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martes, 15 de enero de 2013

4ºPractica Ensayo de oxidacion-reduccion

Oxidacion-reduccion


En este tema vamos a estudiar un tipo de reacciones denominadas de oxidación – reducción, que son muy importantes para nuestra vida cotidiana. Proceso de oxidaciónLa energía que necesitamos para realizar cualquier actividad, la obtenemos fundamentalmente de procesos de oxidación – reducción, como el metabolismo de los alimentos, la respiración celular, etc. Además, son responsables de procesos tan dispares como la corrosión de los metales, el oscurecimiento de una manzana cortada, la acción de los conservantes alimenticios, la combustión, el blanqueado de las lejías, ...
Hoy en día, las reacciones de oxidación – reducción se utilizan en infinidad de procesos, especialmente en el campo de la industria, por ejemplo, en la generación de energía eléctrica (pilas electroquímicas), o el proceso inverso, es decir, a través de la electricidad, provocar reacciones químicas que no son espontáneas, de gran utilidad para la obtención de metales y otras sustancias de gran interés social (electrólisis). También son de gran utilidad para la labor policial, ya que una reacción de este tipo, entre el ión dicromato y el alcohol etílico, es la que permite determinar con gran precisión el  grado de alcoholemia de conductores.
Las reacciones de oxidación – reducción, también llamadas REDOX, presentan un cierto paralelismo con las reacciones ácido – base, ya que ambas se llaman reacciones de transferencia. Mientras que en las ácido – base se transfieren protones del ácido a la base, en las redox, se produce una transferencia de electrones del reductor al oxidante. Por ejemplo:
Zn + Cu+2            Zn+2 + Cu
en la que existe una transferencia de electrones del Zn (que pierde 2 electrones) al Cu+2 (que los gana).
Las reacciones redox son muy fáciles de identificar cuando tienen lugar entre iones o compuestos iónicos, ya que es sencillo ver entre que especies tiene lugar la transferencia de electrones; pero, cuando tiene lugar entre sustancias covalentes, no es tan obvio reconocerlas, por ejemplo:
Fe2O3   +  3 C      2 Fe  +  3 CO2
podríamos decir que el C se ha oxidado porque ha incorporado oxígeno transformándose en la molécula de CO2 y, el Fe2O3 se reduce porque lo pierde, obteniéndose hierro metálico. Este concepto de oxidación – reducción, debido a Lavoisier, ha quedado desfasado, ya que hay reacciones redox en las que el oxígeno ni siquiera interviene.
Según el concepto actual: Una sustancia se oxida cuando pierde electrones, que cede a otra sustancia que es la que se reduce, luego la oxidación es una pérdida de electrones y la reducción una ganancia de electrones.
Cuando un compuesto se oxida, siempre hay otro que se reduce. Al primero se le llama reductor y al segundo oxidante. Por ejemplo:
oxidante1  + reductor2 reductor1 + oxidante2
             
 Cu+2 + Zn Cu + Zn+2
 

3ªPractica Ensayos de Solubilidad




Consideremos una sal poco soluble como el cloruro de plata, AgCl. Al disolverse, se producirá el siguiente equilibrio heterogéneo:
cuya constante de equilibrio será:

Al ser el cloruro de plata una sustancia sólida, en el equilibrio prácticamente permanece constante, por lo que se define el producto de solubilidad Kps como:
Kps = K.[AgCl] = [Ag+].[Cl-]

En general, para una sustancia iónica insoluble o poco soluble en agua AxBy, su producto de solubilidad será:
AxBy (s)           x A+y + y B-x                Kps = [A+y]x . [B-x]y
es decir, el producto de solubilidad es el producto de las concentraciones máximas de los iones en disolución a una temperatura dada.
Los productos de solubilidad Kps sólo se definen para sustancias muy poco solubles, ya que para las sustancias muy solubles, la saturación de sus disoluciones se produce a concentraciones tan elevadas que no se cumple la ley de acción de masas.


A continuación te damos en la siguiente tabla los productos de solubilidad de algunas sustancias a 15 ºC:

Tipo de sal
Fórmula
Expresión
Kps
Fluoruros
 
 
 
Fluoruro de bario
BaF2
[Ba+2].[F-]2
1’7.10-6
Fluoruro de calcio
CaF2
[Ca+2].[F-]2
3’4.10-11
 
 
Cloruros
 
 
 
Cloruro de plata
AgCl
[Ag+].[Cl-]
1’0.10-10
Cloruro de mercurio (II)
HgCl2
[Hg+2].[Cl-]2
2’0.10-18
Cloruro de plomo (II)
PbCl2
[Pb+2].[Cl-]2
1’7.10-5
Yoduros
 
 
 
Yoduro de plata
AgI
[Ag+].[I-]
8’5.10-17
Yoduro de cobre (I)
CuI
[Cu+].[I-]
5’0.10-12
Yoduro de plomo (II)
PbI2
[Pb+2].[I-]2
1’4.10-8
 
