Lección 8_Redox

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

-

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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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


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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


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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


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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


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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

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