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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:

http://scienceducation.galeon.com/fisicoquimica16.html

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:

Ya que nuestro anfolito depende del pH este tendrá una gran importancia para su estabilidad en este caso dado que el [H+] está dividiendo por lo tanto entre mayor sea la concentración de H+ o sea entre menor sea el pH la constante de dismutación disminuirá y por el contrario la de anfolización aumentará por el contrario entre menor sea la concentración de H+ (menor pH) mayor será la constante de dismutación. Esto lo pudimos comprobar tanto teóricamente por el diagrama de Pourbaix como por los métodos experimentales donde observamos que a menor pH el anfolito se presentaba este se comprueba debido a que la coloración ámbar de la solución es característica de la especie I 3mientras que si subíamos el pH el anfolito desaparecía regresando a la solución incolora el precipitado se explica debido a que también pudo haberse formado I2   el cual es altamente insoluble aunque bien también pudieron haber sido contaminantes de las soluciones.

CONCLUSIONES Se analizó el efecto de acidez en la espontaneidad de los procesos redoxde anfolizacion y dismutación Se comprendió el efecto del pH en un sistema redox dado que este puede propiciar  o no la formación de un anfolito y proporcionarle establidad así como disminuir o aumentar la constante de equilibrio, siempre y cuando el equilibrio pueda depender del pH es decir cuente con H+ en su equilibrio.

BIBLIOGRAFÍA -R. Pretuci, Ws Harwood y F. Herring. Química general . Practice Hall . 8va edicion. -Manual de Practicas Quimica Analitica II - Apuntes de Química Analítica I, profesora Guadalupe Caballero -Apuntes de Química Analítica II, Profesora Rosario Moya Hernández -Harris, D. C. (2007). Análisis químico cuantitativo. España: Reverte.Skoog, D., -West, D., & Holler, J. (1998). Fundamentos de Química Analítica (8ed.). México: Thomsom.