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quimica
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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
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
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
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
Tipos de reacciones de oxidacin-
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
Tipos de reacciones de oxidacin-
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