Kps y ReaccionesRedox

Solubilidad de un soluto en un disolvente dado: Cantidad

de soluto necesaria para formar una disolucin saturada

en una cantidad dada de disolvente.

Mxima cantidad de soluto que puede disolverse en una

cantidad fija de disolvente.

[p.ej. NaCl en agua a 0C s = 35.7 g por 100 mL agua]

Slidos

inicos

cristalinos

Solubles (s 210-2 M)

Ligeramente solubles (10-5 M < s < 210-2 M)

Insolubles (s 10-5 M)

PbI2 (s) Pb2+ (aq) + 2 I- (aq)

Dinmico Heterogneo Reaccin directa: disolucin Reaccin inversa: precipitacin

[Equilibrios de solubilidad]

[Equilibrios de precipitacin]

Reacciones de precipitacin: Aqullas que

dan como resultado la formacin de un

producto insoluble.

Precipitado: Slido insoluble que se forma

por una reaccin en disolucin.

Equilibrio de solubilidad

Se define la solubilidad (s) como la mxima cantidad de

soluto disuelto permitida por litro de disolucin

Todas las sustancias en mayor o menor grado son solubles en agua.

Incluso las sustancias denominadas insolubles experimentan el equilibrio de solubilidad:

AB(s) AB(disuelto) A+ B- +

(S) (S) (S)

Reacciones de precipitacin

Ocurren cuando iones en solucin acuosa

interactan entre s (mettesis) formando

compuestos que son insolubles en agua o que

se disuelven muy poco produciendo un

precipitado.

Como por ejemplo:

Equilibrio de precipitacin

A idntica situacin (equilibrio) se llega si el compuesto AB

se forma al mezclar disoluciones inicas de compuestos

solubles que contienen los iones A+ y B- por separado:

formacin del precipitado

Ejemplo: Ba(SO)4

Ba(SO4)(s) Ba2+ + SO4

2-

equilibrio de solubilidad

Ba2+ +

SO4 2- Ba(SO4)(s)

equilibrio de precipitacin

EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD EN SOLUCIN

ACUOSA

Para hacer predicciones cuantitativas en compuestos

poco solubles en H2O se debe partir del equilibrio

qumico y de su Producto de solubilidad.

Constante de producto de solubilidad Kps

Por ejemplo: consideremos el AgCl:

H2O

AgCl(s) Ag+(ac) + Cl-(ac)

K = [Ag+][Cl-] / [AgCl]

[AgCl ] = constante.

Kps = [Ag+][Cl-] a 25C y 1atm.

Otros ejemplos de sales poco soluble:

CaF2(s) Ca2+(ac) + 2F-(ac) Kps = [Ca2+][F-]2

Ag2CrO4(s) 2Ag+(ac) + CrO4

2- Kps = [Ag+]2[CrO42-]

Ca3(PO4)2(s) 3Ca2+(ac) + 2PO4

3- Kps = [Ca2+]3[PO43-]2

Para condiciones de no equilibrio, se usa el Producto Inico Q Por ejemplo; consideremos el AgCl:

Q = [Ag+]o[Cl-]o

Donde:

[Ag+]o y [Cl

-]o son concentraciones iniciales y no de equilibrio

Q < Kps Disolucin insaturada (No precipita)

Q = Kps Disolucin saturada equilibrio (No precipita) Q > Kps Disolucin sobresaturada (Precipita)

Para las sales poco solubles se pueden dar las tres

siguientes situaciones:

La solubilidad Molar S: Son los moles de soluto disuelto por litro de solucin: mol/L.

La S se puede utilizar para determinar el Kps y viceversa.

Resp: PM = 107,9+35,45=143,35 g/mol

S = 1,92x10-3/143,35 = 1,34x10-5 mol/L (molar)

Ej . Si la solubilidad del AgCl es 1,92x10-3 g/L. Calcule el

Kps de este compuesto. Datos, P.A: Ag = 107,9 y Cl = 35,45

u.m.a.

AgCl(s) Ag+(ac) + Cl-(ac) S S

Kps = [Ag+][Cl-] = SxS =S2 = (1,34x10-5)2

Kps = 1,8x10-10

PRODUCTO DE SOLUBILIDAD.

AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq) KPS = [Ag+][Cl-]

Producto de

solubilidad

Bi2S3 (s) 2 Bi3+ (aq) + 3 S2- (aq)

KPS = [Bi3+]2 [S2-]3

Relacin entre la solubilidad y el producto de solubilidad:

AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq)

[ ]o - - [ ]eq s s

KPS = [Ag+][Cl-] = s2

PSKs

KPS = (2s)2 (3s)3 5 PS

108

Ks

Si KPS s

Cmo saber si se formar precipitado?

Mezclamos dos disoluciones que contienen dos iones que

pueden formar una sal insoluble.

Q = KPS Equilibrio : disolucin saturada

Q > KPS Se desplaza hacia la izquierda : precipita

Q < KPS No precipita : disolucin no saturada.

FACTORES QUE AFECTAN A LA

SOLUBILIDAD.

Efecto de la temperatura.

Afecta a KPS, dado que es una constante de equilibrio.

Si DHdis > 0 (endotrmica) T KPS s

Si DHdis < 0 (exotrmica) T KPS s

AB (s) A+ (aq) + B- (aq) DHdis = ?

Pb(NO3)2(ac) + NaI(ac) PbI2(s) + Na NO3(ac 2NaOH(ac) + CuSO4(ac) Na2SO4(ac) + Cu(OH)2(s) NaCl(ac) + AgNO3(ac) NaNO3(ac) + AgCl(s)

1

3

De lo anterior se deduce que

Son reacciones de equilibrio heterogneo slido-lquido.

La fase slida contiene una sustancia poco soluble (normalmente una sal)

La fase lquida contiene los iones producidos en la disociacin de la sustancia slida.

