquímica estudia los cambios químicos producidos por la corriente eléctrica y la producción de electricidad mediante reacciones químicas. También define conceptos clave como reacciones redox, estado de oxidación, agentes oxidantes y reductores, y describe los tipos básicos de celdas electroquímicas como las celdas galvánicas y electrolíticas.
Soberania y participacion democratica adriana20669098
La soberanía reside en el pueblo según la Constitución venezolana y es delegada en los órganos del Estado. La democracia participativa permite una amplia participación ciudadana en las decisiones colectivas y promueve la cooperación al considerar las consecuencias de dichas decisiones para todos. Una razón fundamental para promover la democracia participativa es que ofrece a los ciudadanos la capacidad de participar en decisiones orientadas a un desarrollo económico y social justo.
Este documento describe el desarrollo de un algoritmo genético llamado GATP para optimizar las rutas de recogida de boyas de atún. GATP mejora la eficiencia al predecir las posiciones futuras de las boyas y calcular la ruta óptima, pudiendo ahorrar hasta un 8% en combustible comparado con métodos actuales. La implementación de GATP tendrá un impacto positivo en la sostenibilidad al reducir las emisiones de CO2.
Este documento describe los grupos principales de la tabla periódica, incluyendo sus propiedades químicas, reacciones y métodos de obtención. Se estudian los metales alcalinos, alcalinotérreos, térreos, carbonoideos y nitrogenoideos, así como compuestos de hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y azufre. El documento proporciona información detallada sobre la configuración electrónica, reactividad, usos y otros aspectos fundamentales de estos elementos químicos.
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Tema 10 - Reacciones de transferencia de electronesJosé Miranda
Este documento trata sobre las reacciones de oxidación-reducción. Explica que estas reacciones implican la transferencia de electrones entre sustancias, con una actuando como oxidante y otra como reductora. También define los conceptos de número de oxidación y cómo ajustar reacciones redox mediante el método del ion-electrón. Finalmente, cubre cómo realizar valoraciones redox.
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El documento resume conceptos básicos sobre reacciones de oxidación-reducción. Explica que la oxidación implica una pérdida de electrones o un aumento en el número de oxidación, mientras que la reducción implica una ganancia de electrones o una disminución en el número de oxidación. También describe métodos para ajustar ecuaciones redox como el método del número de oxidación y el método del ión-electrón.
1) El documento describe diferentes tipos de reacciones redox como combustión, corrosión, fotosíntesis y respiración. 2) Explica conceptos como oxidación, reducción, estado de oxidación y agentes oxidantes y reductores. 3) Detalla tipos de reacciones redox como combinación, descomposición y desplazamiento.
Este documento resume las reacciones de transferencia de electrones (redox). Explica conceptos como estado de oxidación, oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox en medios ácidos y básicos. También cubre pilas electroquímicas, potenciales de reducción estándar y aplicaciones industriales como la electrólisis.
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Este documento describe las reacciones de reducción-oxidación, en las cuales un elemento cede electrones mientras que otro los acepta. Como ejemplo, se presenta la reacción entre zinc y cobre II, donde el zinc pierde electrones y el cobre los gana. Además, explica cómo calcular los números de oxidación y cómo balancear ecuaciones químicas mediante semirreacciones de oxidación y reducción.
El documento resume conceptos clave sobre reacciones redox. Explica que en estas reacciones los átomos experimentan cambios en su número de oxidación al ganar o perder electrones. Define oxidación como un incremento en el número de oxidación al perder electrones, y reducción como una disminución al ganar electrones. También describe el método del ión-electrón para balancear ecuaciones redox, identificando los elementos oxidados y reducidos y multiplicando las semirreacciones.
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El documento trata sobre conceptos básicos de electroquímica. Explica que la electroquímica estudia los cambios químicos producidos por la corriente eléctrica y la producción de electricidad mediante reacciones químicas. También define conceptos clave como reacciones redox, estado de oxidación, agentes oxidantes y reductores, y describe los tipos básicos de celdas electroquímicas como las celdas galvánicas y electrolíticas.
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La agencia de viajes El Paraíso promueve visitas a las colonias El Pedregal y La Paz en Buenos Aires, así como al Hotel Valensuela. También invita a visitar la gran plaza y probar la comida típica como el pescado a la parilla en Veracruz.
El Centro de Maestros ofrece varias actividades para apoyar el desarrollo profesional continuo de los educadores, incluyendo seminarios sobre temas de enseñanza actuales, oportunidades para colaborar con otros maestros, y recursos en línea para aprender nuevas estrategias pedagógicas.
El documento describe un circuito rectificador trifásico de puente incompleto, con valores dados para la tensión de entrada, inductancia, resistencia y otros parámetros. Se piden que se dibuje las formas de onda de operación, que se determine el factor de potencia del circuito, y que se calculen los valores promedio y eficaz de las corrientes por elemento de potencia.
El documento resume las unidades 1 a 4 de la materia de Teoría General del Proceso. Cubre temas como garantías en procesos penales, clasificación de procesos, etapas procesales, excepciones, jurisdicción y conclusiones sobre la concentración de poder en los ayuntamientos.
Este documento habla sobre la intoxicación por plomo inorgánico en trabajadores expuestos. Explica la toxicocinética del plomo, incluyendo su absorción, distribución y eliminación, así como sus efectos tóxicos en la salud. También cubre las manifestaciones clínicas agudas y crónicas, las medidas de prevención como exámenes médicos periódicos y el uso de equipo de protección, y el tratamiento que implica retirar al trabajador de la exposición.
La psicología infantil es el estudio del desarrollo psicológico y comportamiento de los niños. Se origina de las palabras griegas "psyche" que significa alma y "logia" que significa estudio. Examina cómo los niños piensan, sienten, interactúan y aprenden a medida que crecen.
Este documento presenta los gastos mensuales de una casa durante los primeros seis meses de 2014. Incluye categorías como comida, colegio, vacaciones, servicios y ocio. Los totales mensuales variaron de $1,384.70 en febrero a $1,569.70 en marzo. Después de aplicar el 16% de IVA, los totales con impuestos oscilaron entre $1,606.25 en febrero y $1,820.85 en marzo.
El documento presenta información sobre la gestión de producción y calidad para microempresas. Explica conceptos clave como valor agregado, productividad, competitividad y enfoque de procesos. También describe modelos de gestión como la cadena de valor y el sistema de gestión de calidad ISO 9001, destacando su importancia para satisfacer las necesidades de los clientes y lograr ventaja competitiva.
Este documento presenta los pasos iniciales para formular un proyecto educativo, incluyendo compartir ejemplos previos de proyectos, generar ideas individuales y colectivas, y considerar elementos como las preguntas orientadoras del currículo y la plataforma de aprendizaje para desarrollar el proyecto.
Franz Schubert was an Austrian composer who lived from 1797 to 1828. The document provides information about a performance of his Serenata piece played on violin by famous violinist Isaac Stern who lived from 1920 to 2001 and recorded it in April 2012.
