Lección 8_Redox
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8/17/2019 Lección 8_Redox
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Lección 8
REACCIONES QUÍMICAS EN MEDIO ACUOSOREACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN
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Lección 8.
13/01/2015
Reacciones Redox Concepto de oxidación reducción.
Pilas
Concepto de potencial de semicélda ypotencial normal.
Ecuación de Nerst
REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN
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Lección 8. 3
TRANSFERENCIA DE ELECTRONES ENTREESPECIES QUÍMICAS
No existen electrones libres
Reductor: cede electrones (se oxida)
Oxidante: acepta electrones (se reduce)
OXIDACIÓN-REDUCCIÓN
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Lección 8. 4
Oxidación - reducción
Estas reacciones se ponen de manifiesto porque loselementos cambian su estado de oxidación.
2Fe + 3/2 O2 → Fe2 O3
Estado de
oxidación0 0 +3 -2
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O
Estado deoxidación
-4 C+1 H
0 +4 C-2 O
+1 H-2 O
El H no
cambia
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Lección 8. 5
Oxidación - reducción
Fe Fe3+ Pierde electrones, es el reductor
Reacción de oxidación
O O2- Gana electrones, es el oxidante
Reacción de reducción
-3e
+2e
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Lección 8. 6
Número de oxidación
Es la carga que tendrían los átomos en una molécula silos electrones estuvieran transferidos completamente.
1. Los elementos (sin combinar) tienen un número deoxidación cero.
Na, Be, K, Pb, H2, O2, P = 02. En los iones monoatómicos, el número de oxidación
es igual a la carga del ión.
Li+, +1; Fe3+, +3; O2-, -2
3. El número de oxidación del oxígeno es generalmente
–2. En H2O2 and O22-
es –1.
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Lección 8. 7
4. El número de oxidación del hidrógeno es +1 exceptoestá unido a los metales en compuestos binarios. Enestos casos, su número de oxidación es –1.
6. La suma de los números de oxidación de todos los
átomos de una molécula o ión es igual a la carga dela molécula o ión.
5. Grupo metales alcalinos tienen siempre +1, grupo
metales alcalinotérreos tienen siempre +2 y flúor es –1.
HCO3-
O = -2 H = +13x(-2) + 1 + ? = -1
C = +4
¿Cuál es el número deoxidación de los átomosen HCO3- ?
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Lección 8. 8
Ajuste de una reacción redox por el método ión electrón
Ajustar la reacción de oxidación del Fe2+ a Fe3+ por Cr 2O72- enmedio ácido
Fe2+ + Cr 2O72- → Fe3+ + Cr 3+Oxidacion:
Cr 2O72-
→ Cr 3+
+6 +3
Reducción:
Fe2+ → Fe3++2 +3
Cr 2
O7
2-
→2Cr 3+ + 7H
2
O
14H+ + Cr 2O
7
2-
→2Cr 3+ + 7H
2O
Se ajustan los oxígenos sumándole H2O porque es en medio ácido
Se ajustan los hidrógenos con H+ porque es en medio ácido
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Lección 8. 9
14H+ + Cr 2O72- → 2Cr 3+ + 7H2O
El número de electrones que gana el oxidante tiene que serigual a los que pierde el reductor
14H+ + Cr 2O72- → 2Cr 3+ + 7H2O+6e-
Fe2+ → Fe3+-1e-
Ajustar los electrones, se ajustan las cargas en los dos lados.
14H+
+ Cr 2O72-
+ 6Fe2+
→ 6Fe3+
+ 2Cr 3+
+ 7H2O
+6e-6Fe2+ → 6Fe3+-6e
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Si la reacción fuera en medio básico se le suma a amboslados tantos OH- como H+ tenga.
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Lección 8. 10
Zn –2e
Cu+2 +2e
Barra de Zinc
Disolución de
CuSO4
Zn+2
Cu
oxidación
reducción
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Lección 8. 11
Zinc en sulfato de cobre(II)
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
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Lección 8. 12
Celda electroquímica
ánodo cátodo
Puente salino
voltímetro
algodón
soluciónsolución
Reacción neta
es oxidado
a en el ánodo
es reducido
a en el cátodo
semirreacción semirreacción
John Frederic Daniell
(1790-1845)
Está formada por dos electrodos, que son conductores metálicos que hacen contactoeléctrico con el contenido de la pila y un electrolito que actúa como conductor de iones.