Normalmente el disolvente es agua.

Son reacciones irreversibles

Constante del producto de

solubilidad o Kps

El valor de la constante indica la solubilidad de un compuesto inico. Es el producto de

las concentraciones molares de los iones

constituyentes, cada uno elevado a la

potencia de su coeficiente estequiomtrico

en la ecuacin del equilibrio.

A > Kps > solubilidad

Solubilidad (s). Es la mxima concentracin molar de soluto en

un determinado disolvente, es decir, la molaridad de la disolucin saturada de dicho soluto.

Depende de: La temperatura. Normalmente es mayor a mayor

temperatura debido a la mayor energa del cristal para romper uniones entre iones.

Energa reticular. Si la energa de solvatacin es mayor que la reticular U se favorece la disolucin. A mayor carcter covalente mayor U y por tanto menor solubilidad.

La entropa. Al diluirse una sal se produce un sistema ms desordenado por lo que aunque energticamente no est favorecida la disolucin sta puede llegar a producirse.

Producto de solubilidad (Kps) en electrolitos de

tipo AB.

En un electrolito de tipo AB el equilibrio de solubilidad viene determinado por:

AB(s) A+(ac) + B-(ac)

Conc. inic. (mol/l): c 0 0

Conc. eq. (mol/l): c s s

La concentracin del slido permanece constante.

Y la constante de equilibrio tiene la expresin:

Ejemplo: AgCl(s) Ag+(ac) + Cl -(ac) Kps = [Ag

+] x [Cl-] = s2

s es la solubilidad de la sal.

1 Write Ksp in terms of s (simple)

La sal de mesa se disuelve en agua: NaCl(s) Na+ + Cl-

Cul es la expresin correcta del Kps si M es la solubilidad molar del NaCl?

a. Ksp = M2

b. Ksp = 2M2

c. Ksp= M5

d. Ksp = 4M4

Answer to previous slide

Sal de mesa disuelta en agua en equilibrio con sal sin disolver:

NaCl(s) Na+ + Cl-

Kps = [Na+] [Cl-]

Por cada unidad de NaCl disuelto tenemos un catin Na+ y un anin Cl- en la solucin, entonces, si M es igual a la concentracin de la solucin de NaCl, la expresin correcta debe ser: Kps = M2

Cul es la expresin correcta para elKps si M es la solubilidad molar del arseniato de plata?

a. Kps = M2

b. Kps = 3M2

c. Kps= M4

d. Kps = 3M4

e. Kps = 27M4

El arseniato de plata se disuelve en agua:

Ag3AsO4(s) 3 Ag+ + AsO43-

Ejemplo: Determine si se formar precipitado de cloruro de plata cuyo Kps = 1,7 x 10

-10 a 25C al aadir a 250 cm3 de

cloruro de sodio 0,02 M, 50 cm3 de nitrato de plata 0,5 M.

AgCl(s) Ag+(ac) + Cl-(ac) KS = [Ag

+] x [Cl-] = s2

n(Cl-) = 0,25 L x 0,02 mol/L = 0,005 mol

Igualmente: n(Ag+) = 0,05 L x 0,5 mol/L = 0,025 mol

[Ag+] x [Cl-] = 0,0167 M x 0,0833 M =1,39 x 10-3 M2

Como [Ag+] x [Cl-] > Kps entonces precipitar.

0,005mol[Cl ] 0,0167M

0,25L 0,05L

-

21

0,025mol[Ag ] 0,0833M

0,25L 0,05 L

Dos sales tienen frmulas similares XY y AB, pero diferentes productos de solubilidad Kps

XY: Kps= 1x10-12

AB: Kps= 1x10-8

Cul ser ms soluble?

A. AB

B. XY

C. La cantidad disuelta debe ser la misma.

D. La informacin es insuficiente.

Dos sales tienen frmulas similares XY y AB, pero diferentes productos de solubilidad Kps

XY: Kps= 1x10-12

AB: Kps= 1x10-8

Cul precipitar primero si se evapora el solvente (agua)?

A. AB

B. XY

C. Se comportan de la misma manera

D. La informacin es insuficiente.

Efecto del in comn.

La solubilidad de un compuesto inico poco soluble disminuye

en presencia de un segundo soluto que proporcione un in comn.

PbI2 (s) Pb2+ (aq) + 2 I- (aq) KI (s) K+ (aq) + I- (aq)

In comn

s (PbI2 en agua) = 1.210-3 M

s (PbI2 en una disolucin

0.1 M de KI) = 7.110-7 M

Efecto ion comn.

Si a una disolucin saturada de un electrolito poco soluble aadimos otra sustancia que aporta uno de los iones, la concentracin de ste aumentar.

Lgicamente, la concentracin del otro ion deber disminuir para que el producto de las concentraciones de ambos permanezca constante.

Como el equilibrio se desplaza a la izquierda la solubilidad, que mide la mxima concentracin de soluto disuelto, disminuir.

Efecto del pH.

Mg(OH)2 (s) Mg2+ (aq) + 2 OH- (aq)

Si el pH se hace ms cido menor [OH-]

el equilibrio se desplaza a la derecha mayor solubilidad.

Este efecto ocurre en todas las sales cuyo anin presente carcter bsico.

CaF2 (s) Ca2+ (aq) + 2 F- (aq)

F- (aq) + H2O (l) HF (aq) + OH- (aq)

La solubilidad de las sales que contienen aniones bsicos aumenta

conforme el pH disminuye.

Ejemplo: Cul ser la solubilidad del cloruro de plata si aadimos nitrato de plata hasta una concentracin final 0,002 M?

