Curso de Quimica Inorganica QU-214B

Capitulo 2: Química de los sistemas ácido-base

y disolventes no acuosos

Prof.: Ing Genaro Rodríguez C.

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIAFACULTAD DE INGENIERIA QUIMICA Y

TEXTIL

CICLO 2013-1

Capitulo 2: Química de los sistemas ácido- base y disolventes no acuosos

2.1. Sistemas ácido-base. Disolventes no acuosos. Solvólisis y solvatación. Amonólisis

2.2. Sistemas ácidos y bases. Brönsted-Lorry. Lewis. Ácidos y bases duros y blandos de Pearson, Lux Flood, Franklin y Gutman.

2.3. Representación esquemática de los datos de potenciales de reducción. Diagramas de Latimer, Frost, Pourvaix y Ellingham.Bibliografía: * Química Inorgànica. Gregory Demitras, Edit. PHI, 1973

* Inorganic Chemistry, 2da Edition, Gary Miessler, PHI, 1999 * Quìmica Inorgánica, J. Huheey, 4ta ediciòn, Harla, 1997 * Quimica Inorgánica, Shriver & Atlins, Mc Graw Hill, 2006 * Principios de Química Inorgánica, G.S. Mankú, MGH, 1999.

SOLUCIONES ACIDAS BASESBajo los términos de una reacciòn:

A(solvente) + B(soluto) => AB (solución)

• AB, como una mezcla homogénea de 2 ó más sustancias en una sola fase, adquiere características ácidas, o básicas..

Donde los solventes:• Puede ser cualquier líquido susceptible de ser usado como

tal, entre las temperaturas de condensación y ebullición y siempre que no sufra descomposición.

• Un solvente debe acelerar una reacciòn de formación de la solución bajo diversas condiciones termodinámicas y/o cinéticas.

Acidos y Bases• Los equilibrios de la transferencia de protones en

los ácidos y bases, pueden analizarse cuantitativamente, en términos de la constante de acidez, que constituye una medida de la tendencia de las especies a donar protones.

• Si se desean ampliar aun más su comportamiento, hacemos uso de datos termodinámicos característicos de cada especie.

– Química Inorgánica; Shriver & Atkins, 4ta edición, 2006

Acidos y Bases• Una sustancia es ácido fuerte

si el equilibrio en la transferencia de protones se inclina de manera pronunciada a favor de la donación de un protón al agua.

pKa <0, KA > 1 y >>1 (ácidos desprotonados)

Ácido débil; pKa >0, Ka <1

Base fuerte, cuando se encuentra protonada por completo

Base débil, se protona parcialmente en agua.

AcidoAcido KaKa pKapKa

HI 1E11 -11

HClO4 1E10 -10

H2SO4 1E2 -2

H3O+ 1 0

HF 3,5E-4 3,43

HCN 4,9E-10 9,31

PROPIEDADES DE UN SOLVENTE• Presenta un intervalo de temperatura, como estado liq.• Presenta propiedades donadoras y receptoras, del tipo Acido/Base de Lewis.• Pueden reaccionar como protónicos y no protónicos. • Presenta auto-disociación, según el tipo de solvente.• Su constante dieléctrica () mide la capacidad de disolución de

las sustancias polares y no polares. • Mientras mayor sea la mayor será la polaridad del enlace y

aumenta con la temperatura. Sí:

/o se encuentra entre 80 y 50 la disolución es alta /o “ “ “ 50 – 20 “ “ “ mediana /o “ “ “ 20 – 5 “ “ “ baja

Constantes dieléctricas (*)Solvente Rango de

oC

/ o

Agua H2O 0 a 100 82

Amoniaco NH3 -78 a –33 23(-50ºC)

Acido Sulfúrico H2SO4 -14 a 26 107

Diclorometano CH2Cl2 -97 a 40 9

Acidofluorhídrico (HF) -85 a 19,5 83

Glicoldimetileter (Glima)CH3OCH2CH2OCH2

-58 a 83 3,5

(*) Permisividad específica (), Huheey, pag. 381.

* El disolvente CH3CN con €=36,2 sirve para disolver el KCl ??