PILADANIELL
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Lección 8. 13
La reacción de reducción siempre tiene lugar en el cátodo.
La reacción de oxidación siempre tiene lugar en el ánodo.
Por convención:
El cátodo corresponde al polo positivo de la pila.
El ánodo corresponde al polo negativo de la pila.
El puente salino se utiliza para unir los dos compartimentosde los electrodos y completar el circuito eléctrico. El másutilizado es el KCl.
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Lección 8. 14
Diagrama de la celda
-Zno (s)/ Zn2+(aq) // Cu2+ (aq) / Cuo(s)
+1M 1M
Zn0 + Cu2+ Zn2+ + Cu0
Zn(s) Zn2+
(ac,1M) + 2e
significa
Cu2+
(ac,1M) + 2e Cu(s)
significa
Significa puente salino
cátodoánodo
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Lección 8. 15
Dispositivo experimental de la celda electroquímica
Voltímetro
Mide el voltaje de la celda o sea la fuerza electromotriz o fem (E)
y potencial de celda
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Lección 8. 16
TABLAS DEPOTENCIAL Recogen semirreacciones redoxReacción redox: combinación de semirreaccionesde oxidación y reducción.
2H+
(aq) + 2e- H2(g) REDUCCIÓNZn(s) Zn2+(aq) + 2e- OXIDACIÓN
Zn(s) + 2H+(aq) Zn2+(aq) + H2(g) E = 0.76V REDOX
e.o. I e.o. 0
e.o. IIe.o. 0
Par redox: H+ /H2 Zn2+ /Zn forma ox./ forma red.
¿Podemos asignar un valor de potencial a una semirreacción?
Una pila es un dispositivo donde se utiliza una reacciónquímica espontánea para generar corriente eléctrica
La corriente eléctrica fluye debido a una diferencia de potencialentre los dos electrodos, llamada fuerza electromotriz (fem, ΔE).
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Lección 8. 17
En lugar de tabular valores de Eº de todas las pilas,tabulamos potenciales de electrodo.
Se escoge un electrodo de referencia al que por convenio se le asigna el valor de potencial cero:
Electrodo estándar de hidrógeno.
Se construyen pilas con un electrodo de hidrógeno yotro cuyo potencial queramos averiguar y se mide la
fem de la pila.
Dicha fem será el potencial estándar del otro electrodo.
2 H+ (aq) + 2 e- H2 (g) Eº = 0.00 V
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Lección 8. 18
Electrodo standard (referencia) de Hidrógeno
Pt ∥ H2(g, 1 atm) |H+(M = 1) H+(M = 1)
H2(g, 1 atm)
El potencial estándar de reducción (E0
) es el voltajeasociado con una reacción de reducción en un electrodocuando todos los solutos están en una concentración 1My todos los gases se encuentran a una atmósfera.
H+ / H2= 0
2 H+(M=1) + 2 e-⇔H2(g, 1atm)
E° = 0 V
Hilo de platino
Tubo de vidrio quecontiene el H2
Electrodo de platino
Burbujas deH2 (g)
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Lección 8. 19
Medida de los potenciales
cátodo cátodo ánodoánodo
Voltímetro Voltímetro
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Lección 8. 20
Zn (s) | Zn2+ (1 M) ∥ H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s) E0cell= 0.76
Pt|H2(g, 1 atm)|H+(1 M) ∥ Cu2+(1 M)|Cu(s) E0cell = 0.340 V
E0cell = E0Cu2+/Cu -E
0H+/H2
0.340 V = E0Cu2+/Cu - 0 V E0Cu2+/Cu = +0.340 V
H2(g, 1 atm) + Cu2+(1 M) → H+(1 M) + Cu(s) E0cell = 0.340 V
E0 = Ecatodo - Eánodocell0 0
E°cell = E°H+/ H2 -E°Zn 2+/Zn
0.76 V = 0 – E0Zn2+/Zn E0Zn2+/Zn = - 0.76 V
H+(1 M) + Zn Zn+2 + H2(g, 1 atm) E0cell = 0.76 V
Se restan lospotenciales de
reducción
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Lección 8. 21
Se tabulan potenciales estándar (Eº) de reducción
Serie electroquímica A mayor Eº, mayor tendencia a reducirse tiene la especieoxidada del par redox (más oxidante es).
