(1) UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA FACULTAD DE INGENIERIA
QUIMICA Y TEXTIL AREA ACADEMICA DE INGENIERIA QUIMICA ASIGNATURA:
ANALISIS QUIMICO CUALITATIVO: QU-516 PROFESOR: ING. MARIO GARAYAR
SISTEMAS HETEROGNEOS (2PARTE)(1).- PRODUCTO DE SOLUBILIDAD
(Kps):
Cuyas notaciones usadas son: Kps, Ps , s, es un caso especial de
Equilibrio Qumico que se aplica para sales poco solubles. Ejemplo
consideremos para una sal poco soluble de AgCl(s): K1
K2AgCl(s)(cristales) ==== AgCl(ac) ==== Ag+ + Cl-
DisociacinionizacinSi aplicamos la ley de accin de masas a las dos
partes del equilibrio, tenemos:
K1 = [AgCl(ac)] / [AgCl(s)], pero [AgCl(s)] = 1, por ser
sustancias puras, luego:K1 = [AgCl(ac)] = S = solubilidad intrnseca
(caracterstco para cada sal poco soluble).
K2 = [Ag+][Cl-] = Kps, se denomina producto de solubilidad a una
determinada temperatura, generalmente a 25C.
(2). CONSECUENCIAS DEL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD, Kps:
Los valores del Kps se utilizan en el anlisis cualitativo en los
siguientes casos:a.- Disolucin de precipitados: una sal poco
soluble se lograr disolver totalmente si se mantiene el producto de
las concentraciones de sus iones por debajo del valor del Kps
termodinmico dado en tablas.Ejemplo: El Kps del AgCl(s) a 25C es
10-10 . Qu ocurre si la [Ag+] = 10-6M?AgCl(s) === Ag+ + Cl- donde
Kps = [Ag+][Cl-] = 10-10 = x2, siendo x la solubilidad de la sal
poco soluble, resolviendo tenemos que x = [Ag+] = 10-5M = [Cl-].Si
mantenemos la [Ag+] = [Cl-] = 10-6M segn la condicin del problema,
su nuevo valor del Kps ser:Kps = (10-6)(10-6) = 10-12, este valor
resulta ser mucho menor que su Kps termodinmico:Kps < Kps
(termodinmico), consecuencia: se disolver totalmente la sal poco
soluble.b.- Formacin de precipitados: si por el contrario al caso
anterior, se mantiene el producto de las concentraciones de los
iones formados por la sal poco soluble mayores y /o igual al kps
termodinmico, entonces la sal precipita.La disolucin de los
precipitados de sales poco solubles se pueden lograr por los
siguientes casos:I.- por formacin de un cido dbil: los carbonatos y
bicarbonantos son solubles fcilmente en cidos diluidos y/o cidos
dbiles. Ejemplo:CaC03(s) == Ca2+ + C032-Kps = [Ca2+][C032-](i)
C032- + 2H+ == H2C03 == C02 + H20 Kt = [C032-][H+]2 /
[H2C03](ii)-------------------------------------------------------------------------------CaC03(s)
+ 2H+ === Ca2+ + H2C03 KG : constante global(iii)(2)
KG = [Ca2+][ H2C03] / [H+]2(iiii)
En la ecuacin (iiii) puede obtenerse los siguientes casos:Si KG
> 1, el Equilibrio se orientar hacia la derecha, es decir la sal
poco soluble se disuelveSi KG < 1, el Equilibrio se orientar
hacia la izquierda, es decir la sal poco soluble no se disuelveEn
el ejemplo dado para el CaC03(s), hay formacin de un cido dbil,
luego KG > 1 la sal se disolver con mucha facilidad en presencia
de un cido.b.- por formacin de una base dbil: Los hidrxidos pueden
disolverse en sales amnicas, debido a que se formarn bases
dbiles:
Al(0H)3(s) === Al3+ + 3 0H- (i) Kps = [Al3+][0H-]3
NH4Cl(s) NH4+ + Cl- (ii) sal muy soluble0H- + NH4+ === NH3 +
H20(iii) formacin de una base dbil
c. Por formacin de otra sal ms estable:
AgI(s) === Ag+ + I- Kps = 1,6x10-16H2S === S2- + 2H+Kt =
10-202Ag+ + S2- === Ag2S(s)kps = 1,5x10-49Se observa que el nuevo
compuesto formado es ms estable que el primero, por lo que se
destruye el primer compuesto y se forma el Ag2S(s) que es ms
estable por tener el Kps ms bajo.d.-Por formacin de un complejo: El
AgCl(s) se disuelven en presencia de amoniaco:
AgCl(S) == Ag+ + Cl-Kps = [Ag+][Cl-]Ag+ + 2NH3 === Ag(NH3)2Kc =
[Ag+][NH3]2--------------------------------------------AgCl(S) +
2NH3 === Ag(NH3)2 ClKG > 1, se disuelve el precipitado
e.- Por un proceso Redox: El Cu(S) es insoluble en diferentes
tipos de cidos fuertes y concentrados, sin embargo se puede
disolver con mucha facilidad en HN03 diluido, debido a que se
produce una reaccin redox:
2N03- + 8H+ + 3 Cu 3S + 3Cu2+ + 2N0 + 4H20De igual manera los
Cu2S(s) y CuS(s) en minerales de cobre se disuelven por proceso
redox.La adicin de iones comunes inhiben la solubilidad de las
sales poco solubles.NOTA: *Para sales con Kps < nx10-7 se
desprecia el uso del factor de actividad f, y a = c*Para sales con
Kps > nx10-7 es necesario considerar el factor de actividad f y
se debe calcular Kps en funcin de sus actividades.