AgCl(s) Ag+(ac) + Cl -(ac)

KS = 1,7 x 10-10 = [Ag+] x [Cl-] = s2

Al aadir el AgNO3, la [Ag+] sube hasta 2 x10-3 M, pues se puede

despreciar la concentracin que haba antes.

En consecuencia, el equilibrio se desplaza a la izquierda y la

[Cl-], es decir, la nueva solubilidad, debe disminuir.

18

0

3

1,7 18,

0[ ]

[ ] 2 15 1

00S

Ks C

AMl

g

-- -

-

SEPARACIN DE IONES POR PRECIPITACIN

FRACCIONADA

Las soluciones salinas en ocasiones es conveniente

separarlas en sus iones constituyentes. Se puede realizar

esta separacin mediante la utilizacin de un reactivo

especifico por ajuste del pH de la solucin.

Ej . Se dispone de una solucin que contiene iones: Cl-,

Br- y CrO42- en una concentracin de 0,01 M y se agrega

lentamente sobre esta solucin AgNO3, considerando

que no hay cambio de volumen:

a) Que anin precipitar primero.

b) cual es la concentracin del primer anin cuando

comienza a precipitar el segundo.

b) [Br-] = KpsAgBr /1,8x10-8 = 4,3x10-5 M

Datos: KpsAgCl=1,8x10-10, KpsAgBr=7,7x10

-13, KpsAg2CrO4=1,2x10-12

Resp:

a) Cl-; [Ag+] = KpsAgCl /0,01 = 1,8x10-10/0,01 = 1,8x10-8 M (pp. 2)

Br-; [Ag+] = KpsAgBr /0,01 = 7,7x10-13/0,01 = 7,7x10-11M (pp. 1)

CrO42-; [Ag+] = (KpsAg2CrO4 /0,01) = 1,1x10

-5 M (pp. 3)

Por lo tanto; Precipita primero Br-

Por ejemplo, suponiendo que se agrega AgNO3 a una

disolucin saturada de AgCl, aqu el ion comn de las sales

es Ag+.

El incremento de [Ag+] producir que Q > Kps. Para

reestablecer el equilibrio, precipitar una parte de AgCl,

hasta que

Q = Kps.

EL EFECTO DEL ION COMUN SOBRE LA

SOLUBILIDAD

Como se sabe Kps es una constante de equilibrio y la

precipitacin se cumple siempre que el producto ionico Q >

Kps.

Conclusin: el efecto del ion comn es una disminucin

de la solubilidad de la sal (AgCl) respecto a la que tiene en

agua pura.

Resp a) Equilibrio: AgCl(s) Ag+(ac) + Cl-(ac) S +10-3 S

Kps = [S][S+10-3] [S][10-3]

S = 1,8X10-7 M

Ej . Calcule la solubilidad de AgCl en:

a) una solucin 10-3 M de AgNO3

b) en agua pura

(dato: KpsAgCl= 1,8x10-10)

b) Kps = [S][S]= S2 S = Kps=1,8X10-10 = 1,34X10-5 M

1,34x10-5/1,8x10-7 = 74

Por lo tanto: AgCl es 74 veces ms soluble en agua pura

que en una solucin 10-3 M de AgNO3.

IV. EL EFECTO DEL pH SOBRE LA SOLUBILIDAD

La solubilidad de muchas sustancias tambin depende del pH

de la disolucin. Sustancia tales como bases y cidos pocos

solubles se pueden disolver ms en medios cidos y bsicos

respectivamente.

[OH-] = 2S = 2x1,6x10-5 M = 3,2X10-5 M

pOH = 4,5 pH = 14 - 4,5

pH = 9,5

Ej 7. Fe(OH)2(s) Fe2+ + 2OH- Kps = 1,6x10-14

S 2S

Kps = [Fe2+][OH-]2 = [S][2S]2 = 1,6x10-14

S= 1,6x10-5 M

Por lo tanto, a pH < 9,5 la solubilidad del Fe(OH)2 debe

aumentar, ya que aumenta [H+] y disminuye [OH-]

En consecuencia la [Fe2+] aumenta.

Y a pH > 9,5 la solubilidad del Fe(OH)2 debe disminuir.

En consecuencia la [Fe2+] disminuye

Ej .cuanto disminuye la solubilidad de Fe(OH)2 a pH = 10 ?

Resp. pH = 10 pOH = 14 - 10 = 4, [OH-] = 10-4 M

Kps = [Fe2+][OH-]2 = [S][10-4]2 = 1,6x10-14

S = 1,6X10-6 M

1,6X10-6 / 1,6X10-5 = 1/10 veces.

Disminuye 10 veces.

Ej . Cunto aumenta la solubilidad de Fe(OH)2 a pH = 9 ?

Resp pH = 9 pOH = 14 - 9 = 5, [OH-] = 10-5 M

Kps = [Fe2+][OH-]2 = [S][10-5]2 = 1,6x10-14

S = 1,6X10-4 M

Aumenta: 1,6X10-4 / 1,6X10-5 = 10 veces.

Reacciones REDOX

Reacciones Qumicas

de Oxido Reduccin.