Bewerbung 2.0 - Wie mache ich mich selbst zur Marke?Milena Droste
In diesem Kommunikationskonzept stelle ich dar, wie ich mich als potenzieller Mitarbeiter durch Social Media präsentiere. Das Resultat ist meine persönliche Kommunikationsstrategie „SoMeOn – Social Media Online“. Diese stelle ich verkürzt dar, für Details, Fragen und Anregungen nehmen Sie gerne Kontakt mit mir auf.
La costa ecuatoriana ocupa un cuarto del territorio del país y está compuesta de planicies y tierras bajas hasta 500 metros de altura en los Andes. En el norte, la planicie es húmeda y pantanosa, con un clima tropical. Existen 142 especies de mamíferos, 253 de reptiles y anfibios, 6,300 de plantas y 800 de aves en la costa ecuatoriana.
Este documento resume las reacciones de transferencia de electrones (reacciones redox). Explica conceptos como estado de oxidación, oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox en medios ácidos y básicos. También cubre pilas electroquímicas, potenciales de reducción estándar, electrólisis y aplicaciones industriales de reacciones redox como la electrólisis del cloruro de sodio y la siderurgia.
Este documento presenta información sobre reacciones redox. Explica conceptos como oxidación, reducción, estados de oxidación y cómo ajustar ecuaciones redox, incluyendo ejemplos. También cubre pilas electroquímicas, potenciales de reducción estándar y aplicaciones industriales de reacciones redox.
Este documento presenta un resumen de los conceptos clave de la oxidación-reducción. Explica el estado de oxidación y cómo calcularlo. Define la oxidación como la pérdida de electrones y la reducción como la ganancia de electrones. Describe cómo ajustar ecuaciones redox mediante el método del ión-electrón, incluyendo reacciones en medios ácido y básico. Finalmente, presenta algunas aplicaciones industriales de procesos redox.
Este documento resume las reacciones de transferencia de electrones (reacciones redox). Explica conceptos como oxidación, reducción, números de oxidación y cómo ajustar ecuaciones redox. También cubre temas como pilas electroquímicas, potenciales estándar de reducción y aplicaciones industriales de reacciones redox como la electrólisis y la producción de metales.
En estas reacciones, el reactivo oxidado es el que aumenta su estado de oxidación, el reactivo reducido es el que disminuye su estado de oxidación, el agente oxidante es el que oxida al otro reactivo y el agente reductor es el que reduce al otro reactivo.
a) Reactivo oxidado: Al
Reactivo reducido: H+
Agente oxidante: HCl
Agente reductor: Al
b) Reactivo oxidado: CH4
Reactivo reducido: O2
Agente oxidante: O2
Agente reductor: CH4
c
Este documento resume las reacciones de transferencia de electrones (redox). Explica conceptos como estado de oxidación, oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox en medios ácidos y básicos. También cubre pilas electroquímicas, potenciales de reducción estándar y aplicaciones industriales como la electrólisis.
Este documento trata sobre las reacciones de transferencia de electrones o reacciones redox. Explica conceptos clave como el estado de oxidación, oxidación y reducción, y describe cómo ajustar ecuaciones redox. También cubre temas como pilas electroquímicas, potenciales de reducción estándar, electrólisis y aplicaciones industriales de las reacciones redox.
El documento describe conceptos tradicionales y electrónicos de las reacciones de oxidación-reducción. Tradicionalmente, se referían a la combinación con oxígeno, pero el concepto electrónico se refiere al intercambio de electrones, donde la oxidación implica la pérdida de electrones y la reducción la ganancia de electrones. Las reacciones redox siempre involucran la oxidación simultánea y reducción de especies químicas a través del intercambio de electrones.
Este documento trata sobre las reacciones de transferencia de electrones. Explica conceptos clave como oxidación, reducción, oxidante, reductor y número de oxidación. También cubre cómo ajustar reacciones redox mediante el método del ion-electrón y cómo realizar valoraciones redox.
Este documento resume conceptos básicos de electroquímica como oxidación-reducción, números de oxidación, pilas, potenciales de reducción estándar y ecuación de Nernst. También explica procesos como la electrólisis y da ejemplos como la electrólisis de una solución acuosa de cloruro de sodio y sulfato de sodio.
Este documento presenta los conceptos fundamentales de la oxidación-reducción. Explica el estado de oxidación, la oxidación y la reducción, los oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox mediante el método del ión-electrón. También cubre valoraciones redox, pilas electroquímicas, potenciales estándar de reducción y aplicaciones industriales de procesos redox.
Este documento presenta los conceptos fundamentales de la oxidación-reducción. Explica el estado de oxidación, la oxidación y la reducción, los oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox mediante el método del ión-electrón. También cubre valoraciones redox, pilas electroquímicas, potenciales estándar de reducción y aplicaciones industriales de procesos redox.
1) El documento habla sobre balanceo de ecuaciones y reacciones químicas. 2) Explica conceptos como reacción química, ecuación química, reactivos y productos. 3) Detalla métodos para balancear ecuaciones como balanceo por tanteo y balanceo redox.
El documento habla sobre reacciones de oxidación-reducción (redox). Define oxidación como la pérdida de electrones y reducción como la ganancia de electrones. Describe dos métodos para balancear ecuaciones redox: el método del número de oxidación y el método de la media reacción o del ión-electrón. Explica los pasos de cada método y aplica ambos para balancear varias ecuaciones de ejemplo.
Este documento resume los conceptos básicos de oxidación-reducción. Define oxidación como la ganancia de oxígeno, pérdida de electrones o pérdida de hidrógeno, y reducción como la pérdida de oxígeno, ganancia de electrones o ganancia de hidrógeno en compuestos orgánicos. Explica que en una reacción redox, el agente oxidante se reduce y el agente reductor se oxida.
Este documento presenta los conceptos fundamentales de la oxidación-reducción. Explica el estado de oxidación, la oxidación y reducción, los oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox mediante el método del ión-electrón. También describe pilas electroquímicas, potenciales de reducción estándar, y aplicaciones industriales de procesos redox como la electrólisis.
El documento trata sobre las reacciones redox. Explica que inicialmente se consideraba la oxidación como la ganancia de oxígeno y la reducción como la pérdida de oxígeno, pero que actualmente se define la oxidación como la pérdida de electrones y la reducción como la ganancia de electrones. También describe los conceptos de potencial de reducción, escala de potenciales y pilas voltaicas.
El documento describe las propiedades y balanceo de reacciones redox. Se observó la formación de un precipitado marrón de MnO2 en la reacción de MnSO4 con NaOH y Br2. El balanceo por el método de ión electrón se muestra para esta reacción en medio básico. Además, se explican los conceptos de oxidación, reducción y balanceo de reacciones redox en medios ácidos y básicos usando varios ejemplos.