(3)
(3).- Clculo de Kps y Solubilidad (S):
Ejemplo(1): se tiene CaC03(s) en 400 mL de agua, habindose
disuelto 3 728 mg de dicha sal. Calcular el Kps:Solucin: Se plantea
la disociacin de la sal poco soluble, segn la ley de Accin de
Masas:
CaC03(s) = Ca2+ + C032-Kps = [Ca2+ ][ C032-] S SSiendo S la
solubilidad de la sal = [sal] = (3 728x10-3 g) / (100g/mol)(0,4L) =
9,3x10-5M = [Ca2+]Kps = [Ca2+ ][ C032-] = (9,3x10-5 )2 =
8,7x10-9EJERCICIOS: Tomando como referencia el ejemplo dado,
resolver los siguientes problemas(1).- Hallar el Kps del fosfato de
plata ( masa molar: 418,6g/mol) de 1,68 mg de esta sal presente en
250 mL de agua.Rpta.: 1,7x10-18
(2).- Hallar la solubilidad del BaS04 si el Kps a25C es de
1,1x10-10 en.a) moles/LRpta.: 1,048x10-5 mol/L b) g/L. Dato. Masa
molar: 233,42g/mol Rpta.: 2,4x10-3 g/L
(3).- Hallar la solubilidad de fosfato de calcio, si su Kps =
10-25 y masa molar 310 g/mol en.a) mol/LRpta.: 3,9x10-6 Mb)
g/LRpta.: 1,3x10-3 g/Lc) g/50 mLRpta.: 6x10-5 g/50 mL
(4).- Calcular la solubilidad del AgBr03, si su Kps es 5,5x10-5
y masa molar es 235,8 g/molConsiderar que la solubilidad se debe
calcular considerando las actividades a.
(4).- Influencia del ion comn sobre la solubilidad:
El efecto del ion comn sobre la solubilidad de sales poco
solubles es de inhibir su solubilidad.Ejemplo: A una solucin
saturada de AgCl(s) de Kps = 10-10, se le adiciona KCl hasta lograr
una concentracin de iones [Cl-] = 10-3M. en cuntas veces ha
disminuido la solubilidad del AgCl(s)?.Solucin: La Solubilidad en
agua pura ser:AgCl(s) === Ag+ + Cl-Kps = [Ag+][ Cl-] = 10-10 =
[Ag+] = S* = 10-5MEn presencia del KCl donde el ion Cl- es el ion
comn tendremos la nueva solubilidad:
Kps = [Ag+][Cl-] = [Ag+](10-3M) = 10-10 [Ag+] = 10-7M = S , en
presencia de KClLa disminucin de la solubilidad en presencia de KCl
y respecto a la solubilidad en agua pura ser:
S*/S = (10-5) / (10-7) = 100Rpta.- La solubilidad en presencia
del KCl disminuye 100 veces respecto a la solubilidad en agua
pura.