Reacciones de oxidacin-reduccin

(reacciones con transferencia de electrones)

2Mg 2Mg2+ + 4e-

O2 + 4e- 2O2-

semireaccin de oxidacin

(cede e-)(pierde)

semiraccin de reduccin (acepta e-)(gana)

2Mg + O2 + 4e- 2Mg2+ + 2O2- + 4e-

2Mg + O2 2MgO 4.4

4.4

REdox.mov

redoxII.mov

AgNO3Reducionconco

bre.mov

43

Ambos procesos pueden darse

simultneamente:

Reduccin es el proceso en el que

alguna especie qumica gana

electrones

Oxidacin es el proceso en el que

un elemento o compuesto gana

oxgeno

2Fe2O3 + 3C 4Fe + 3CO2

2Ca + O2 2CaO

El Ca se oxida, ya que gana oxgeno

Reduccin es el proceso en el

que un elemento o compuesto

pierde oxgeno

El Co se reduce, ya que pierde

oxgeno

CoO + 2H2 Co + H2O

El hierro se reduce (pierde oxgeno) y el carbono se oxida (gana oxgeno)

Oxidacin es el proceso en el cual

una especie qumica pierde

electrones

S + 2e- S2-

El S se reduce ya que gana

electrones

Mg Mg2+ + 2e-

El Mg se oxida ya que pierde

electrones

Agente oxidante: gana e- (se

reduce)

Agente reductor: cede e- (se

oxida)

44

El magnesio es el agente reductor; cede electrones (se oxida), reduciendo

al azufre

El azufre es el agente oxidante; acepta electrones (se reduce), oxidando al

magnesio

En las reacciones redox, el reductor se oxida y el oxidante se reduce

Mg + S MgS Por ejemplo:

OXIDACIN: Prdida de electrones (o aumento en el nmero de oxidacin).

Ejemplo: Cu Cu2+ + 2e

REDUCCIN: Ganancia de electrones (o disminucin en el nmero de oxidacin).

Ejemplo: Ag+ + 1e Ag

Siempre que se produce una oxidacin debe producirse simultneamente una reduccin.

Cada una de estas reacciones se denomina semirreaccin.

Definicin

Oxidacin:

Un elemento se oxida

cuando en un cambio

qumico su nmero

de oxidacin aumenta

Reduccin:

Un elemento se reduce cuando en un

cambio qumico su

nmero de oxidacin

disminuye

Para recordar.

LEO the lion makes GER

LEO: Loss Electron is Oxidation

GER: Gain Electron is Reduction

Oxidacin: prdida de electrones

Reduccin: ganancia de electrones

Agente oxidante + ne- agente reductor

ox + ne- red

47

Ejemplo: Cu +AgNO3

Introducimos un electrodo de cobre en una disolucin de AgNO3,

De manera espontnea el cobre se oxidar pasando a la disolucin como Cu2+.

Mientras que la Ag+ de la misma se reducir pasando a ser plata metlica:

a) Cu Cu2+ + 2e (oxidacin)

b) Ag+ + 1e Ag (reduccin).

Ejemplo: Zn + Pb(NO3)2

Al introducir una lmina de cinc en una disolucin de Pb(NO3)2.

La lmina de Zn se recubre de una capa de plomo:

a) Zn Zn2+ + 2e (oxidacin)

b) Pb2+ + 2e Pb (reduccin).

Nmero de oxidacin

Es la carga elctrica positiva o negativa,

asignada a cada tomo o in. Tambin se

conoce como estado de oxidacin.

49

El oxgeno (O) en xidos, cidos y sales oxcidas tiene E.O. = 2.

El hidrgeno (H) tiene E.O. = 1 en los hidruros metlicos y +1 en el resto de los casos que son la mayora.

Los metales formando parte de molculas tienen E.O. positivos.

NMERO DE OXIDACIN

Es la carga que un tomo tendra si los electrones de cada uno de los enlaces

que forma perteneciesen exclusivamente al tomo ms electronegativo

Cualquier elemento, cuando no est combinado con tomos de otro elemento diferente, tiene un n de oxidacin igual a cero

Atomos neutros libres, molculas homonucleares y metales sin combinar (H2, O2,

P4, Na, Cu,)

Es la carga que tendra un tomo si todos sus enlaces fueran inicos. En el caso de enlaces covalentes polares habra que suponer que la pareja de electrones

compartidos estn totalmente desplazados hacia el elemento ms electronegativo.

El E.O. no tiene porqu ser la carga real que tiene un tomo, aunque a veces coincide.

Nmero de oxidacin

Es la carga que un tomo tendra en una molcula

(o en un compuesto inico) si los electrones fueran

transferidos completamente.

1. Los elementos libres o solos (sin combinar) tienen un

nmero de oxidacin igual a cero.

Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0

2. En iones monoatmicos, el nmero de oxidacin es

igual a la carga del ion.

Li+, Li = +1; Fe3+, Fe = +3; O2-, O = -2

3. El nmero de oxidacin del oxgeno es por lo general -2.

En perxidos como el H2O2 y O2-2 es -1.

4.4

4. El nmero de oxidacin del hidrgeno es +1 excepto

cuando esto es vinculado a metales en compuestos

binarios. En estos casos, su nmero de oxidacin es

-1.

6. La suma de los nmeros de oxidacin de todos los

tomos en una molcula o en un in es igual a la

carga de la molcula o del in.

5. Los metales del grupo IA tienen +1, los metales del IIA

tienen +2 y el del flor es siempre -1.

(HCO3)-1

O = -2 H = +1

3x(-2) + 1 + ? = -1

C = +4

Cules son los

nmeros de oxidacin

de todos los tomos en

el (HCO3)-1?