Equipo 4. Mezclado de Polímeros quimica de polimeros.pptxangiepalacios6170
Presentacion de mezclado de polimeros, de la materia de Quimica de Polímeros ultima unidad. Se describe la definición y los tipos de mezclado asi como los aditivos usados para mejorar las propiedades de las mezclas de polimeros
ESPERAMOS QUE ESTA INFOGRAFÍA SEA UNA HERRAMIENTA ÚTIL Y EDUCATIVA QUE INSPIRE A MÁS PERSONAS A ADENTRARSE EN EL APASIONANTE CAMPO DE LA INGENIERÍA CIVIŁ. ¡ACOMPAÑANOS EN ESTE VIAJE DE APRENDIZAJE Y DESCUBRIMIENTO
2. 2
Las valoraciones redox, también conocidas
como valoraciones de oxidación- reducción,
o volumetrias redox, son técnicas de análisis
frecuentemenye usadas con el fin de conocer
la concentración de una disolución de un
agente oxidante, o reductor. Este es un tipo de
valoración que se basa en las reacciones
redox, que tiene lugar entre el analito o
sustancia de la cual no conocemos la
concentración, y la sustancia conocida como
valorante
VALORACIONES DE OXIDACIÓN/REDUCCIÓN
3. 3
Definición actualDefinición actual
OXIDACIÓN:OXIDACIÓN: Pérdida de electrones
(o aumento en el número de oxidación).
EjemploEjemplo: Cu → Cu2+
+ 2e–
REDUCCIÓN:REDUCCIÓN: Ganancia de electrones
(o disminución en el número de oxidación).
EjemploEjemplo: Ag+
+ 1e–
→Ag
Siempre que se produce una oxidaciónoxidación
debe producirse simultáneamente una
reducciónreducción.
Cada una de estas reacciones se denomina
semirreacciónsemirreacción.
4. AGENTES OXIDANTES YAGENTES OXIDANTES Y
REDUCTORES AUXILIARESREDUCTORES AUXILIARES
OXIDANTES: Es la sustancia capaz de
oxidar a otra, con lo que esta se reduce.
REDUCTORES: Es la sustancia capaz de
reducir a otra, con lo que esta se oxida.
Ejemplo:
Zn + 2Ag+
→ Zn2+
+ 2Ag
Oxidación: Zn (reductor) → Zn2+
+ 2e–
Reducción: Ag+
(oxidante) + 1e–
→ Ag
4
5. 5
Estado de oxidación (E.O.)Estado de oxidación (E.O.)
(También número de oxidación).(También número de oxidación).
“Es la carga que tendría un átomo si todos
sus enlaces fueran iónicos”.
En el caso de enlaces covalentes polares
habría que suponer que la pareja de
electrones compartidos están totalmente
desplazados hacia el elemento más
electronegativo.
El E.O. no tiene porqué ser la carga real que
tiene un átomo, aunque a veces coincide.
6. 6
Principales estados dePrincipales estados de
oxidación.oxidación.
Todos los elementos en estado neutro tienen
E.O. = 0.
El oxígeno (O) en óxidos, ácidos y sales
oxácidas tiene E.O. = –2.
El hidrógeno (H) tiene E.O. = –1 en los
hidruros metálicos y +1 en el resto de los
casos que son la mayoría.
Los metales formando parte de moléculas
tienen E.O. positivos.
REPASO
REPASO
7. 7
Cálculo deCálculo de
estado de oxidación (E.O.).estado de oxidación (E.O.).
La suma de los E.O. de una molécula neutra
es siempre 0.
EjemploEjemplo: Calcular el E.O. del S en ZnSO4
E.O.(Zn) = +2; E.O.(O) = –2;
+2 + E.O.(S) + 4 · (–2) = 0 ⇒ E.O.(S) = +6
Si se trata de un ion monoatómico es igual
a su carga.
REPASO
REPASO
8. 8
Ejemplos de cálculo deEjemplos de cálculo de
estados de oxidación (E.O.).estados de oxidación (E.O.).
COCO22: el átomo de C forma dos enlaces covalentes
con dos átomos de O más electronegativo que él.
Comparte los 4e–
, pero para saber cuales son los
E.O. hay que suponer que el C los pierde, y que el
O los gana, con lo cual la carga que tendría el C
sería “+4” y la del O “–2” ⇒ E.O. (C) = +4;
E.O. (O) = –2.
El S tiene estados de oxidación +2, +4 y +6 según
comparta 2, 4 o los 6 electrones de valencia con un
elemento más electronegativo (por ejemplo O).
9. REACTIVOS REDUCTORES AUXILIARES
Cierto número de metales son buenos agentes
reductores y han sido utilizados para la prerredución
de sustancias a analizar. Entre éstos se incluyen el
zinc, aluminio, cadmio, plomo, níquel, cobre y plata
(en presencia de ion cloruro). Ya sea en forma de
lámina o alambre del metal se pueden sumergir
directamente en la solución del analito. Cuando la
reducción se ha completado , se elimina el sólido
manualmente y se lava con agua. La solución del
analito se debe filtrar para eliminar cualquier forma
del metal ya sea en forma de gránulos o pulverizado.
Una alternativa a la filtración es el uso del reductor.
9
10. REACTIVOS OXIDANTES AUXILIARES
10
Bismutato de sodio.
El bismutato de sodio es un poderoso agente oxidante capaz de
convertir, por ejemplo, manganeso (II) cuantitativamente en ion
permanganato. Esta sal de bismuto es un sólido
moderadamente soluble y su fórmula generalmente se escribe
como NaBiO , aunque su composición exacta no esta bienӡ
definida. Las oxidaciones ocurren suspendiendo el bismutato en
la solución del analito e hirviéndola por un breve periodo. El
reactivo que no se reutiliza se elimina después por filtración. La
semireacción para la reducción del bismutato de sodio se puede
escribir como
NaBiO (s) + 4Hӡ +
+ 2e-
BiO+
+ Na +
+ 2H2
O
11. 11
APLICACIÓN DE AGENTES REDUCTORES
PATRÓN
Las soluciones patrón de la mayoría de los reductores
tienden a reaccionar con el oxigeno atmosférico. Por esta
razón, casi nunca se utilizan reductores para la valoración
directa de analitos oxidantes; en su lugar se utilizan
métodos indirectos. Los dos reductores más comunes, los
iones hierro (II) y tiosulfato, se describen a continuación.
Soluciones de hierro (II)
Tiosulfato de sodio
12. APLICACIÓN DE LOS AGENTES
OXIDANTES PATRÓN
Los potenciales para los reactivos oxidantes volumétricos
más utilizados, varían de 0.5 a 1.5 V.
La elección de uno de ellos depende de la fuerza del
analito como agente reductor, de la velocidad de reacción
entre el oxidante y el analito, la estabilidad de las
soluciones oxidantes patrón, el costo y la disponibilidad de
un indicador adecuado.