PREGUNTA PROPUESTA

Solvatación • Es la capacidad de un disolvente no acuoso para

mantener a determinado soluto en disolución. Esta depende de la capacidad de interaccionar con ellas de modo cuasiquímico.

• Los solutos, pueden solvatarse como cationes, aniones o molécula.

• Las interacciones en la solvatacion obedecen a: a) Atraccion dipolo-dipolo o ion-dipolo

b) Por enlace puente de hidrogeno c) Por enlace covalente coordinado

Energia de Solvatacion

• Se determina en términos de entalpia de la solucion (Hsol): Ecuacion de Born:

)1

1(2 od

Hsol

Cargas de los iones Cte dielectrica del medio en la cual ocurre la separación (permisividad específicad Radio de enlace (A°)

Un incremento de la magnitud de se incrementa la Energía H y la solubilidad

Otras reacciones• Hidratación:

La interacción es entre el soluto (sal) y el disolvente (agua). Ej.

Al(H20)63+ . Se denomina Hidrato…

• Amonólisis:Interacción del amonio NH4

+ con el solvente acuoso

NH4+ + H20 NH3 + H30+

• Solvólisis: Interacción de sales con disolventes no acuosos.

NaCN + HF HCN + Na+ + F-

Ejercicios

• Hallar la para el KCl en agua y en ácido sulfúrico.

Sol.: Las cargas iónicas son del KCl en los dos casos:

Se aplica:

)1

1(2 od

Hsol

LAS FUERZAS DE LOS ACIDOS

ACUO SUELEN AUMENTAR CON

LAS CARGAS POSITIVAS

CRECIENTES DEL ION METALICO

CENTRAL Y CON EL RADIO

IONICO CRECIENTE.

LAS EXCEPCIONES SON

COMUNES Y SUELEN DEBERSE

A LOS EFECTOS COVALENTE

Shriver, pag 118.

CORRELACION CONSTANTE ACIDEZ Y PARAMETRO ELECTROSTATICO

Clasificacion de solventes • 1. Acuosos : Agua (polares), “puentes de H-O”• 2. No acuosos :

a) Polares: NH3 (básico), H2SO4 (ácido), HFb) Protónicas: NH3, H2SO4, CH3COOH, SO2, solventes ácidos.c) No protónicos: Halogenuros de no met. BrF3, POCl3 (oxicloruro de fósforo),

DMSO, DMF• 3. No polares (inertes): CCl4, C6H6

• 4. Sales fundidas: Haluros y nitratos alcalinos

• Estos disolventes contienen protones ionizables y son más o menos ácidos. Ej:

H2O, HCl, HF, H2SO4 y HCN Incluso el NH3, es un disolvente protónico que puede suministrar H+ a bases más fuertes.

• Una característica de los disolventes protónicos es que sufren autodisociación.

2 H20 H3O+ + OH- 2 HCl H2Cl + + Cl-

3 HF H2F + + HF2-

2 H2SO4 H3SO4+ + HSO4

-

2 NH3 NH4+ + NH2

-

• NH3(l), se disocia como:K-50ºC = [NH4

+][NH2-] = 10-30

DISOLVENTES PROTÓNICOS

DISOLVENTES NO PROTONICOSDisolventes autoionizantes altamente polares: Algunos de ellos son compuestos interhalogenados, muy reactivos:

2 BrF3 BrF2 + + BrF4 -

2 IF5 IF4+ + IF6

-

aunque los hay no interhalogenadosvariablemente:

2 Cl3PO Cl2PO+ + Cl4PO-

Disolventes no ionizados, fuertemente solvatantes: Solvatan cationes fuertemente empleando átomos de O2, cargados

negativamente. Muestran variaciones en los punto de ebullición y en las .

El SO2 tiene una capacidad receptora muy grande y solvata aniones y otras bases Lewis de modo efectivo.

Ejemplos de disolventes no protónicos:

Acetonitrilo CH3CN ; Dimetilformamida DMF Dimetilsulfóxido DMSO ; Tetrahidrofurano THF ; SO2

3. Líquidos no disociados, no polares o muy débilmente polares

Son liquidos que no solvatan fuertemente debido a su baja polaridad, pequeñas y débil poder donador; no son muy fuertes, excepto para otras sustancias apolares:

Ej. CCl4 y los hidrocarburos.