4.4

53

En iones poliatmicos la suma de los nos de oxidacin debe ser igual a la carga total del ion

En el caso del ion Fe3+, el nmero de oxidacin es +3

En el NaCl, compuesto formado por Na+ y Cl-, los nmeros de oxidacin son:

Na+ = +1; Cl- = -1

En iones monoatmicos el n de oxidacin es la carga real del in

En compuestos, la suma de los nos de oxidacin de todos los tomos es igual a cero

+7 + 4 (-2) = -1 (Cl: +7); (O: -2)

En el (ClO4)-:

NaH : H-1 (-1), Na+1 (+1)

Metales alcalinos (IA): +1. Al combinarse ceden su e- de valencia:

Metales alcalino-trreos (IIA): +2. Al combinarse ceden sus 2e- de valencia:

MgH2: H-1 (-1), Mg+2 (+2)

En el H2SO4: 2(+1) + (+6) + 4(-2) = 0 (S: +6); (H: +1); (O: -2)

54

Flor (es el elemento ms electronegativo): -1

NaF: Na+1 (+1), F-1 (-1)

Oxgeno (el segundo elemento ms electronegativo):

-2 casi siempre CaO: Ca+2 (+2), O-2 (+2) +1 en perxidos H2O2: H

+1 (+1), O-1 (-1) +2 en OF2 OF2: O

+2 (+2), F-1 (-1)

Hidrgeno: +1 casi siempre HCl: H+1 (+1), Cl-1 (-1) -1 en hidruros inicos HNa: H-1 (-1), Na+1 (+1)

Una reaccin qumica es redox si, en el curso de la misma, alguno de los

tomos cambia de nmero de oxidacin

Oxidacin: aumento del nmero de oxidacin (prdida de electrones)

Reduccin: disminucin del nmero de oxidacin (ganancia de electrones)

Cul es el nmero de oxidacin en la fosfina?

PH3

El nmero de oxidacin del H es +1

Hay tres tomos de H

(+1)(3) = +3

El nmero de oxidacin del P = -3

-3 + 3 = 0

NaIO3

Na = +1 O = -2

3x(-2) + 1 + ? = 0

I = +5

IF7

F = -1

7x(-1) + ? = 0

I = +7

K2Cr2O7

O = -2 K = +1

7x(-2) + 2x(+1) + 2x(?) = 0

Cr = +6

Cules son los

nmeros de oxidacin

en los siguientes

compuestos?

4.4

Estado de oxidacin Ejemplos:

0

O0

2O

1 7 2

4K MnO - 27

4MnO-

-

1 1

Na H - 1 2

2H O - 1 1

2 2H O -1 2 1

Na O H -

13

4N H-

1 2 1

3H C F -4 1

4C F -4 1

4C H- 3 1

2 6C H- 2 1

2 4C H- 1 1

2 2C H-

2 2

FeO - 3 2

2 3Fe O - 8/3 2

3 4Fe O - 2 3

2 3FeO Fe O

25

3N O-

-

1 23 5

4 3N H N O --

Nmeros de oxidacin de los elementos en sus compuestos

4.4

EstadosdeOxidacion.mov

60

El cromo se reduce, ya que pasa de +6 a +4 gana 2 electrones

disminuye su nmero de oxidacin

El bromo se oxida, ya que pasa de 1 a 0 pierde un electrn aumenta su nmero de oxidacin

K2Cr2O 7 + 4 HBr + H2SO4 2CrO2 + 2Br2 + K2SO4 + 3H2O

+1 +6 2 +1 1 +1 +6 2 +4 2 0 +1 +6 2 +1 -2

Por ejemplo:

El hierro se oxida, ya que pasa de +2 a +3 pierde un electrn aumenta

su nmero de oxidacin

El manganeso se reduce, ya que pasa de +7 a +2 gana 5 electrones

disminuye su nmero de oxidacin

2MnO4K + 10SO4Fe + 8H2SO4 SO4Mn + 5(SO4)3Fe2+ K2SO4 + 8H2O

+7 -2 +1 +6 -2 +2 +1 +6 2 +6 2 + 2 +6 -2 +3 +1 +6 -2 +1 -2

61

Ejemplo: Comprobar que la reaccin de formacin de hierro: Fe2O3 + 3 CO 2 Fe

+ 3 CO2 es una reaccin redox. Indicar los E.O. de todos los elementos antes y

despus de la reaccin

Fe2O3 + 3 CO 2 Fe + 3 CO2

E.O.: +3 2 +2 2 0 +4 2

Reduccin: El Fe disminuye su E.O. de +3 a 0 luego se reduce (cada tomo de Fe captura 3 electrones).

Oxidacin: 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).

OXIDANTES: El la sustancia capaz de oxidar a otra, con lo que sta se reduce.

REDUCTORES: El la sustancia capaz de reducir a otra, con lo que sta se oxida.

Ejemplo:

Zn + 2Ag+ Zn2+ + 2Ag

Oxidacin: Zn (reductor) Zn2+ + 2e

Reduccin: Ag+ (oxidante) + 1e Ag

Ecuaciones Redox

HNO SnO

N N

Sn Sn

HNO

SnO

NO SnO H O+3 2 2++

+5 +2

+1 +2

se reduce

se oxida

3 Agente oxidante

Agente reductor

Cu 2 AgNO

Ag

Ag

Cu Cu

Ag

2Ag+ 3 + Cu(NO )3 2

0 +2

0

+1

se oxida

se reduce

Cu agente reductoragente oxidante

+1

Cl HBr

Cl Cl

Br Br

Cl

HBr

Br 2 HCl+ +22

-1 0

0 -1 se reduce

se oxida

2 agente oxidante

agente reductor

La Qumica en accin: Alcoholmetro

4.4

3CH3COOH + 2Cr2(SO4)3 + 2K2SO4 + 11H2O

3CH3CH2OH + 2K2Cr2O7 + 8H2SO4 +6

+3

Balance de Ecuaciones de Oxido

Reduccin

(REDOX)

Se basa en la conservacin tanto de la masa como de la carga (los electrones que se pierden en la oxidacin son

los mismos que los que se ganan en la reduccin).

Se trata de escribir las dos semirreacciones que tienen lugar y despus igualar el n de e de ambas, para que al

sumarlas los electrones desaparezcan.

AJUSTE POR EL MTODO DEL ION-ELECTRN

72

AJUSTE POR EL MTODO DEL ION-ELECTRN

Ejemplo: Zn + AgNO3 Zn(NO3)2 + Ag Primera: Identificar los tomos que cambian su E.O.