(5).- Influencia de los iones no comunes:
La presencia de los iones no comunes en la solubilidad de sales
poco solubles favorecen que estas sales poco solubles logren
disolverse fcilmente.(4)
Ejemplo:Calcular la solubilidad (S) del sulfato de bario cuyo
Kps es 1,1x10-10, en:a) KN03 0,1Mb) Na2S04 0,01Mc) Cuntas veces
aumenta la solubilidad?d) Cuntas veces disminuye la
solubilidad?Solucin: Para comparar las solubilidades, determinar la
solubilidad la S del BaS04 en agua pura:BaS04(s) === Ba2+ + S042-
Kps = [Ba2+][S042-] = S = 1,048x10-5Ma) En KN03 0,1M:Clculo de la
fuerza inica : = (0,1x12 + 0,1x12) = 0,1-log.f = 0,5Z2()1/2 / 1+
(()1/2) , reemplazando f (N03-) = f (K+) = 0,33Luego: BaS04(s) ===
Ba2+ + S042-Z Zsiendo Z la nueva solubilidad del BaS04 :Kps =
Z2(f2) = 1,1x10-10 , donde Z = 3,2x10-5M, aumenta la solubilidad en
presencia de los iones no comunes.b) En Na2S04 0,01M:BaS04(s) ===
Ba2+ + S042- Kps = [Ba2+][ S042-] = 1,1,x10-10 = [Ba2+](0,01M) =
1,1x10-10[Ba2+] = 1,1x10-8M = S(sal), el ion S042- es el ion comn y
hace disminuir la solubilidad en:Disminuye = (1.048x10-5) /
(1,1x10-8) = 0,952x103 = 952 veces.(6).- Solubilidad de
hidrxidos:Algunos Hidrxidos son muy sensibles del pH para su
estabilidad y su formacin, as tenemos para el caso del
Al(OH)3(s):
Al3+ + 3 0H- = Al(OH)3(s) + 0H- = Al02- +
H30+AcuosoPrecipitadoExceso RedisolucinpH1pH2 pH3 pH4(5)
Siendo:pH1 : Inicio de la precipitacinpH2 : fin de la
precipitacinpH3 : inicio de la redisolucin
pH4 : fin de la redisolucin
Ejemplo: A una solucin de Al3+ 0,01M se le aaden gota a gota
amoniaco, NH3. Calcular:a) pH en que se inicia la precipitacin como
Al(0H)3(s) con Kps =10-32,5b) pH en que termina la precipitacinc)
PH en que se inicia la redisolucin como aluminato, Al02- con Kps =
10-13,9d) pH de total redisolucinSolucin:a) La reaccin de
precipitacin ser:Al3+ + 30H- === Al(0H)3(s)Kps = [Al3+][0H-]3 =
10-32,5La mxima concentracin de [Al3+] = 0,01M, luego:[0H]3 (0,01)
= 10-32,5 pOH = 10,1 y pH1 = 3,9 b) Fin de la precipitacin:
Al3+ + 30H- === Al(0H)3(s)Kps = [Al3+][0H-]3 = 10-32,5Cuando
termina de precipitar la concentracin de [Al3+] remanente es igual
a la concentracin lmite: [Al3+] = 10-6M, luego la [0H-] ser:
(10-6)[0H-]3 = 10-32,5 p0H = 8,8 y pH2 = 5,2c) Inicio de la
redisolucin:
Al(0H)3(s) = Al02- + H30+ Kps = [Al02-][ H30+] = 10-13,9La
presencia del [Al02-] ser perceptible a una concentracin lmite de
10-6M:
(10-6)[H30+] = 10-13,9 pH3 = 7,9d) Total redisolucin:
Kps = [Al02-][ H30+] = 10-13,9La mxima concentracin del [Al02- ]
= [Al3+] = 0,01M(0,01)[H30+] = 10-13,9 pH4 = 11,9Ejercicio:1)
Determinar el rango de pH para la precipitacin cuantitativa2) En
una grfica se Solubilidad (S) versus pH identifique el rango de
predominancia de cada una de las especies, anotando los pH en cada
caso.