PERMANGANATO DE POTASIO Y CERIO (IV)
DICROMATO DE POTASIO
YODO
12
15. 15
Ejemplo: Zn + HClEjemplo: Zn + HCl(aq)(aq)
Al añadir HCl(ac)
sobre Zn(s) se produce
ZnCl2y se desprende
H2(g) que, al ser un gas
inflamable, produce
una pequeña explosión
al acercarle un cerilla
encendida.
16. 16
Ejemplo:Ejemplo: Comprobar que la reacción de formaciónComprobar que la reacción de formación
de hierro: Fede hierro: Fe22OO33 + 3 CO+ 3 CO →→ 2 Fe + 3 CO2 Fe + 3 CO22 es unaes una
reacción redox. Indicar los E.O. de todos losreacción redox. Indicar los E.O. de todos los
elementos antes y después de la reacciónelementos antes y después de la reacción
Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2
E.O.: +3 –2 +2 –2 0 +4 –2
ReducciónReducción: El Fe disminuye su E.O. de “+3” a “0”
luego se reduce (cada átomo de Fe captura 3
electrones).
Oxidación:Oxidación: El C aumenta su E.O. de “+2” a “+4”
luego se oxida (en este caso pasa de compartir 2e–
con el O a compartir los 4 electrones).
17. 17
Ejercicio A:Ejercicio A: Formule, complete y ajuste lasFormule, complete y ajuste las
siguientes reacciones, justificando de que tiposiguientes reacciones, justificando de que tipo
son:son: a)a) Cloruro de hidrógeno más amoniaco.Cloruro de hidrógeno más amoniaco.
b)b) Carbonato cálcico más calor.Carbonato cálcico más calor. c)c) Cloro más sodio.Cloro más sodio.
d)d) Ácido sulfúrico más zinc metalÁcido sulfúrico más zinc metal
a)a) HCl + NH3 → NH4Cl
Ácido-baseÁcido-base. No cambia ningún E.O.
b)b) CaCO3→ CaO + CO2 (∆H<0)
DescomposiciónDescomposición. No cambia ningún E.O.
c)c) ½ Cl2 + Na → NaCl
E.O.: 0 0 +1 –1 RedoxRedox
d)d) H2SO4 + Zn → ZnSO4+ H2
E.O.: +1 +6 –2 0 +2 +6 –2 0 RedoxRedox
19. 19
Ajuste de reacciones redoxAjuste de reacciones redox
(método del ion-electrón)(método del ion-electrón)
Se basa en la conservación tanto de la masa
como de la carga (los electrones que se
pierden en la oxidación son los mismos que
los que se ganan en la reducción).
Se trata de escribir las dos semirreacciones
que tienen lugar y después igualar el nº de e–
de ambas, para que al sumarlas los
electrones desaparezcan.
20. 20
Etapas en el ajuste redoxEtapas en el ajuste redox
Ejemplo:Ejemplo: Zn + AgNOZn + AgNO33 →→ Zn(NOZn(NO33))22 + Ag+ Ag
Primera:Primera: Identificar los átomos que
cambian su E.O.
Zn(0) → Zn(+2); Ag (+1) → Ag (0)
Segunda:Segunda: Escribir semirreacciones con
moléculas o iones que existan realmente en
disolución ajustando el nº de átomos: (Zn,
Ag+
, NO3
–
, Zn2+
, Ag)
OxidaciónOxidación: Zn → Zn2+
+ 2e–
ReducciónReducción: Ag+
+ 1e–
→ Ag
21. 21
Etapas en el ajuste redox (cont).Etapas en el ajuste redox (cont).
Tercera:Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma
que al sumar las dos semirreacciones, éstos
desaparezcan.
En el ejemplo se consigue multiplicando la
segunda semirreacción por 2.
OxidaciónOxidación: Zn → Zn2+
+ 2e–
ReducciónReducción: 2Ag+
+ 2e–
→ 2Ag
R. globalR. global:: Zn + 2Ag+
+ 2e–
→ Zn2+
+ 2Ag + 2e–
22. 22
Etapas en el ajuste redox (cont).Etapas en el ajuste redox (cont).
Cuarta:Cuarta: Escribir la reacción química
completa utilizando los coeficientes hallados
y añadiendo las moléculas o iones que no
intervienen directamente en la reacción redox
(en el el ejemplo, el ion NO3
–
) y comprobando
que toda la reacción queda ajustada:
Zn + 2 AgNOZn + 2 AgNO33 →→ Zn(NOZn(NO33))22 + 2 Ag+ 2 Ag
23. 23
Ajuste de reacciones enAjuste de reacciones en
disolución acuosa ácida o básica.disolución acuosa ácida o básica.
Si en una disolución aparecen iones poliatómicos con O
(ej SO4
2–
), el ajuste se complica pues aparecen también
iones H+
, OH–
y moléculas deH2O.
En medio ácido:
– Los átomos de O que se pierdan en la reducción van a parar al
agua (los que se ganen en la oxidación provienen del agua).
– Los átomos de H provienen del ácido.
En medio básico:
– Los átomos de O que se ganan en la oxidación (o pierdan en
la reducción) provienen de los OH–
, necesitándose tantas
moléculas de H2O como átomos de oxígeno se ganen o
pierdan.
24. 24
Ejemplo:Ejemplo: Ajuste redox en medio ácidoAjuste redox en medio ácido
KMnOKMnO44 + H+ H22SOSO44 + KI+ KI →→ MnSOMnSO44 + I+ I22 + K+ K22SOSO44 + H+ H22OO
Primera:Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.:
+1 +7 –2 +1 +6 –2 +1 –1 +2 +6 –2 0 +1 +6 –2 +1 –2
KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2+ K2SO4 + H2O
Moléculas o iones existentes en la disolución:
– KMnO4→ K+
+ MnO4
–
– H2SO4→2 H+
+ SO4
2–
– KI → K+
+I–
– MnSO4→Mn2+
+ SO4
2–
– K2SO4→ 2K+
+ SO4
2–
– I2 y H2O están sin disociar.
25. 25
Ejemplo:Ejemplo: Ajuste redox en medio ácidoAjuste redox en medio ácido
KMnOKMnO44 + H+ H22SOSO44 + KI+ KI →→ MnSOMnSO44 + I+ I22 + K+ K22SOSO44 + H+ H22OO
Segunda:Segunda: Escribir semirreacciones con
moléculas o iones que existan realmente en
disolución ajustando el nº de átomos:
OxidaciónOxidación: 2 I–
→ I2 + 2e–
ReducciónReducción: MnO4
–
+ 8 H+
+ 5e–
→ Mn2+
+ 4 H2O
Los 4 átomos de O del MnO4
–
han ido a parar al H2O,
pero para formar ésta se han necesitado además 8 H+
.
