UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO FACULTAD DE ESTUDIOS SUPERIORES CUAUTITLÁN QUÍMICA INDUSTRIAL LABORATORIO DE QUÍMICA ANALÍTICA II REPORTE DE STP 3 INFLUENCIA DE pH EN EL EQUILIBRIO REDOX
Campos Reyes Carolina Galeno Ruiz Rosaeliud Miranda Meza Francisco Javier Pérez Rubio Abraham Ulises
Profesores: María del Rosario Moya Hernández Juan Carlos Rueda Jackson Fecha de entrega:2 de noviembre del 2012
INTRODUCCIÓN Las reacciones que implican la transferencia de electrones entre las sustancias que participan, se las conoce como reacciones de óxido-reducción o bien simplemente como reacciones REDOX . Antes de proceder al estudio de los equilibrios redox es necesario realizar algunas definiciones y sobre todo conocer a profundidad el balanceo de estas reacciones. Definiciones: Oxidación.- es el proceso por el cual una especie en una reacción química pierde uno o más electrones y por lo tanto incrementa su estado de oxidación. Reducción.- es el proceso por el cual una especie en una reacción química gana uno o más electrones y por lo tanto reduce su estado de oxidación. Oxidante.- es una especie capaz de oxidar a otra, por lo tanto puede adquirir el(los) electrón(es) perdidos por esta otra especie química, por lo tanto oxida reduciéndose. Reductor.- es una especie capaz de reducir a otra, esto es puede ceder él(los) electrón(es) que requiere esta otra especie química, por lo tanto reduce oxidándose.-Como se puede deducir de lo anterior, para que un oxidante oxide, se requiere de la presencia de un reductor que se reduzca y viceversa. Esto es para que una reacción redox ocurra se requiere de por lo menos un oxidante y un reductor.
esto da:
Ox1 + ne-⇔ Red1 Red2 ⇔ Ox2 + ne-
Ox1 + Red2 ⇔ Red1 + Ox2 A la combinación de Ox1/Red1 y Ox2/Red2 se les conoce como pares redox. Esto es a todo oxidante le corresponde un reductor y al revés todo reductor tiene un oxidante asociado. La Ecuación de Nernst expresa la relación cuantitativa entre el potencial redox estándar de un par redox determinado, su potencial observado y la proporción de concentraciones entre el donador de electrones y el aceptor. Cuando las condiciones de concentración y de presión no son las estándar (1M, 1atm y 298K), se puede calcular el potencial de electrodo mediante la Ecuación de Nernst. El potencial de electrodo de un par redox varía con las actividades de las formas reducida y oxidada del par, en el sentido de que todo aumento de la actividad del oxidante hace aumentar el valor del potencial, y viceversa. La ecuación de Nernst se presenta como:
OBJETIVOS Analizar el efecto de la acidez en la espontaneidad de los procesos redox de anfolización y dismutación.
HIPÓTESIS En los sistemas redox que sean dependientes del pH un cambio en este valor podrá favorecer o perjudicar su constante de equilibrio, asi mismo provocar que si hay especies anfolíticas estas dismuten.
PROCEDIMIENTO Sin modificación alguna de acuerdo a la página 69 del manual de prácticas de laboratorio de quimica analitica II “Equlibrio químico redox”.
RESULTADOS
Primera Parte
solución
pH
agregar
cambio a pH
observaciones
IO3-
6
HCl
4
si cambios de color
6
NaOH
12
Sin cambios de color
Segunda Parte:
solución
pH
agregar
cambio a pH
6
HCl
4
si cambios de color
6
NaOH
12
Sin cambios de color
solución
pH
agregar
cambio a pH
IO3- + I3-
6
HCl
5
la solución cambia a color ambar
6
NaOH
12
solución incolora antes de agitar, al agitar solución turbia con precipitado blanquecino
I3-
observaciones
Tercera Parte: observaciones
ANÁLISIS DE RESULTADOS En la Parte 1 donde teníamos IO 3- se tiene el siguiente equilibrio redox:
Expresándose en la ecuación de Nerst de la siguiente manera:
Se puede observar que este equilibrio dependerá del pH
En la parte 2 se tenía el compuesto I 3- teniendo el equilibrio redox siguiente:
Este equilibrio no depende del pH por lo tanto se mantendrá constante a cualquier concentración de H+ En la parte 3 teniendo los 2 compuestos (I 3- + IO3-) existe la presencia de un anfolito redox I 3Existe un anfolito , si se plantea el equilibrio quedaría de la siguiente forma: Ecuación de dismutación nos quedaría de esta forma 8 (I3 - + 2e- --->3I-) I3- + 9H2O ---> 3IO 3- + 24I- + 16e-
Obteniendo su constante de dismutación a partir de los otros 2 equilibrios siendo:
You're Reading a Preview Unlock full access with a free trial.
