Practica 15 Equilibrios de óxido – reducción

Tarea Previa Práctica 15. Equilibrios de óxido – reducción.

1. ¿Qué es un oxidante y un reductor?

En una reacción Oxidante es la especie que se reduce (gana electrones) y Reductor es la especie que se oxida (pierde electrones).

2. ¿Qué es un par redóx?

Las especies oxidadas y reducidas en una semirreacción constituyen un par redóx. Un par redóx se escribe con la especie oxidada antes de la reducida, como en H+/H2 y Zn2+/Zn y por lo general las fases en las que se encuentran no se expresan"

3. Considerando la siguiente reacción redóx:

K2Cr2O7(ac) + Sn0 (s) + H2SO4(ac) ↔ SnSO4(ac) + Cr2(SO4)3(ac) + K2 SO4(ac) + H2O

4. ¿Cuál es la especie oxidante y cuál es la especie reductora?

Oxidante Cr6+ ↔ Cr3+

Reductor Sn0 ↔ Sn2+

5. ¿Cuál es el estado de oxidación del metal en la especie oxidante?

Su estado de oxidación es +3.

6. Completa la reacción y balancearla por el método del ión – electrón.

K2Cr2O7(ac) + Sn0 (s) + H2SO4(ac) ↔ SnSO4(ac) + Cr2(SO4)3(ac) + K2 SO4(ac) + H2O

(2K+,Cr2O7-2) (2H+,SO4-2) (Sn+2,SO4-2) (2Cr+3, 3SO4-2)( 2K+, SO4-2)

Sn0 ↔ Sn+2 – 2e-

3 e- + 14 H+ + Cr2O7-2 ↔ 2Cr+3 + 7 H2O

La primera x3 y la segunda x2

3Sn0 ↔ 3Sn+2 – 6e-

6 e- + 28 H+ + 2Cr2O7-2 ↔ 4Cr+3 + 14 H2O

28 H+ + 2Cr2O7-2 + 3Sn0 ↔ 3Sn+2 + 4Cr+3 + 14 H2O

K2Cr2O7(ac) + 3Sn0 (s) +7H2SO4(ac) ↔ 3SnSO4(ac) + Cr2(SO4)3(ac) +K2 SO4(ac) +7H2O

7. ¿Cómo se calcula el ∆Eº de una reacción?

∆rG°=-νFE°

Donde E° es el potencial estándar; ν es el coeficiente estequiométrico de los electrones transferidos cuando las semireacciones se combinan; y F es la constante de Faraday (F=96.48kC/mol) y ∆rG° es la energía de Gibbs de reacción y está dada por:

∆rG°=-RT ln K

Donde R es la constante universal de los gases (R=0.082 atm L/mol K); T es la temperatura; y K es la constante de equilibrio de la reacción.

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