p.ej.: Zn2+ + 2e-↔ Zn eº = -0.76 V ánodoCu2+ + 2e-↔ Cu eº = +0.34 V cátodo
Más tendencia a reducirse; más oxidante
La fem de una pila se calcula como: Eº = Eº(cátodo) - Eº(ánodo)
[reducción] [reducción]
Para que funcione la pila (reacción espontánea): Eº > 0
p.ej.: 0.34 – (-0.76) = 1.10 V
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Lección 8. 22
I2(s) + 2e- 2I-(ac) 0.54
ClO2-(ac) + H2O(l) + 2e- ClO-(ac) + 2OH-(ac) 0.59
Fe3+(ac) + e- Fe2+(ac) 0.77
Hg22+(ac) + 2e- 2Hg(l) 0.80
Ag+(ac) + e- Ag(s) 0.80
Hg2+
(ac) + 2 e- Hg(l) 0.85
ClO-(ac)+ H2O(l) + 2e- Cl-(ac)+ 2OH-(ac) 0.90
2Hg2+(ac)+ 2e- Hg22+(ac) 0.90
NO3-(ac) + 4H+(ac) + 3e- NO(g) + 2H2O(l) 0.96
Br 2(l) + 2 e- 2Br -(ac) 1.07
O2(g) + 4H+(ac)+ 4 e- 2H2O(l) 1.23
Cr 2O72-(ac)+ 14H+(ac)+ 6e- 2Cr 3+(ac)+ 7H2O(l) 1.33
Cl2(g) + 2 e- 2Cl-(ac) 1.34
MnO4-(ac)+ 8H+(ac)+ 5 e- Mn2+(ac)+ 4H2O(l) 1.51
Ce4+
(ac) + e-
Ce3+
(ac) 1.72H2O2(ac)+ 2H+(ac)+ 2 e- 2H2O(l) 1.78
Co3+(ac) + e- Co2+(ac) 1.82
S2O82-(ac)+ 2e- 2SO42-(ac) 2.01
O3(g) + 2H+(ac)+ 2 e- O2(g) + H2O(l) 2.07
F2(g) + 2e- 2F-(ac) 3.05
Li+(ac) + e- Li(s) -3.04
K+(ac) + e- K(s) -2.92Ca2+(ac) + 2e- Ca(s) -2.87
Na+(ac) + e- Na(s) -2.71
Mg2+(ac) + 2e- Mg(s) -2.36
Al3+(ac) + 3e- Al(s) -1.68
2H2O(l) + 2e- H2(g) + 2OH-(ac) -0.83
Zn2+(ac) + 2e- Zn(s) -0.76
Cr 3+(ac) + 3e- Cr (s) -0.74
Fe2+(ac) + 2e- Fe(s) -0.44
Cd2+(ac) + 2e- Cd(s) -0.40Ni2+(ac) + 2e- Ni(s) -0.23
Sn2+(ac) + 2e- Sn(s) -0.14
Pb2+(ac) +2e- Pb(s) -0.13
Fe3+(ac) + 3e- Fe(s) -0.04
2H+(ac) + 2e- H2(s) 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
AgCl(s) + e-
Ag(s) + Cl-
(ac) 0.22Cu2+(ac) + 2e- Cu(s) 0.34
Aumenta poder reductor Aumenta poder
oxidante
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Lección 8. 23
Cu(s) + 2Ag+(aq)
Cu2+(aq) + 2Ag(s)
Cu(s) + Zn2+(aq)
No reacción
REACCIONES REDOX
Cu2+(ac) + 2e- Cu(s) 0.34
Ag+(ac) + e- Ag(s) 0.80 Zn2+
(ac) + 2e- Zn(s) - 0.76
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Lección 8. 24
Relación entre FEM y el G
G = -nF E
n = número de electrones transferidos
F = 1 Faraday = cantidad de carga eléctrica de
1 mol de electrones (96500 Culombios)Culombio = Julio/Voltio
Relaciona el cambio de energía libre con la FEM
En condiciones estándar (conc. 1M y P = 1atm)
Gº = - n F Eº
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Lección 8. 25
Espontaneidad de reacciones redox
Energía química Energía eléctrica
G = - n F E
- +
E pequeña
G pequeña
- +
E grande
G grande
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Lección 8. 26
Ecell en función de la concentración
QlnRT-GG 0
QlnRT-nFE-nFE- 0cellcell
Convertir a log10 y poner los valoresde las constantes