Zn(0) Zn(+2); Ag (+1) Ag (0)

Segunda: Escribir semirreacciones con molculas o iones que existan realmente en disolucin ajustando el n de tomos: (Zn, Ag+, NO3

,

Zn2+, Ag)

Oxidacin: Zn Zn2+ + 2e

Reduccin: Ag+ + 1e Ag

Tercera: Ajustar el n de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, stos desaparezcan.

En el ejemplo se consigue multiplicando la segunda semirreaccin por

2.

Oxidacin: Zn Zn2+ + 2e

Reduccin: 2Ag+ + 2e 2Ag

R. global: Zn + 2Ag+ + 2e Zn2+ + 2Ag + 2e

73

Cuarta: Escribir la reaccin qumica completa utilizando los coeficientes hallados y aadiendo las molculas o iones que no intervienen

directamente en la reaccin redox (en el el ejemplo, el ion NO3) y

comprobando que toda la reaccin queda ajustada:

Zn + 2 AgNO3 Zn(NO3)2 + 2 Ag

Balances redox

19.1

1. Escribir la ecuacin sin balancear en forma inica.

Como se balancea una reaccin en la que se oxida el Fe2+ a

Fe3+ mediante Cr2O72- en una solucin cida?

Fe2+ + Cr2O72- Fe3+ + Cr3+

2. Separar la ecuacin en dos semireacciones.

Oxidacin:

Cr2O72- Cr3+

+6 +3

Reduccin:

Fe2+ Fe3+ +2 +3

3. Balancear por inspeccin todos los elementos que no sean

ni oxgeno ni hidrgeno en las dos semireacciones.

Cr2O72- 2Cr3+

Balances redox

4. Para reacciones en medio cido, agregar H2O para

balancear los tomos de O y H+ para balancear los tomos

de H. Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O

14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O

5. Agregar electrones en el lado apropiado de cada una de las

semireacciones para balancear las cargas.

Fe2+ Fe3+ + 1e-

6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O

6. Si es necesario, igualar el nmero de electrones en las dos

semireacciones multiplicando cada una de las reacciones

por un coeficiente apropiado.

6Fe2+ 6Fe3+ + 6e-

6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O

19.1

Balances redox

7. Unir el lado izquierdo de una semireaccin con el lado

izquierdo de la otra y el derecho con el derecho y eliminar lo

que sea posible. El nmero de electrones en ambas

partes debe cancelarse.

6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O

6Fe2+ 6Fe3+ + 6e- Oxidacin:

Reduccin:

14H+ + Cr2O72- + 6Fe2+ 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O

8. Verificar que el nmero de tomos y las cargas estn

balanceadas. 14x1 2 + 6x2 = 24 = 6x3 + 2x3

19.1

9. Para reacciones en solucin bsica, agregar (OH)-1 en

ambos lados de la ecuacin por cada H+ que aparezca en la

ecuacin.

79

AJUSTE POR EL MTODO DEL ION-ELECTRN EN MEDIO CIDO

2.- Escribir por separado las semirreacciones de oxidacin y de reduccin. El

yodo aumenta su n de oxidacin de 0 a +5 (se oxida). El N disminuye su n de

oxidacin de +5 a +4 (se reduce)

1.- Escribir la ecuacin de forma inica. Los compuestos covalentes no se

disocian en agua

Semirreaccin de oxidacin: I2 -

3IO

Como ejemplo ajustaremos la siguiente

reaccin: I2 + HNO3 HIO3 + NO2 + HO2

I2 + H+ + H+ + + NO2 + HO2

-3NO

-3IO

NO2 Semirreaccin de reduccin: -3NO

Semirreaccin de reduccin: NO2 NO3-

Semirreaccin de oxidacin: 2 -3IOI2

3.- Ajustar los tomos que no sean H y O: Para ajustar los tomos de yodo se

debe introducir un 2 delante del . Los tomos de N, de la semirreaccin de

reduccin, ya estn ajustados

-3IO

80

4.- Ajustar los tomos de oxgeno aadiendo las molculas de agua que sean necesarias:

En el lado derecho de la semirreaccin de oxidacin hay 6 tomos de O

y ninguno en el izquierdo. Hay que aadir seis molculas de agua en el

lado izquierdo

En el lado derecho de la semirreaccin de reduccin hay que aadir una

molcula de agua, ya que en el lado izquierdo hay un tomo menos de O

Semirreaccin de oxidacin: I2 + 6 H2O 2

-3IO

Semirreaccin de reduccin: -3NO NO2 + H2O

5.- Ajustar los tomos de H aadiendo los iones H+ necesarios. La

semirreaccin de oxidacin contiene 12 tomos de H en la izquierda por lo

que se aaden 12 H+ en la derecha. La semirreaccin de reduccin contiene 2

tomos de H en la la derecha por lo que se aaden 2 H+ en la izquierda

Semirreaccin de oxidacin: I2 + 6 H2O 2 + 12 H+

-3IO

Semirreaccin de reduccin: NO2 + H2O + 2 H+ -

3NO

81

La semirreaccin de oxidacin tiene carga neta 0 en el lado izquierdo (solo

hay molculas neutras), y carga neta +10 en el derecho: [2(-1)+12(+1)=+10]. Hay que aadir en el derecho una carga elctrica de 10 e-

7.- Igualar los electrones cedidos a los ganados, y luego sumar las dos

semirreacciones:

6.- Ajustar las cargas elctricas aadiendo electrones

La semirreaccin de reduccin tiene, en el lado izquierdo una carga neta de:

[-1+2(+1)=+1] y en el lado derecho 0; as pues, hay que aadir una carga elctrica de 1e- en el lado izquierdo

La semirreaccin de oxidacin cede 10 e- y la de reduccin slo gana uno.