26. 26
Ejemplo:Ejemplo: Ajuste redox en medio ácidoAjuste redox en medio ácido
KMnOKMnO44 + H+ H22SOSO44 + KI+ KI →→ MnSOMnSO44 + I+ I22 + K+ K22SOSO44 + H+ H22OO
Tercera:Tercera: Ajustar el nº de electrones de
forma que al sumar las dos semirreacciones,
éstos desaparezcan:
Ox.Ox.: 5 x (2 I–
→ I2 + 2e–
)
Red.Red.: 2 x (MnO4
–
+ 8 H+
+ 5e–
→ Mn2+
+ 4 H2O
Reacción globalReacción global:
10 I–
+ 2 MnO4
–
→ 5 I2 + 2 Mn2+
+ 8 H2O
+ 16 H+
+ 10 e–
+ 10 e–
27. 27
Ejemplo:Ejemplo: Ajuste redox en medio ácidoAjuste redox en medio ácido
KMnOKMnO44 + H+ H22SOSO44 + KI+ KI →→ MnSOMnSO44 + I+ I22 + K+ K22SOSO44 + H+ H22OO
Cuarta:Cuarta: Escribir la reacción química
completa utilizando los coeficientes
hallados y añadiendo las moléculas o iones
que no intervienen directamente en la
reacción redox:
2 KMnO4 + 8 H2SO4 → 2 MnSO4 + 5 I2+
+10 KI 6 K2SO4 + 8 H2O
La 6 moléculas de K2SO4(sustancia que no
interviene en la reacción redox) se obtienen
por tanteo.
28. 28
Ejercicio B:Ejercicio B: a)a) Ajuste la siguiente reacciónAjuste la siguiente reacción
escribiendo las semirreacciones de oxido-reducciónescribiendo las semirreacciones de oxido-reducción
que se producen HClO + NaClque se producen HClO + NaCl →→ NaClO + HNaClO + H22O + ClO + Cl22
b)b) Calcule el volumen de disolución de ácido hipoclorosoCalcule el volumen de disolución de ácido hipocloroso
0,10,1 M que sería necesario utilizar para obtener 10 gramos deM que sería necesario utilizar para obtener 10 gramos de
cloro. Datos: Masas atómicas: Cl=35,5 ; Na=23 ; 0=16 y H=1cloro. Datos: Masas atómicas: Cl=35,5 ; Na=23 ; 0=16 y H=1
a)a) Oxidación: 2 Cl–
– 2 e–
→ Cl2
Reducción: 2 ClO–
+ 4 H+
+ 2 e–
→ Cl2 + 2 H2O
R. global: 2 Cl–
+ 2 ClO–
+ 4 H+
→ 2 Cl2 + 2 H2O
44 HClO+ 22 NaCl 22 Cl2+2 NaClO + 22 H2O
Se pueden dividir por 2 todos los coeficientes:
2 HClO + NaCl → Cl2 + NaClO + H2O
b)b) 2 mol 71 g
———— = ——— ⇒ n(HClO) = 0, 28 mol
n(HClO) 10 g
V= n/Molaridad = 0, 28 mol/0,1 molxl–1
= 2,8 L2,8 L
29. 29
Ejemplo:Ejemplo: Ajuste redox en medio básicoAjuste redox en medio básico
CrCr22(SO(SO44))33 + KClO+ KClO33 + KOH+ KOH →→ KK22CrOCrO44 + KCl+ KCl + K+ K22SOSO44 + H+ H22OO
Primera:Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.:
+3 +6 –2 +1 +5 –2 +1–2 +1 +1 +6 –2 +1 –1 +1 +6 –2 +1 –2
Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH → K2CrO4 + KCl+ K2SO4 + H2O
Moléculas o iones existentes en la disolución:
– Cr2(SO4)3 → 2Cr3+
+ 3 SO4
2–
– KClO3→ K+
+ClO3
–
– KOH→K+
+ OH–
– K2CrO4→ 2 K+
+ CrO4
2–
– KCl→K+
+ Cl–
– K2SO4→ 2K+
+ SO4
2–
– H2O está sin disociar.
30. 30
Ejemplo:Ejemplo: Ajuste redox en medio básicoAjuste redox en medio básico
CrCr22(SO(SO44))33 + KClO+ KClO33 + KOH+ KOH →→ KK22CrOCrO44 + KCl+ KCl + K+ K22SOSO44 + H+ H22OO
Segunda:Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas
o iones que existan realmente en disolución
ajustando el nº de átomos:
OxidaciónOxidación: Cr3+
+ 8 OH–
→ CrO4
2–
+ 4 H2O + 3e–
Los 4 átomos de O que se precisan para formar el
CrO4
–
provienen de los OH–
existentes en el medio
básico. Se necesitan el doble pues la mitad de éstos
van a parar al H2O junto con todos los átomos de H.
ReducciónReducción: ClO3
–
+ 3 H2O + 6e–
→ Cl–
+ 6 OH–
Se precisan tantas moléculas de H2O como átomos
de O se pierdan. Así habrá el mismo nº de O e H.
31. 31
Ejemplo:Ejemplo: Ajuste redox en medio básicoAjuste redox en medio básico
CrCr22(SO(SO44))33 + KClO+ KClO33 + KOH+ KOH →→ KK22CrOCrO44 + KCl+ KCl + K+ K22SOSO44 + H+ H22OO
Tercera:Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma
que al sumar las dos semirreacciones, éstos
desaparezcan:
Ox.Ox.: 2 x (Cr3+
+ 8 OH–
→ CrO4
2–
+ 4 H2O + 3e–
)
Red.Red.: ClO3
–
+ 3 H2O + 6e–
→ Cl–
+ 6 OH–
Reacción globalReacción global:
2 Cr3+
+ 16 OH–
+ ClO3
–
→ 2 CrO4
2–
+ 8 H2O
+ 3 H2O + 6 e–
+ 6 e–
+ Cl–
+ 6 OH–
2 Cr3+
+ 10 OH–
+ ClO3
–
→ 2 CrO4
2–
+ 5 H2O + Cl–
32. 32
Ejemplo:Ejemplo: Ajuste redox en medio básicoAjuste redox en medio básico
CrCr22(SO(SO44))33 + KClO+ KClO33 + KOH+ KOH →→ KK22CrOCrO44 + KCl+ KCl + K+ K22SOSO44 + H+ H22OO
Cuarta:Cuarta: Escribir la reacción química completa
utilizando los coeficientes hallados y
añadiendo las moléculas o iones que no
intervienen directamente en la reacción redox:
1 Cr2(SO4)3 + 10 KOH + 1 KClO3 →
2 K2CrO4 + 5 H2O + 1 KCl + 3 K2SO4
La 3 moléculas de K2SO4(sustancia que no
interviene en la reacción redox) se obtienen
por tanteo.
33. 33
Valoración redoxValoración redox
Es similar a la valoración ácido base.
Hay que determinar el número de moles de especie
oxidante y reductora que reaccionan entre sí.
El nº de moles de e−
que pierde el oxidante es igual a
los que gana el reductor.