Cu+2 + Zn → Cu + Zn+2
nFEG
0.98
1.06
1.14
1.22
-4 -3 -2 -1 0 1 2 3 4
E c e l l ( V )
][
][log 2
2
Cu
Zn
Qln
nF
RT-EE 0cellcell
Ecuación de Nernst:
Qlogn
0.0592-EE 0cellcell
Ecell = Ecell° - log
2
0.0592 V Zn+2
Cu+2
-
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Lección 8. 27
ECUACIÓN DE NERNST
1920
E=Eo- log0.059
n
[Red A]a’ .[OxB]b’
[Ox A]a.[RedB]b
a Ox A + b RedB a’ Red A + b’ OxB
QE = 0 equilibrio
T= 25ºC
Eo= log K eq0.059
n
Qlogn
0.0592-EE 0
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Lección 8. 28
a 298 K , F = 96500 J/V.mol, R = 8.314 J/K. mol
Relación entre FEM y la Keq
G = - RT ln KeqG = - nF E
-nF E = - RT ln Keq
eq
0
KlognF
RT
-E
eq0 Klog
n0.059
-E
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Lección 8. 29
Ejemplo
Ecell = Ecell° - log Qn0.0592
Pt|Fe2+
(0.10 M),Fe3+
(0.20 M)||Ag+
(1.0 M)|Ag(s)
Ecell = Ecell° - logn
0.0592 [Fe3+]
[Fe2+] [Ag+]
Fe2+(aq) + Ag+(aq) → Fe3+(aq) + Ag (s)
Ecell = 0.029 V – 0.018 V = 0.011 V
0.10 M 0.20 M1.0 M
Ecell = 0.029 - log1
0.0592 0.200.10x 1.0
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Lección 8. 30
Pilas de concentración
Son pilas con los dos electrodos iguales pero con los ionesde distinta concentración. Una aplicación importante es ladeterminación del pH de una disolución.
2 H+(1 M) → 2 H+(x M)
Pt|H2 (1 atm)|H+(x M)||H+(1.0 M)|H2(1 atm)|Pt(s)
2 H+(1 M) + 2 e- → H2(g, 1 atm)
H2(g, 1 atm) → 2 H+(x M) + 2 e-
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Lección 8. 31
Relación entre la FEM estándar de la pila con la constantede equilibrio y el G
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Lección 8. 32
Eº(Zn2+/Zn) = - 0.76 v.
Eº(Cu2+/Cu) = + 0.34 v.
Zn(s) + Cu2+ (ac) Zn2+(ac) + Cu(s)
Eº(Na+/Na) = - 2.71 v.
Eº(Cl2/Cl- ) = 1.34v.
Ejemplos de reacciones redox
Na(s) + ½ Cl2 NaCl(s)
Eº(Zn2+/Zn) = - 0.76 v.
Eº(H+/H2) = 0.0 v.
Zn(s)
+ 2H+(ac)
Zn2+(ac)
+ H2
E0 = 1.34 – (-2.71) = +4.05
E0 = 0.0 – (-0.76) = 0.76v
E0 = 0.34 – (-0.76) = +1.10v
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Lección 8. 33
Ejemplos de reacciones redox
Eº(Zn2+/Zn) = - 0.76 v.
Eº(Sn2+/Sn) = -0.14 v.
Eº(Ag+/Ag) = +0.80 v.
Eº(Cu2+/Cu) = + 0.34 v.
2Ag+(ac) + Cu(s) 2Ag(s) + Cu2+(ac)
E = -0.14 – (-0.76) = 0.62v
E = 0.80 – 0.34 = 0.46v
Sn2+(ac) + Zn(s) Sn(s) + Zn2+ (ac)
Ó
-
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Lección 8. 34
[Fe2+]6 [H+]14 [Cr 2O72- ]
14H+ + Cr 2O72- + 6Fe2+ → 6Fe3+ + 2Cr 3+ + 7H2O
Ecell = E0cell - logn
0.0592 V [Fe3+]6[Cr 3+]2
Influencia del pH. Si disminuimos el pH, aumenta la
concentración de H+
, el cociente disminuye y el potencial Eaumenta.