(7) .- Solubilidad y pH:
(6)
La estabilidad de algunas sales poco solubles depende del pH, es
decir pueden disolverse con facilidad y ser estables segn la
variacin del pH. Analizando la solubilidad del AgN02(s):
AgN02(s) = Ag+ + N02- Kps = [Ag+][ N02-](i)Al adicionar un
cido:
N02- + H+ == HN02Ka = [N02- ][H+]/[HN02]
(ii)-------------------------------------------------------------AgN02(s)
+ H+ == Ag+ + HN02 KG = [Ag+][HN02] /[H+] = (Kps) / Ka (iii)
Al analizar el equilibrio de la ecuacin (iii) tenemos los
siguientes casos:a). Si KG es >1 se orienta hacia la derecha,
luego la sal se disuelveb). si KG es < 1 se orienta hacia la
izquierda, luego la sal no se disuelve
Clculo de Solubilidad (S):Para calcular la solubilidad del
AgN02(s) en un cido tenemos:
AgN02(s) == Ag+ + N02- Kps = [Ag+][ N02- ](i)S = [Ag+] = [N02- ]
= [HN02] + [N02-](ii)Para la disociacin del HN02 : Ka =
[H+][N02-]/[HN02](iii)Reemplazando (i) y (iii) en (ii) tenemos:
(S) = [Ag+] = [N02- ] = [HN02] + [N02-] = [H+][N02-] / Ka +
N02-]
(S) = [Ag+] = [N02- ] ( 1 + [H+] / Ka )
(S)2 = Kps ( 1 + [H+] / Ka ) es la solubilidad de la sal poco
soluble.
Ejercicio: determinar la solubilidad del AgN02(s) a pH = 5 y pH
= 10 en :a) Moles / litrob) g /LUtilizar su tabla para hallar el
Kps y Kc.
(8).- Solubilidad de Sulfuros:
Consideremos un sulfuro con metal divalente de la forma:
MS (s) == M2+ + S2- Kps = [M2+][S2-]Al adicionar cido la
solubilidad de la sal ser:
S = [M2+] = [S2-] = [H2S] + [HS-] + [S2-] S = [M2+] = [S2-] (1 +
[H+]/K2 + [H+]2/K1K2)(7)
S2 = Kps (1 + [H+]/K2 + [H+]2/K1K2 )
Es la relacin que permite calcular la solubilidad de los
sulfuros de metales divalentes, como tambin la solubilidad de sales
poco solubles con cidos diprticos como el CaC03(s). Para pH < 7
se aplica la relacin completa Para pH : entre 10 - 14, se puede
despreciar la relacin: [H+]2/K1K2 (muy bsicas)
Para pH : 1 - 4 , se puede despreciar la relacin: [H+]/K2 (muy
cidas)
Ejercicio 1 : Se tiene una suspensin en un litro de agua,
CaC03(s), 0,01M; acidificando poco a poco la disolucin a que pH
desaparecer totalmente el precipitado?.Nota: utilizar de su tabla
Kps de la sal y K1 K2 para el cido diprtico.Rpta: El pp de CaC03(s)
desaparece totalmente a pH = 6,2.
Ejercicio 2: Para determinar la solubilidad del Ca3(P04)2(s),
que posee un cido triprtico, H3P04 encuentre una expresin para
hallar la solubilidad similar que para los sulfuros.
Ejercicio 3: Hallar la solubilidad del Ca3(P04)2(s) a pH =
10Ejercicio 4: Hallar la solubilidad del NH4Ca(P04) a pH = 10, si
Kb = 10-5 para NH3(ac) y [Ca2+] = 0,01M.
(9).- Precipitacin Fraccionada:
Cuando los iones de las sales poco solubles se precipitan ,
estas lo hacen selectivamente o por etapas.Ejemplo 1: si tenemos
los siguientes iones en un vaso: Ca2+, Sr2+, Ba2+ se le aaden iones
S042- ocurren las siguientes reacciones de precipitacin
selectiva:a).Ca2+ + S042- == CaS04(s)Kps1b).Sr2+ + S042- ==
SrS04(s)Kps2c).Ba2+ + S042- == BaS04(s)Kps3
Regla Prctica: Precipita primero la sal ms insoluble, es decir
la sal con menor valor de Kps y as sucesivamente.
Ejemplo 2: Los halogenuros precipitan selectivamente con los
iones Ag+ segn las siguientes reacciones:a) Cl- + Ag+ ==
AgCl(s)Kps1 = 10-10b) Br- + Ag+ == AgBr(s)Kps2c) I- + Ag+ ==
AgI(s)Kps3
Ejercicio 1: Para el ejemplo 1 consultando sus Kps termodinmicos
respectivos de cada sal, indicar el orden de precipitacin
selectiva. Y determinar la solubilidad en agua pura en mol/L de
cada sal.Ejercicio 2: indicar el orden de la precipitacin
fraccionada del ejemplo 2, adems indicar los diferentes colores y
aspecto de cada uno de los precipitados.