Si “a” es el nº de e−
que captura el oxidante y “b” los
que pierde el reductor, sabremos que “a” moles de
reductor reaccionan con “b” moles de oxidante.
Se necesita conocer qué especies químicas son los
productos y no sólo los reactivos.
- -
( nº e perd) (nº e gan.)×[ ]× = ×[ ]×ox redV oxidante b V reductor a
34. 34
Valoración redox (cont.)Valoración redox (cont.)
Todavía puede verse, al igual que en ácido-base, el concepto
de masa equivalente, y el de normalidad.
Para calcular la masa equivalente de una sustancia oxidante o
reductora hay que dividir su masa molecular por el nº de e–
ganados o perdidos:
De esta manera: neq(oxidante) = neq(reductora)
Es decir:
Para saber cual es la masa equivalente, además de saber de
qué sustancia se trata, es necesario conocer en qué sustancia
se transforma (semirreacción).
× = ×ox ox red redV N V N
=
º
eq
M
M
n dee−
35. 35Ejemplo:Ejemplo: Se valoran 50 ml de una disolución deSe valoran 50 ml de una disolución de
FeSOFeSO44 aciduladaacidulada con Hcon H22SOSO44 con 30 ml de KMnOcon 30 ml de KMnO44
0,25 M.¿Cuál será la concentración del FeSO0,25 M.¿Cuál será la concentración del FeSO44 si elsi el
MnOMnO44
––
pasa a Mnpasa a Mn2+2+
??
Red.Red.: MnO4
–
+ 8 H+
+ 5e–
→ Mn2+
+ 4 H2O
Oxid.Oxid.:: Fe2+
→ Fe3+
+ 1e–
Como el MnO4
–
precisa de 5e–
para reducirse:
N (KMnO4) = 0,25 M x 5 = 1,25 N
neq(MnO4
–
) = neq(Fe2+
)
V (KMnO4) x N (KMnO4) = V (FeSO4) x N (FeSO4)
30 ml x 1,25 N
N (FeSO4) = —————— = 0,75 N ; 0,75 M0,75 M
50 ml
36. 36Ejercicio C:Ejercicio C: Cuando se hace reaccionarCuando se hace reaccionar
permanganato de potasio con ácido clorhídrico sepermanganato de potasio con ácido clorhídrico se
obtienen, entre otros productos, cloruro de manganeso (II)obtienen, entre otros productos, cloruro de manganeso (II)
y cloro molecular.y cloro molecular. a)a) Ajuste y complete la reacción .Ajuste y complete la reacción .
Calcule los pesos equivalentes del oxidante y del reductor.Calcule los pesos equivalentes del oxidante y del reductor.
b)b) Calcule el volumen de cloro, medido en condicionesCalcule el volumen de cloro, medido en condiciones
normales, que se obtendrá al hacer reaccionar 100 g denormales, que se obtendrá al hacer reaccionar 100 g de
permanganato de potasio con exceso de ácido clorhídrico.permanganato de potasio con exceso de ácido clorhídrico.
Masas atómicas: K=39,1; Mn=54,9; O=16,0; Cl=35,5; H=Masas atómicas: K=39,1; Mn=54,9; O=16,0; Cl=35,5; H=
1,0. R = 0,082 atm L K1,0. R = 0,082 atm L K-1-1
molmol-1-1
..
a) Oxidación: (2 Cl–
– 2 e–
→ Cl2)·5
Reducción: (MnO4
–
+ 8 H+
+ 5 e–
→ Mn2+
+ 4 H2O)·2
R. global: 2 MnO4
–
+ 16 H+
+ 10 Cl–
→ 2 Mn2+
+ 5 Cl2
2 KMnO4 + 16 HCl → 2 MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2 +2 KCl
38. 38
Tipos de reacciones redoxTipos de reacciones redox
(según su espontaneidad).(según su espontaneidad).
Reacciones espontáneas (se produce
energía eléctrica a partir de la energía
liberada en una reacción química):
Pilas voltaicasPilas voltaicas
Reacciones no espontáneas (se producen
sustancias químicas a partir de energía
eléctrica suministrada):
ElectrólisisElectrólisis
39. 39
Pilas voltaicas.Pilas voltaicas.
Si se introduce una barra de Zn en una
disolución de CuSO4 (Cu2+
+ SO4
2–
) se producirá
espontáneamente la siguiente reacción:
Cu2+
(aq) + Zn (s) → Cu (s) + Zn2+
(aq)
El Zn se oxida (pierde electrones) y el Cu2+
se
reduce (los gana).
Si hacemos que las reacciones de oxidación y
reducción se produzcan en recipientes
separados, los electrones circularán (corriente
eléctrica).
40. 40
Tipos de electrodos.
Se llama así a cada barra metálica
sumergida en una disolución del mismo
metal. En una pila hay dos electrodos:
ÁnodoÁnodo: Se lleva a cabo la oxidación
– Allí van los aniones.
– En el ejemplo anterior sería el electrodo de Zn.
CátodoCátodo: Se lleva a cabo la reducción
– Allí van los cationes.
– En el ejemplo anterior sería el electrodo de Cu.
43. 43
Representación esquemática deRepresentación esquemática de
una pilauna pila
La pila anterior se representaría:
Ánodo Puente salino Cátodo
Zn (s) ZnSO4(aq) CuSO4(aq) Cu (s)
ÁnodoÁnodo se lleva a cabo la oxidación:oxidación:
– Zn – 2 e –
→ Zn2+
.
CátodoCátodo se lleva a cabo la reducción:reducción:
– Cu2+
+ 2 e –
→ Cu.
45. 45
Potencial de reducción.Potencial de reducción.
Las pilas producen una diferencia de potencial
(∆Epila) que puede considerarse como la
diferencia entre los potenciales de reducción de
los dos electrodos que la conforman.
Consideraremos que cada semireacción de
reducción viene dada por un potencial de
reducción. Como en el cátodo se produce la
reducción, en todas las pilas Ecatodo> Eánodo.
∆ = −pila catodo cnodoE E E
46. 46
Potencial de reducción (cont).Potencial de reducción (cont).
Cada pareja de sustancia oxidante-reductora
tendrá una mayor o menor tendencia a estar
en su forma oxidada o reducida.
El que se encuentre en una u otra forma
dependerá de la otra pareja de sustancia
oxidante-reductora.
¿Qué especie se reducirá?
Sencillamente, la que tenga un mayor
potencial de reducción.
47. 47
Electrodos de Hidrógeno.Electrodos de Hidrógeno.
Al potencial de reducción del electrodo de
hidrógeno se le asigna por convenio un
potencial de 0’0 V para [H+
] = 1 M.
Reac. de reducción:Reac. de reducción: 2 H+
+ 2 e–
→ H2
Un electrodo de hidrógeno es una lámina de
platino sobre el que se burbujea H2 a una
presión de 1 atm a través de una disolución
1 M de H+
.