4. Sales fundidasSon un tipo extremo de disolventes autoionizantes no protónicos. En ellos, los iones predominan sobre las moléculas neutras.Ej. Haluros y nitratos metálicos alcalinos

Haluros fundidos de Zn, Sn y Hg, contienen muchas moléculas y iones.

El LiNO3, NaNO3 y KNO3 tienen 160ºC de punto de fusión, que son bajos

AMONIACO (NH3)Es líquido a – 33,3 ºC

pequeña igual a 22 (- 33,3ºC)

No puede disolver al CO32-, SO4

2-, PO42-

Forma amino complejos estables con los iones Ni2+, Cu2+, Zn2+, etc.• Ni2+ + NH3 [Ni(NH3)4]2+

• Ag+ + 2NH3 [Ag(NH3)2]1+

El KI y KSCN son completamente solubles con NH3

Rxs de precipitación:• AgCl + KNO3 KCl + AgNO3 medio amoniacal

Se autoioniza como el agua:• 2NH3(l) NH4

+ + NH2-

Rxs de neutralización:• NH4I + KNH2 KI + 2NH3

Rxa con todos los ácidos:• HNO3 + NH3 NH4

+ + NO3-

• Gran capacidad para disolver metales especialmente los alcalinos, que al ionizarse da electrones solvatados.

Na(s) + NH3(l) Na+ [e(NH3)x] Donde e , x indica la presencia de electrones solvatados no

apareados y paramagnetiscoLas soluciones en amoniaco de color azul es consecuencia de un

pico de absorción de 1500 nm.

Estas reacciones sirven para la preparación de compuestos llamados “electruros metálicos” que son altamente reductores.

PREGUNTA: Establecer las reacciones de electruros para el Na y el Li, y ampliar su comportamiento en medio amoniacal.

AMONIACO (NH3)(l)

Acido Fluorhidrico HF• Posee una similar al agua 83,6 a °C• Eficaz disolvente de sustancias iónicas:

LiF + HF Li+ + HF2-

• Por autoionización: 3 HF H2F + + HF2-

se comporta como un ácido muy fuerte.• Algunos compuestos inorgánicos y orgánicos son

miscibles con el HF en cualquier proporción. Ej.SbF5 + HF H+ + SbF6

-

• Tiene muchas aplicaciones en procesos de oxidación anódica (electroquímica) para producir compuestos orgánicos fluorados.

Fuerza de ácidos complejos• La fuerza de los Acd coordinado (acuo) suelen aumentar con la

carga + creciente del Ión M central y con el Ri decreciente; las excepciones suele deberse a los efectos del enlace covalente. Ej.

[Fe(OH2)6]2+ < [Fe(OH2)6]3+ < [Al(OH2)6]2+ [Hg(OH2)]2+

El Acd más débil es el complejo Fe2+ debido a su Ri relativamente grande y a su baja carga.

Fe3+ incrementa la fuerza del Acd, mientras que la mayor acidez del Al3+ puede explicarse por su R más pequeño.

El ión Hg2+, refleja falla de un modelo iónico, porque en el complejo hay una gran transferencia de carga + al O2, como resultado del enlace covalente.

Idem, S. & A, pag, 119

SISTEMAS ACIDO-BASE “Los sistemas àcido / base, es el resultado de un intento de clasificar las

reacciones química…”. Demitras, pag 218.

“Estas clasisficaciones consideran estructura, propiedades y reacciones”

Asì podemos encontrar sistemas:

a) Arrhenius; que considera protones y grupos hidroxilos en soluciones acuosas.

b) Bronsten Lowry; de los àcidos y bases conjugadas.

c) G. Lewis; que diferencia las bases de los àcidos por la donaciòn y aceptacoión del par de e- respectivamente.

d) Pearson; distingue los ácidos y bases por la dureza y blandura de formar los compuestos.

e) Lux-Flood; usa el comportamiento del ion óxido de ser donado y aceptado.