(8)
(9.1).- Aplicaciones de la precipitacin Fraccionada:
a) Separaciones analticas:
Problema: Se tiene una mezcla de K2Cr 04 KCl, donde la
concentracin de [Cl-] = [Cr042-] = 0,1 M, al aadir AgN03 a esta
ocurren las siguientes soluciones:Cl- + Ag+ == AgCl(s)Kps =
1,56x10-10
Cr042- + 2 Ag+ == Ag2 Cr04(s)Kps = 9x10-12 a) Cul de las sales
precipita primero ?b) Cal es la concentracin de iones
Ag+?Solucin:Precipitar primero aquella sal que necesita menor
concentracin de [Ag+]:
[Ag+] necesario para precipitar como AgCl(s):
AgCl(s) == Ag+ Cl- Kps = [Ag+][Cl-] = 1,56x10-10[Ag+] (0,1) =
1,56x10-10S = [Ag+] = 1,56x10-9M
[Ag+] necesario para precipitar como Ag2Cr04(s):
Ag2Cr04(s) == 2Ag+ + Cr042-Kps = [Ag+]2[Cr0$2-] =
9x10-12[Ag+]2(0,1) = 9x10-12[Ag+] = 9,5x10-6 M
Rpta: Como 1,56x10-9 M a 9x10-12(1,36x10-4)2(0,1) >
9x10-121,84x10-9 > 9x10-12 , luego precipita como
Ag2Cr04(s).
Ejemplo 2: Se tiene una solucin de 0,01M de AgCl(s), al cual se
le aade NH3(ac) 0,5M en exceso. se lograr disolver el precipitado?
Datos: Kc = 10-7, Kps = 10-10Solucin: AgCl(s) == Ag+ + Cl- 0,01M
0,01M +2NH3 0,5M en exceso ||
Ag(NH3)2 == Ag+ + 2 NH3 0,01M X X 2X + 0,5M
Kc = 10-7 = [Ag+][NH3]2 / [Ag(NH3)2 = (X)(2X + 0,5)2 /(0,01
X)
X = [Ag+] = 4x10-9M , son los ions libres de plata
Ag+ + Cl- = AgCl(s) (4x10-9)(0,01) < 10-10, como no supera al
Kps termodinmico entonces no hay precipitado
(11)
Ejercicio: A una solucin saturada de Cu(0H)2 0,01M se le
adiciona solucin de amoniaco acuoso 3M , predecir si se lograr
disolver el precipitado de Cu(OH)2 por formacin de tetramin
cprico.Datos: Kps = 1,6x10-19 del Cu(0H)2 , Kc = 5x10-15 para
Cu(NH3)42+.Rpta: El precipitado se disuelve totalmente: (10-23 <
1,6x10-19).
(12).- REACCIONES DE INTERCABIO DE LOS COMPLEJOS:
Los complejos pueden destruirse o pueden mantenerse muy estables
segn el in central metlico que estn presentes. As un complejo con
pKc alto son muy estables, mientras que los complejos con pKc bajos
son poco estables se disocian fcilmente.Tomemos como ejemplo los
complejos del EDTA (etilendiaminotetraactico disdico): H4Y
LiY3------ AgY3- -- ------ MgY2- ------ CaY2- ------ ZnY2-
--------- FeY-
----------------------------------------------------------------------------------------
pKinLi+ Ag+ Mg2+ Ca2+Zn2+ Fe3+
2, 8 7,08,7 10,716,325,1
Ejemplo: El complejo MgY2- se podr destruir con Zn2+?:
MgY2- == Mg2+ + Y4- Kc(1) = [Mg2+][Y4-] / [MgY2-] = 10-8,7(i)Y4-
+ Zn2+ == ZnY2-Kc(2) = [Zn2+][ Y4-] / [ZnY2-] =
10-16,3(ii)-------------------------------
------------------------- MgY2- + Zn2+ == Mg2+ + ZnY2- KG = Kc(1) /
Kc(2) = (10-8,7) / (10-16,3)(iii)KG = 107,6 > > 1 , constante
globalEl valor de la KG nos indica que el equilibrio (iii) est
desplazada casi totalmente hacia la derecha, es una reaccin
cuantitativa, por lo tanto el complejo MgY2- se destruye
fcilmente.
Ejercicio: demuestre que el complejo MgY2- al hacer reaccionar
con Ag+ no es posible destruir.
