Reacciones redox
Páginas: 6 (1288 palabras)
Publicado: 2 de septiembre de 2012
UNIVERSIDAD NACIONAL AUTONOMA DE MEXICO
U. N. A. M.
Facultad de Estudios Superiores Cuautitlán – Campo 1
Ingeniería Química
Laboratorio de Química Analítica II
Practica: “Reacciones RedOx en función de pH”
OBJETIVOS
➢ Modificar el potencial de pares RedOx en función del pH.
➢ Determinar si se llevan acabo reacciones o interaccionesen función del pH.
➢ A partir de diagrama de Pourbaix, observar el equilibrio electroquímico de las especies.
➢ Determinar el potencial estándar desconocido de un par RedOx en función de dos conocidos.
➢ Determinar las constantes de equilibrio de las reacciones a diferentes pH´s.
INTRODUCCION
Una reacción de oxido-reducción es aquella en la que existe una transferencia deelectrones de una especie a otra. Una especie se oxida cuando pierde electrones y otra se reduce cuando gana electrones; es decir cuando sus estados de oxidación cambian. Un agente oxidante toma electrones de otra sustancia y se reduce; un agente reductor cede electrones a una sustancia y se oxida en ese proceso.
Este sistema esta caracterizado por el numero de electrones que intercambian en elequilibrio electroquímico entre ambas especies y por su potencial estándar; estos parámetros se encuentran involucrados con la ecuación de Nernst: [pic].
Cuando se llevan a cabo reacciones de oxido-reducción entre dos pares RedOx determinamos el estado de equilibrio de la siguiente manera:
Se escriben los equilibrios electroquímicos balanceados de los pares RedOx, así como la ecuación de Nernstasociada a cada equilibrio. Para que las ecuaciones químicas presenten el mismo número de electrones se multiplican ambas ecuaciones a fin intercambiar el mismo numero de electrones. Finalmente se suman las ecuaciones químicas, al realizar esto se cancelan los electrones de la ecuación, de esta manera se obtiene la ecuación resultante de oxido-reduccion; las ecuaciones de potencial asociadas a cadaequilibrio se restan.
A partir de la resta de las ecuaciones de Nernst podemos encontrar el valor de la constante de equilibrio de la reacción cuando se conocen los potenciales estándar de los pares involucrados mediante la siguiente ecuación: [pic]
La influencia del pH sobre los equilibrios de RedOx puede atribuirse a dos procesos de diferente naturaleza. El primero se presenta cuando la proporcióndel oxigeno entre la especie oxidada y la reducida, del par conjugado, no es la misma. El segundo se presenta cuando el oxidante y/o reductor del par RedOx participan simultáneamente en reacciones acido-base.
MATERIAL, EQUIPO Y REACTIVOS
|MATERIAL |EQUIPO |REACTIVOS |
|1 matraz aforado de250 mL |pH-metro |KI |
|1 soporte universal con pinzas |1 balanza analítica |KIO3 |
|1 espátula |Papel pH |HCl |
|4 vasos de precipitados de50 mL | |NaOH |
|1 vidrio de reloj | | |
EXPERIMENTACION
1. Preparar las soluciones KIO3 0.01M, KI 0.1M, NaOH 0.1M y HCl 0.01M.
2. Colocar 4 mL de KIO3 0.01M y medir su pH. Agregar HCl 0.1 yllevar el pH en un rango de 4 a 5, anotar observaciones.
3. Al sistema del punto anterior agregar 3 mL de KI 0.1M. Medir el pH y anotar observaciones.
4. Al punto anterior agregar NaOH 0.1 y llevar el pH a 11, anotar observaciones.
RESULTADOS Y ANÁLISIS DE RESULTADOS
A continuación se presentan los datos cualitativos:
La solución de KIO3 0.01M presentó un pH de 6 y es incolora....
U. N. A. M.
Facultad de Estudios Superiores Cuautitlán – Campo 1
Ingeniería Química
Laboratorio de Química Analítica II
Practica: “Reacciones RedOx en función de pH”
OBJETIVOS
➢ Modificar el potencial de pares RedOx en función del pH.
➢ Determinar si se llevan acabo reacciones o interaccionesen función del pH.
➢ A partir de diagrama de Pourbaix, observar el equilibrio electroquímico de las especies.
➢ Determinar el potencial estándar desconocido de un par RedOx en función de dos conocidos.
➢ Determinar las constantes de equilibrio de las reacciones a diferentes pH´s.
INTRODUCCION
Una reacción de oxido-reducción es aquella en la que existe una transferencia deelectrones de una especie a otra. Una especie se oxida cuando pierde electrones y otra se reduce cuando gana electrones; es decir cuando sus estados de oxidación cambian. Un agente oxidante toma electrones de otra sustancia y se reduce; un agente reductor cede electrones a una sustancia y se oxida en ese proceso.
Este sistema esta caracterizado por el numero de electrones que intercambian en elequilibrio electroquímico entre ambas especies y por su potencial estándar; estos parámetros se encuentran involucrados con la ecuación de Nernst: [pic].
Cuando se llevan a cabo reacciones de oxido-reducción entre dos pares RedOx determinamos el estado de equilibrio de la siguiente manera:
Se escriben los equilibrios electroquímicos balanceados de los pares RedOx, así como la ecuación de Nernstasociada a cada equilibrio. Para que las ecuaciones químicas presenten el mismo número de electrones se multiplican ambas ecuaciones a fin intercambiar el mismo numero de electrones. Finalmente se suman las ecuaciones químicas, al realizar esto se cancelan los electrones de la ecuación, de esta manera se obtiene la ecuación resultante de oxido-reduccion; las ecuaciones de potencial asociadas a cadaequilibrio se restan.
A partir de la resta de las ecuaciones de Nernst podemos encontrar el valor de la constante de equilibrio de la reacción cuando se conocen los potenciales estándar de los pares involucrados mediante la siguiente ecuación: [pic]
La influencia del pH sobre los equilibrios de RedOx puede atribuirse a dos procesos de diferente naturaleza. El primero se presenta cuando la proporcióndel oxigeno entre la especie oxidada y la reducida, del par conjugado, no es la misma. El segundo se presenta cuando el oxidante y/o reductor del par RedOx participan simultáneamente en reacciones acido-base.
MATERIAL, EQUIPO Y REACTIVOS
|MATERIAL |EQUIPO |REACTIVOS |
|1 matraz aforado de250 mL |pH-metro |KI |
|1 soporte universal con pinzas |1 balanza analítica |KIO3 |
|1 espátula |Papel pH |HCl |
|4 vasos de precipitados de50 mL | |NaOH |
|1 vidrio de reloj | | |
EXPERIMENTACION
1. Preparar las soluciones KIO3 0.01M, KI 0.1M, NaOH 0.1M y HCl 0.01M.
2. Colocar 4 mL de KIO3 0.01M y medir su pH. Agregar HCl 0.1 yllevar el pH en un rango de 4 a 5, anotar observaciones.
3. Al sistema del punto anterior agregar 3 mL de KI 0.1M. Medir el pH y anotar observaciones.
4. Al punto anterior agregar NaOH 0.1 y llevar el pH a 11, anotar observaciones.
RESULTADOS Y ANÁLISIS DE RESULTADOS
A continuación se presentan los datos cualitativos:
La solución de KIO3 0.01M presentó un pH de 6 y es incolora....
Leer documento completo
Regístrate para leer el documento completo.