Esta debe multiplicarse por 10

10 ( + e- NO2) -3NO

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

-3IO

I2 + 6 H2O + 10 + 20 H+ +10 e- -3NO 2 + 12 H+ + 10 e- + 10 NO2 + 10 H2O

-3IO

Semirreaccin de oxidacin: I2 + 6 H2O 2 + 12 H+ + 10 e-

-3IO

Semirreaccin de reduccin: + 2 H++ e- NO2 + H2O -3NO

82

8.- Simplificar las especies que se encuentren en los dos lados

Doce de los veinte protones de la izquierda se cancelan con doce de la

derecha. Igualmente diez molculas de agua de la derecha se cancelan con

seis de la izquierda. Los electrones de ambos lados se cancelan

9.- Escribir la ecuacin global en forma molecular:

I2 + 10 HNO3 2 HIO3 + 10 NO2 + 4 H2O

I2 + 10 + 8 H+ 2 + 10 e- +10 NO2 + 4 H2O

-3NO

-3IO

Se identifican los iones con las molculas de que proceden.

Los iones vienen del HNO3 y los del HIO3 -3IO

-3NO

I2 +6 H2O +10 + 20 H+ +10 e-

-3NO 2 + 12 H

+ + 10 e-+ 10 NO2+10 H2O -3IO

83

Ejemplo: Ajuste redox en medio cido

KMnO4 + H2SO4 + KI MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O

Primera: Identificar los tomos 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

Molculas o iones existentes en la disolucin:

KMnO4 K+ + MnO4

H2SO4 2 H+ + SO4

2

KI K+ +I

MnSO4 Mn2+ + SO4

2

K2SO4 2K+ + SO4

2

I2 y H2O estn sin disociar.

Segunda: Escribir semirreacciones con molculas o iones que existan realmente en disolucin ajustando el n de tomos:

Oxidacin: 2 I I2 + 2e

Reduccin: MnO4 + 8 H+ + 5e Mn2+ + 4 H2O

Los 4 tomos de O del MnO4 han ido a parar al H2O, pero para

formar sta se han necesitado adems 8 H+.

84

Tercera: Ajustar el n de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, stos desaparezcan:

Ox.: 5 x (2 I I2 + 2e)

Red.: 2 x (MnO4 + 8 H+ + 5e Mn2+ + 4 H2O

Reaccin global:

10 I + 2 MnO4 5 I2 + 2 Mn

2+ + 8 H2O

+ 16 H+ + 10 e + 10 e

Cuarta: Escribir la reaccin qumica completa utilizando los coeficientes hallados y aadiendo las molculas o iones que no

intervienen directamente en la reaccin redox:

2 KMnO4 + 8 H2SO4 2 MnSO4 + 5 I2 +

+10 KI 6 K2SO4 + 8 H2O

La 6 molculas de K2SO4 (sustancia que no interviene en la reaccin

redox) se obtienen por tanteo.

AJUSTE POR EL MTODO DEL ION-ELECTRN EN MEDIO BSICO.

En las reacciones que transcurren en medio bsico, hay que realizar los mismos

ocho primeros pasos que en medio cido hasta llegar a la ecuacin inica neta

9.- Sumar, en los dos lados, tantos OH- como H+ haya

+ -

4MnO2 + 2 H+ + 2 OH- 3

-23SO + 2 MnO2 + H2O + 2 OH

- 3 -24SO

+ 2 H2O -

4MnO + 2 3

-23SO + 2 MnO2 + H2O + 2 OH

- 3 -24SO

+ H2O -

4MnO + 2 3

-23SO + 2 MnO2 + 2 OH

- 3 -24SO

En el lado izquierdo existen 2 H+, se suman 2 OH- en ambos lados

10.- Combinar los OH- con los H+ para formar H2O

Se producen 2 H2O en el lado izquierdo

11.- Simplificar las molculas de agua

+ -2

4SO-2

3SO + 2 MnO2 + H2O 3 2 + 2 H+ 3 -

4MnO

Siguiendo los pasos comunes, la reaccin inica neta:

-24SO + + MnO2

-23SO

-4MnO

Por ejemplo dada la reaccin (en medio bsico):

86

Primera: Identificar los tomos que cambian su E.O.:

+3 +6 2 +1 +5 2 +12 +1 +1 +6 2 +1 1 +1 +6 2 +1 2

Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O

Molculas o iones existentes en la disolucin:

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 est sin disociar.

Ejemplo: Ajuste redox en medio bsico

Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O

Segunda: Escribir semirreacciones con molculas o iones que existan realmente en disolucin ajustando el n de tomos:

Oxidacin: Cr3+ + 8 OH CrO42 + 4 H2O + 3e

Los 4 tomos de O que se precisan para formar el CrO4 provienen de los OH

existentes en el medio bsico. Se necesitan el doble pues la mitad de stos van a parar al H2O junto con todos los tomos de H.

Reduccin: ClO3 + 3 H2O + 6e

Cl + 6 OH

Se precisan tantas molculas de H2O como tomos de O se pierdan. As habr el mismo n de O e H.

87

Tercera: Ajustar el n de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, stos desaparezcan:

Ox.: 2 x (Cr3+ + 8 OH CrO42 + 4 H2O + 3e

)

Red.: ClO3 + 3 H2O + 6e

Cl + 6 OH

Reaccin 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

Cuarta: Escribir la reaccin qumica completa utilizando los coeficientes hallados y aadiendo las molculas o iones que no intervienen

directamente en la reaccin redox:

1 Cr2(SO4)3 + 10 KOH + KClO3 2 K2CrO4 + 5 H2O + KCl + 3 K2SO4

La 3 molculas de K2SO4 (sustancia que no interviene en la reaccin redox)

se obtienen por tanteo.

Balance reacciones Redox

El balance de reacciones redox requiere bastante prctica y seguir el mtodo rigurosamente. El mtodo ms recomendado es del ion-electrn que se aplica a continuacin.