 
Sulfuros
Sulfuro de cinc
ZnS
[Zn+2].[S-2 ]
1’0.10-23
Sulfuro de mercurio (II)
HgS
[Hg+2].[S-2 ]
2’0.10-52
Sulfuro de cobre (II)
CuS
[Cu+2].[S-2 ]
8’5.10-36
Sulfuro de cobalto (II)
CoS
[Co+2].[S-2 ]
8’0.10-22
Sulfuro de plata
Ag2S
[Ag+]2.[S-2 ]
1’6.10-49
Hidróxidos
 
 
Hidróxido de aluminio
Al(OH)3
[Al+3].[OH-]3
2’0.10-33
Hidróxido de hierro (III)
Fe(OH)3
[Fe+3].[OH-]3
1’1.10-36
Hidróxido de hierro (II)
Fe(OH)2
[Fe+2].[OH-]2
1’6.10-14
Hidróxido de manganeso (II)
Mn(OH)2
[Mn+2].[OH-]2
4’0.10-14
Hidróxido de cinc
Zn(OH)2
[Zn+2].[OH-]2
1’8.10-14
Hidróxido de plata
Ag(OH)
[Ag+].[OH-]
1’0.10-8
Cromatos
 
 
Cromato de bario
BaCrO4
[Ba+2].[CrO4-2]
2’4.10-10
Cromato de plata
Ag2CrO4
[Ag+]2.[CrO4-2]
1’2.10-12
Sulfatos
 
 
Sulfato de bario
BaSO4
[Ba+2].[SO4-2]
1’0.10-10
Sulfato de calcio
CaSO4
[Ca+2].[SO4-2]
2’0.10-4
Carbonatos
 
 
Carbonato de calcio
CaCO3
[Ca+2].[CO3-2]
1’0.10-8
Carbonato de magnesio
MgCO3
[Mg+2].[CO3-2]
2’6.10-5
Carbonato de plomo (II)
PbCO3
[Pb+2].[CO3-2]
3’3.10-14
 
 

Es importante resaltar que los equilibrios heterogéneos son dinámicos, es decir, que con la misma velocidad que el sólido se disuelve, los iones en disolución interaccionan para volver a dar el sólido precipitado. A diferencia del equilibrio homogéneo, la adición de más sólido no causa cambio alguno en la concentración de los iones en solución, ya que al estar la disolución saturada, todo lo que añadamos de sólido, al no poderse disolver, precipitará directamente.
El producto de solubilidad de una determinada sustancia nos puede servir para averiguar si en unas determinadas condiciones se va a formar un precipitado o no. Por ejemplo, dada la reacción:

AxBy (s)                x A+y + y B-x              Kps = [A+y]x . [B-x]y
  • si [A+y]x . [B-x]y > Kps
las concentraciones de los iones deberán disminuir, de manera que, habrá precipitación hasta que la disolución quede saturada.
  • si [A+y]x . [B-x]y = Kps
no hay precipitación, pero la disolución está saturada, está en el límite para que no haya precipitación.
  • si [A+y]x . [B-x]y < Kps
no hay precipitación, pudiendo albergar la disolución más cantidad de soluto, es decir, no está saturada.

Vamos a ver un ejemplo:
Se mezclan volúmenes iguales de una disolución 0'002 M de TiNO3 y 0'004 M de NaI. ¿Se obtendrá TiI precipitado?.
Kps (TiI) = 8'9 10-8
como las disoluciones que mezclamos son de sales totalmente solubles, la concentración de los iones en la disolución resultante será la mitad ya que al mezclar volúmenes iguales, el volumen total será el doble, es decir:

[Ti+].[I-] = 0'001 .0'002 = 2.10-6 mol²/litro²
a este producto de concentraciones, guardando la misma estructura que el producto de solubilidad, pero que no contiene los valores de las concentraciones en el equilibrio, se le denomina producto iónico. Como dicho producto iónico es mayor que el producto de solubilidad del TiI, sí se producirá precipitado hasta que las concentraciones en disolución se igualen a la solubilidad de dicho compuesto.
Conociendo el producto de solubilidad de una sustancia, puede calcularse su solubilidad en agua, por ejemplo:
Calcular la solubilidad del AgI en agua sabiendo que su producto de solubilidad es 8'5.10-17:
AgI (s) Ag+ (ac) + I- (ac)
inicio (M) c 0 0
equilibrio (M) c - s s s

donde "s" son los moles/litro de la sal que se han disuelto, es decir, su solubilidad. El AgI se irá disolviendo hasta que el producto de los iones en disolución sea igual al producto de solubilidad:
Kps = 8'5 10-17 = [Ag+].[I-] = s.s = s²
luego:              
s =   9'2 10-9   moles/litro
por otro lado, como es obvio, también conociendo la solubilidad de un determinado compuesto iónico, se podrá calcular su producto de solubilidad.