48. 48
Tabla deTabla de
potencialespotenciales
de reducciónde reducción
Sistema Semirreacción E° (V)
Li+
/ Li Li+
1 e–
→ Li –3,04
K+
/ K K+
+ 1 e–
→ K –2,92
Ca2+
/Ca Ca2+
+ 2 e–
→ Ca –2,87
Na+
/ Na Na+
+ 1 e–
→ Na –2,71
Mg2+
/ Mg Mg2+
+ 2 e–
→ Mg –2,37
Al3+
/ Al Al3+
+ 3 e–
→ Al –1,66
Mn2+
/ Mn Mn2+
+ 2 e–
→ Mn –1,18
Zn2+
/ Zn Zn2+
+ 2 e–
→ Zn –0,76
Cr3+
/ Cr Cr3+
+ 3 e–
→ Cr –0,74
Fe2+
/ Fe Fe2+
+ 2 e–
→ Fe –0,41
Cd2+
/ Cd Cd2+
+ 2 e–
→ Cd –0,40
Ni2+
/ Ni Ni2+
+ 2 e–
→ Ni –0,25
Sn2+
/ Sn Sn2+
+ 2 e–
→ Sn –0,14
Pb2+
/ Pb Pb2+
+ 2 e–
→ Pb –0,13
H+
/ H2 2 H+
+ 2 e–
→ H2 0,00
Cu2+
/ Cu Cu2+
+ 2 e–
→ Cu 0,34
I2
/ I–
I2
+ 2 e–
→ 2 I–
0,53
MnO4
–
/MnO2 MnO4
–
`
+ 2 H2
O + 3 e–
→ MnO2
+ 4 OH–
0,53
Hg2+
/ Hg Hg2+
+ 2 e–
→ 2 Hg 0,79
Ag+
/ Ag Ag+
+ 1 e–
→ Ag 0,80
Br2
/ Br–
Br2
+ 2 e–
→ 2 Br–
1,07
Cl2
/ Cl–
Cl2
+ 2 e–
→ 2 Cl–
1,36
Au3+
/ Au Au3+
+ 3 e–
→ Au 1,500
49. 49
Metales frente a ácidos.Metales frente a ácidos.
Según sea el potencial de reducción del metal menor o
mayor que 0 reaccionará o no reaccionará con los
ácidos para [H+] = 1 M.
Toda pareja oxidante-reductora que tenga más
tendencia a reducirse que los H+
tendrán un potencial
de reducción E > 0.
– Así, el Cu no reacciona con ácidos en concentraciones
normales: Cu + 2 H+
→ no reacciona.
Toda pareja oxidante-reductora que tenga menos
tendencia a reducirse que los H+
tendrán un potencial
de reducción E < 0.
– Así, el Zn reacciona con ácidos desprendiendo hidrógeno:
Zn + 2 H+
→ Zn2+
+ H2
51. 51
Ejemplo:Ejemplo: Decir si será espontánea la siguienteDecir si será espontánea la siguiente
reacción redox: Clreacción redox: Cl22(g) + 2 I(g) + 2 I––
(aq)(aq)→→ 2Cl2Cl––
(aq) + I(aq) + I22 (s)(s)
La reacción dada es la suma de las siguientes
semirreacciones:
RedRed. (cátodo):. (cátodo): Cl2(g) + 2e–
→ 2Cl–
(aq)
Oxid.Oxid. (ánodo):(ánodo): 2 I–
(aq) → I2 (s) + 2e–
Para que la reacción sea espontánea tiene que
cumplirse que ∆ Epila > 0:
∆ Epila= Ecatodo– Eánodo= +1’36 V – 0’54 V =
= +0’72 V > 0
luego es espontáneaespontánea (las moléculas de Cl2
tienen más tendencia a reducirse que las de I2).
52. 52Ejercicio D:Ejercicio D: Una pila consta de un electrodo de MgUna pila consta de un electrodo de Mg
introducido en una disolución 1 M de Mg(NOintroducido en una disolución 1 M de Mg(NO33))22 y uny un
electrodo de Ag en una disolución 1 M de AgNOelectrodo de Ag en una disolución 1 M de AgNO33 ..
¿Qué electrodo actuará de cátodo y de ánodo y cuál será¿Qué electrodo actuará de cátodo y de ánodo y cuál será
el voltaje de la pila correspondiente?el voltaje de la pila correspondiente?
¿Qué especie se reduce?¿Qué especie se reduce?
La que tenga mayor potencial de reducción. En este
caso la Ag (+0,80 V) frente a los –2,37 V del Mg.
RedRed. (cátodo):. (cátodo): Ag+
(aq) + 1e–
→ Ag(s)
Oxid.Oxid. (ánodo):(ánodo): Mg(s) → Mg2+
(aq) + 2e–
∆Epila = Ecatodo– Eánodo= +0,80 V – (–2,37 V)
∆∆EEpilapila = 3,17 V= 3,17 V
53. 53
Ejercicio E:Ejercicio E: Dada laDada la
siguiente tabla de potencia-siguiente tabla de potencia-
les normales expresados en voltios:les normales expresados en voltios:
a)a) Escriba el nombre de: -La formaEscriba el nombre de: -La forma
reducida del oxidante más fuerte.reducida del oxidante más fuerte.
-Un catión que pueda ser oxidante-Un catión que pueda ser oxidante
y reductor.y reductor.
-La especie más reductora.-La especie más reductora.
-Un anión que pueda ser oxidante y reductor.-Un anión que pueda ser oxidante y reductor.
b)b) Escriba y ajuste dos reacciones que sean espontaneas entreEscriba y ajuste dos reacciones que sean espontaneas entre
especies de la tabla que correspondan a:especies de la tabla que correspondan a:
-Una oxidación de un catión por un anión.-Una oxidación de un catión por un anión.
-Una reducción de un catión por un anión.-Una reducción de un catión por un anión.
Cuestión de
Selectividad
(Junio 98)
Cuestión de
Selectividad
(Junio 98)
Par redox E0
(V)
Cl2 / Cl–
1,35
ClO4
–
/ClO3
–
1,19
ClO3
–
/ClO2
–
1,16
Cu2+
/Cu0
0,35
SO3
2–
/ S2–
0,23
SO4
2–
/ S2–
0,15
Sn4+
/Sn2+
0,15
Sn2+
/Sn0
-0,14
Cl–
Sn2+
Sn0
ClO3
–
ClO3
–
+ Sn2+
+ 2 H+
→ ClO2
–
+ Sn4+
+ H2O
S2–
+ 4 Cu2+
+ 4 H2O → SO4
2–
+ 8 H+
+ 4 Cu
55. 55
ElectrólisisElectrólisis
Cuando la reacción redox no es espontánea en
un sentido, podrá suceder si desde el exterior
se suministran los electrones.