Para esta reaccin (ficticia):

(MnO4)2- + I- --> I2 + Mn

3+

1 Identificar las especies que se oxidan y las que se reducen y escribir las semirreacciones.

En este caso el Mn pasa de valencia 6 a valencia 3 y el iodo de valencia -1 a valencia 0:

Ox: I- --> I2 Re: (MnO4)

2- --> Mn3+

2 Ajustar cada semirreaccin: ajustar primero los elementos normales, luego los oxgenos con agua en el lado contrario al que tenemos exceso de oxgeno y finalmente el hidrgeno con protones. Despus se ponen los electrones. (Si la reaccin es en medio bsico se aaden tantas aguas como oxgenos tengamos de exceso en ese lado, y luego se compensa con OH-

As: 2I- ----> I2 + 2e-

(MnO4)2- + 8H+ + 3e- ---> Mn3+ + 4H2O

3) Se multiplican las ecuaciones por los nmeros adecuados para que al sumarlas desaparezcan los electrones. As la primera por 3 y la segunda por 2:

6 I- ---> 3 I2 + 6e-

2(MnO4)2- + 16H+ +6e- --> 2Mn3+ + 8H2O

y se suman:

6I- + 2(MnO4)2- + 16H+ --> 3I2 + 2Mn

3+ + 8H2O

con lo que la reaccin quedara ajustada. Probablemente se puede completar con contraiones, en

este caso que no nos dicen nada utilizaremos los ms

sencillos, cloruros y potasios:

6IK + 2(MnO4)K2 + 16HCl --> 3I2 + 2MnCl3 + 8H2O + 10KCl

Cu HNO

CuCu

N N

CuCu

N N

Cu HNO

Cu HNO NO

NO

NO

H O

H O

H O+ Cu(NO ) + +33 22

0 +2

+5 +2

+2

-3

0 +2

+5 +2

Oxidacin

Reduccin

3 3

2 2

+ Cu(NO ) + +33 223 32 2

+ Cu(NO ) + +33 223 38 42

EJERCICIOS

1. Cl2 + KOH KCl + KClO3 + H2O

2. PbS + Cu2S + HNO3 Pb(NO3)2 + Cu(NO3)2 + NO2 + S +

H2O

3. H2O2 + KMnO4 + H2SO4 K2SO4 + MnSO4 + O2 + H2O

4. CrI3 + KOH + Cl2 K2CrO4 + KIO4 + KCl + H2O

5. PbO2 + Sb + KOH PbO + KSbO2 + H2O

6. Cr2(SO4)3 + KI + KIO3 + H2O Cr(OH)3 + K2SO4 + I2

7. KClO3 + HI + H2SO4 KHSO4 + HCl + I2 + H2O

8. HSCN + KMnO4 + H2SO4 MnSO4 + K2SO4 + HCN + H2O

9. K4Fe(CN)6 + + KMnO4 + H2SO4 K3Fe(CN)6 + MnSO4+

K2SO4 + H2O

10. CeO2 + KI + HCl CeCl3 + KCl + I2 + H2O

11. KBrO3 + KI + HBr KBr + I2 + H2O

12. Ca(IO3)2 + KI + HCl CaCl2 + KCl + I2 + H2O

Tipos de reacciones de oxidacin-

reduccin

Reaccin de formacin

A + B C

2Al + 3Br2 2AlBr3

Reaccin de descomposicin

2KClO3 2KCl + 3O2

C A + B

0 0 +3 -1

+1 +5 -2 +1 -1 0

4.4


reduccin

Reaccin de combustin

A + O2 B

S + O2 SO2 0 0 +4 -2

4.4

2Mg + O2 2MgO 0 0 +2 -2

Reacciones de desplazamiento

A + BC AC + B

Sr + 2H2O Sr(OH)2 + H2

TiCl4 + 2Mg Ti + 2MgCl2

Cl2 + 2KBr 2KCl + Br2

Desplazamiento del

hidrgeno

Desplazamiento del

metal

Desplazamiento del

halgeno


reduccin

4.4

0 +1 +2 0

0 +4 0 +2

0 -1 -1 0

Series de actividad para los metales

M + BC AC + B

Reaccin de desplazamiento del

hidrgeno

M es un metal

BC es un cido o H2O

B es H2

Ca + 2H2O Ca(OH)2 + H2

Pb + 2H2O Pb(OH)2 + H2

4.4

Series de actividad para los halgenos

Reaccin de desplazamiento del

halgeno

4.4

Cl2 + 2KBr 2KCl + Br2 0 -1 -1 0

F2 > Cl2 > Br2 > I2

I2 + 2KBr 2KI + Br2

Reaccin de desproporcin

Cl2 + 2OH- ClO- + Cl- + H2O

El elemento se oxida y se reduce simultneamente.

Tipos de reaccin de oxidacin-

reduccin

Qumica del cloro

0 +1 -1

4.4

Ca2+ + CO32- CaCO3

NH3 + H+ NH4

+

Zn + 2HCl ZnCl2 + H2

Ca + F2 CaF2

Precipitacin

cido-Base

Redox (desplazamiento de H2)

Redox (formacin)

Clasifique las siguientes reacciones:

4.4

2Mg (s) + O2 (g) 2MgO (s)

2Mg 2Mg2+ + 4e-

O2 + 4e- 2O2-

Oxidacin (pierde e-)

Reduccin (gana e-)

19.1

Los procesos electroqumicos consisten en reacciones

de oxido-reduccin en las cuales:

- La energa liberada por una reaccin espontnea es

convertida en electricidad.

- La energa elctrica es usada para hacer que una

reaccin no espontnea ocurra.

0 0 2+ 2-

Electroqumica

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