Si retiramos Fe3+, el cociente también disminuye y el
potencial E aumenta.Si aumentamos [Cr 3+] el cociente aumenta y el potencial Edisminuye.
INFLUENCIA DE LA CONCENTRACIÓN
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Lección 8. 35
VALORACIONES REDOX
¿Cómo podemos determinar la concentración de unoxidante de un reductor en una disolución?
Método más empleado: valoración REDOXUna disolución que contiene una concentración conocidade un oxidante (o un reductor) se hace reaccionar con unadisolución de un reductor (u oxidante) de concentracióndesconocida.Medimos el volumen de la disolución de oxidante (o unreductor) necesario para que consuma todo el reductor (uoxidante)
Punto de equivalencia
NOX.VOX= NRED.VRED.
V l i d id ió d ió
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8/17/2019 Lección 8_Redox
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Lección 8. 36
Valoraciones de oxidación- reducción
25 mLdisol de
Fe+2
(reductor)
Pipeta
Vol inicial
Bureta
Disoluciónde oxidanteCr 2O7-2 de
conc. 0.1N
Vol final
Todo el oxidanteha reaccionadocon el reductor
Indicadorcambia de
color
Matraz
Disoluciónde Fe+2
-
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Lección 8. 37
La electrolisis es el proceso en el que la energía eléctrica se
utiliza para producir una reacción química no espontánea.
El t li i d l
-
8/17/2019 Lección 8_Redox
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Lección 8. 38
Electrolisis del agua
Ánodo Cátodo
Pila
Oxidación Reducción
Disolución de H2SO4 diluido
2 H2O(l) → O2 + 4 H+(aq) + 4 e- 4 H+(aq) + 4 e- → 2H2(g)
El t li i d l
-
8/17/2019 Lección 8_Redox
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Lección 8. 39
Electrolisis del agua
Disolución de KNO3
pH neutro
4H2O + 4e- → 2H2(g) + 4OH-Oxidación
2 H2O(l) → O2 + 4 H+(aq) + 4 e-
Ánodo Cátodo
Pila
Reducción
Electrolisis del KCl
-
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Lección 8. 40
Electrolisis del KCl
Disolución de KCl
pH neutro
2Cl- - 2e- → Cl2 2H2O + 2e- → H2(g) + 2OH-
Oxidación
Ánodo Cátodo
Pila
Reducción
Electrolisis para purificar el cobre
-
8/17/2019 Lección 8_Redox
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Lección 8. 41
Electrolisis para purificar el cobre
Cu (s) (impuro) Cu2+ (aq) + 2e-
Cu2+ (aq) + 2e- Cu (s) (puro)
Ánodo cobreimpuro
Cátodo,cobre puro
Barrosanódicos
-
8/17/2019 Lección 8_Redox
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Lección 8. 42
PROCESOS ELECTROLÍTICOS
INDUSTRIALES
Plateado por
electrolisis
EJERCICIO
-
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Lección 8. 43
- Dadas las semipilas: Cr 2O72-/Cr 3+ y Sn4+/Sn2+, cuyos respectivos potencialesnormales son: +1.33 v y +0.13 v.
- a) Indique las reacciones que tienen lugar en:
- Cátodo:
- Ánodo:
- Reacción global:
- Calcule el potencial estándar de la pila.
- a) ¿Cuál es el valor de la constante de equilibrio de esta reacción?- b) ¿Cómo influirá en el voltaje de la pila la disminución de la concentración de
Sn2+. Justifíquelo.
- c) ¿Cómo influirá en el voltaje de la pila la disminución del pH?. Justifíquelo.
- d) Utilizando la reacción anterior , calcule la normalidad de una disolución desulfato estanoso, si 30 mL de esta disolución reaccionan con 20mL de unadisolución de dicromato potásico 0.24 M.
- Pesos atómicos: Cr = 52.0; O = 16.0; K = 39.1.
EJERCICIO