En el ejercicio D anterior en el que el electrodo
de Magnesio hacía de ánodo y se oxidaba
frente al de plata que hacía de cátodo formando
una pila de f.e.m = 3,17 V, se puede forzar la
formación de Mg(s) (reducción) si desde el
exterior se suministran los 3,17 V que se
necesitan vencer (por ejemplo usando una pila
que proporcione mayor voltaje).
56. 56
Aplicaciones de la electrólisis.Aplicaciones de la electrólisis.
Se utiliza industrialmente para obtener
metales a partir de sales de dichos metales
utilizando la electricidad como fuente de
energía.
Se llama galvanoplastia al proceso de
recubrir un objeto metálico con una capa
fina de otro metal:
Ejemplo:Ejemplo: Zn2+
+ 2 e–
→ Zn (cincado)
(en este caso los electrones los suministra la
corriente eléctrica)
59. 59
Electrólisis. Ecuación de Faraday.Electrólisis. Ecuación de Faraday.
La carga de un electrón es de 1’6 x 10–19
C y la
de 1 mol de electrones (6’02 x 1023
) es el
producto de ambos números: 96500 C = 1 F.
Con un mol de electrones se es capaz de
reducir 1 mol de metal monovalente o ½ mol
de metal divalente, es decir, un equivalente
del metal (Mat/valencia).
1 equivalente precisa 96500 C
neq (m (g)/Meq) precisarán Q
60. 60
Ecuación de Faraday (cont.).Ecuación de Faraday (cont.).
De la proporción anterior se deduce:
m Q
neq = —— = —————
Meq 96500 C/eq
De donde, sustituyendo Q por I · t (más
fáciles de medir) y despejando “m” se
obtiene:
× × × ×
= =
×-
( )
96500 º 96500
eq at
M I t M I t
m g
n e
61. 61
Ejemplo:Ejemplo: Se realiza la electrólisis de unSe realiza la electrólisis de un
disolución de tricloruro de hierro, haciendo pasardisolución de tricloruro de hierro, haciendo pasar
una corriente de 10 A durante 3 horas. Calcula launa corriente de 10 A durante 3 horas. Calcula la
cantidad de hierro depositado en el cátodo.cantidad de hierro depositado en el cátodo.
El tricloruro en disolución estará disociado:
FeCl3 → 3 Cl–
+ Fe3+
La reducción será: Fe3+
+ 3 e–
→ Fe
Meq x I x t (55,8/3) g/eq x 10 A x 3 x 3600 s
m (g) = ————— = —————————————
96500 C/eq 96500 C/eq
m (g) =m (g) = 20,82 g20,82 g
62. 62
Ejercicio F:Ejercicio F: Una corriente de 4 amperiosUna corriente de 4 amperios
circula durante 1 hora y 10 minutos a través de doscircula durante 1 hora y 10 minutos a través de dos
células electrolíticas que contienen, respectivamente, sulfato decélulas electrolíticas que contienen, respectivamente, sulfato de
cobre (II) y cloruro de aluminio,cobre (II) y cloruro de aluminio, a)a) Escriba las reacciones queEscriba las reacciones que
se producen en el cátodo de ambas células electrolíticas.se producen en el cátodo de ambas células electrolíticas.
b)b) Calcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que seCalcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que se
habrán depositado. Datos: Masas atómicas: Cu = 63,5 y Al =habrán depositado. Datos: Masas atómicas: Cu = 63,5 y Al =
27,0. Constante de Faraday : F = 96500 C·eq27,0. Constante de Faraday : F = 96500 C·eq-1-1
a)a) Cu2+
+ 2 e–
→ Cu ; Al3+
+ 3 e–
→ Al
b)b) Meq · I · t (63,5/2) g/eq·4 A· 4200 s
m (Cu) = ————— = ——————————— = 5,53 g5,53 g
96500 C/eq 96500 C/eq
Meq · I · t (27,0/3) g/eq·4 A· 4200 s
m (Al) = ————— = ——————————— = 1,57 g1,57 g
96500 C/eq 96500 C/eq
Problema
Selectividad
(Junio 98)
Problema
Selectividad
(Junio 98)
63. 63Ejercicio F:Ejercicio F: La figura adjunta representaLa figura adjunta representa
una celda para la obtención de cloro medianteuna celda para la obtención de cloro mediante
electrólisis. Conteste a las siguientes cuestiones:electrólisis. Conteste a las siguientes cuestiones: a)a) EscribaEscriba
las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo.las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo.
b)b) Señale cuál es la de oxidación y cuál la de reducción.Señale cuál es la de oxidación y cuál la de reducción.
c)c) La disolución inicial de cloruro sódico tiene un pH = 7.La disolución inicial de cloruro sódico tiene un pH = 7.
Se produce modificación del pH durante la electrólisis?Se produce modificación del pH durante la electrólisis?
¿Por qué?¿Por qué? d)d) ¿Por qué se obtiene hidrógeno en lugar de¿Por qué se obtiene hidrógeno en lugar de
sodio metálico?sodio metálico?
Cuestión
Selectividad
(Reserva 98)
Cuestión
Selectividad
(Reserva 98)
64. 64
Solución:Solución:
a)a) Ánodo:Ánodo: 2 Cl–
(aq) → Cl2 (g) + 2 e–
(1)
Cátodo:Cátodo: 2 H+
(aq) + 2 e–
→ H2 (g) (2)
b)b) Oxidación:Oxidación: ánodo (1). ReducciónReducción: cátodo (2).
c)c) Al ir disminuyendo [H+
], el pH va aumentando
puesto que los OH–
traspasan el diafragma poroso
para compensar la perdida de Cl–
.
d)d) Porque el potencial de reducción del H2es mayor
que el del Na. y se precisa menos voltaje para que se
produzca la electrólisis.
El del H2 [2 H+
(aq) + 2e–
→ H2 (g)] es 0,0 V y se
toma como unidad, mientras que el del Na
[Na+
(aq) + 1e–
→ Na (s)] es negativo (el Na, al ser
Cuestión
Selectividad
(Reserva 98)
Cuestión
Selectividad
(Reserva 98)
65. 65
Electrólisis del NaClElectrólisis del NaCl
La reacción 2 Na + Cl2→ 2 NaCl es una reacción
espontánea puesto que E(Cl2/2Cl–
) > E(Na+
/Na)
Y lógicamente, la reacción contraria será no
espontánea: 2 NaCl →2 Na + Cl2
RedRed. (cátodo):. (cátodo): 2 Na+
(aq) + 2e–
→ 2 Na (s) Oxid.Oxid.
(ánodo):(ánodo): 2Cl–
(aq) → Cl2(g) + 2e–
Epila= Ecatodo– Eánodo= –2’71 V – 1’36 V = – 4’07 V
El valor negativo de Epila reafirma que la reacción no
es espontánea. Pero suministrando un voltaje
superior a 4’07 V se podrá descomponer el NaCl en
sus elementos: Na y Cl2