(13).- COMPLEJOS SUCESIVOS:
Los complejos por ser electrolitos dbiles igual que los cidos
dbiles poliprticos se disocian por etapas o en forma escalonada. As
tenemos en el caso del complejo Cu(NH3)42+, la disociacin es:
Cu(NH3)42+ == Cu(NH3)32+ + NH3 pK4 = 1,97Cu(NH3)32+ ==
Cu(NH3)22+ + NH3pK3 = 2,73
Cu(NH3)22+ == Cu(NH3)2+ + NH3pK2 = 3,34 Cu(NH3)2+ == Cu2+ +
NH3pK1 = 3,9(12)En el equilibrio de esta solucin la concentracin
analtica Ca, haciendo un balance de masa ser:
Ca = [Cu2+] + [Cu(NH3)2+ + [Cu(NH3)22+] + [Cu(NH3)32+]
+[Cu(NH3)42+]
De los respectivos equilibrios despejamos las concentraciones de
cada especie y se tiene:
Ca = [Cu2+]{1+ [NH3]/K1 + [NH3]2 /K1K2 + [NH3]3/K1K2K3 +
[NH3]4/K1K2K3K4}
Considerando: a = [NH3]/K1b = [NH3]2 /K1K2
c = [NH3]3/K1K2K3 d = NH3]4/K1K2K3K4
Luego: Ca = [Cu2+]{ 1 + a +b +c +d}
El % de todas las especies presentes en la solucin en equilibrio
estar dado por las siguientes relaciones:
% [Cu(NH3)2+ = ([Cu(NH3)2+ )x100 / [Cu2+] { 1+a+b+c+d} = a
x100/{1+a+b+c+d}
% [Cu(NH3)2 2+ ] = b x100 /{1+a+b+c+d+}
% [Cu(NH3)3 2+ ] = c x100 /{1+a+b+c+d+}
% [Cu(NH3)4 2+ ] = d x100 /{1+a+b+c+d+}
Ejercicio: Calcular el % de todas las especies presentes en un
litro de solucin de Cu2+ y 0,01M de amoniaco acuoso en equilibrio.
Para el Cu(NH3)4 2+ considere las constantes dadas en el ejemplo
anterior.
(13).- COMPLEJOS Y pH:
Algunos complejos son sensibles a la variacin de pH, pues se
destruyen fcilmente, ejemplo analicemos la estabilidad de FeF2+ en
funcin de pH:
FeF2+ == Fe3+ + F-Kc = [Fe3+][ F-] / [FeF2+]
F- + H+ == HFKa = [F-][H+] /
[HF]---------------------------------FeF2+ + H+ == Fe3+ + HFKG =
[Fe3+ ][HF] / [FeF2+ ][H+] = Kc / Ka
KG = Kc / Ka Si KG > 1 : el complejo se destruye Si KG < 1
: el complejo ser estable, no se destruyeLa solubilidad del
complejo en funcin del pH se puede determinar:(13)
[Fe3+] = Kc [ FeF2+] /[ F- ] , [ F- ] = Ka[HF] / [H+] y [Fe3+] =
[F-] + [HF]
[Fe3+] = Kc [FeF2+]{ 1 +[ H+]/Ka} [Fe3+]2 = Kc. Ca{1 +[ H+]/Ka}
Ca = concentracin inicial.12. REACCIONES DE
OXIDO-REDUCCIONOXIDACION (ox.): Toda oxidacin implica:* Prdida de
electrones* Aumento en el estado de oxidacin de la especie qumica*
Es un agente reductorREDUCCION (red.): Toda reduccin implica:*
Ganancia de electrones* Disminucin en el estado de oxidacin* Es un
agente oxidanteEjemplo: sea la reaccin Redox:KMn04 + FeS04 + H2S04
Fe2(S04)3 + MnS04 , todas en estado inico, cuyo balance es:Ox.:
Fe2+ Fe3+ + e-E = 0,77VRed.: Mn04- + 8H+ + 5 e- Mn2+ + 4H20E =
1,50VReaccin redox: 5Fe2+ + 8H+ + Mn04- Mn2+ + 5 Fe3+ + 4H20Cuya
diferencia de potencial estndar es : E = Ect. En. = 1,50-,077 =
0,73VPara concentraciones diferentes de 1M, se debe utilizar la
ecuacin de Nerst:
E = E - 0,059/n log K n : es el nmero de electrones
transferidos