Ácido: Sustancia que, en disolución acuosa, da H+

HCl H+ (aq) + Cl (aq)

Base: Sustancia que, en disolución

acuosa, da OH

NaOH Na+ (aq) + OH (aq)

1. Arrhenius (1883)

August Arrhenius(1859-1927)

Limitaciones:Limitaciones:* Se limita a disoluciones acuosas.• Ante sustancias con propiedades básicas que no contienen iones hidroxilo (p.ej.: NH3 líquido)

2.- Brønsted-Lowry (1923)

Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder protones, H+

Base: Especie que tiene tendencia a aceptar protones, H+

NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH (aq)

* Ya no se limita a disoluciones acuosas* Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3

Ventajas

CH3COOH (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + CH3COO (aq)

Ácido 2 Base 1 Base 2Ácido 1

Transferenciaprotónica

Par ácido-base conjugado

Sustancia anfótera(puede actuar comoácido o como base)

Brönsted-Lowry

Base conjugada: especie que se forma cuando el ácido dona su protón ( H + ).

Ácido conjugado: especie que se forma cuando la base acepta el protón ( H + ).

Ej. HCl(ac) + NH3(ac) Cl–(ac) + NH4

+(ac)

Ácido 2 Base 1 Base 2 Acido 1

Conjugada Conjugado

Nicolaus Brønsted(1879-1947)

Martin Lowry(1874-1936)

3. LEWIS (1923)

Ácido: Especie que puede aceptar pares de electrones. Aceptor

Base: Especie que puede ceder pares de electrones. Donador

a. Para que una sustancia acepte un H+ debe poseer un parde electrones no compartidos,

H+ + :N H

H

H

N H

H

H

H

+

forma un enlace covalente.

b) Formación de iones complejos: Un ion metálico se enlaza a

pares de electrones donadores: H2O , NH3 y el ion CN – .

Cr3+ + 6 H2O => Cr(H2O)6+ (fase gaseosa y no coordinados

H N:H

H+ B F

F

F

H NH

H

B F

F

F

base ácido

Gilbert Lewis(1875-1946)

Según la rapidez de la reacción,

Un donador de pares de electrones se llama nucléofiloUn aceptor de pares de electrones electrófilo

Un octeto incompleto puede completar si aAcepta un par de electrones sin compartir

Rx de LEWIS

UNA MOLECULA CON UN OCTETO INCOMPLETOSE COMPLETA SI ACEPTA UN PAR DE LECTRONES

El Trimetil Boro (III), es un ácido de Lewis

Molécula con octeto completo y con expansión de valencia

Pregunta resuelta y propuesta

4. CONCEPTO DE FRANKLIN Y GUTMAMN

• La combinación del catión y del anión que provienen de una autoionización, forman un solvente de neutralizacion;

• SOCl2 < = > SO2+ + 2 Cl- (1) acido• [ (CH3)4N ] 2SO3 <=> [ (CH3) 4N ] 2

2+ + SO3 2- (2)

base

[(CH3)4N] 2Cl2 + 2 SO2 Sal (solv. Neutr)

5. LUX-FLOOD

• Muchas veces se usan diferentes óxidos como disolventes a altas temperaturas.

• Las rx ácido base, se presentan como: Base <==> O2- + ácido

Ej. CaO + SiO2 ==> CaSiO3

6. PEARSON Acidos y Bases Duros y Blandos (ABDB)

• Explica la estabilidad de los complejos a partir de interacciones blando duro. Los ácidos duros con base dura; los ácidos blandos con las bases blandas.

Li I + Cs F => Li F + Cs I H =-138 kJ/mol Donde: Li Duro I Blando

Cs Blando F Duro

MEDIDA DE LA DUREZA = (I – A) / 2Donde I, A se encuentra en eV. La Blandura, es la inversa de

DurosAcidos H+, Li+, Na+, K+

Be2+, Mg2+, Ca2+Cr2+, Cr3+, Al2+

SO3, BF3

Bases F-, OH+, H2O, NH3

CO32-, NO3

-, O3-

SO42-, PO4

2-, ClO4-

Clasificación según la dureza y blandura

Los ácidos duros se enlazan siguiendo el orden

I < Br < Cl < F Los ácidos blandos se enlazan a la inversa

Idem, S & A, pag., 133

 1. Identifique el ácido de Bronsted, Lowry y su base conjugada de las siguientes rxs..: a) HSO4

-(ac) + OH-(ac) H2O(l) + SO42- (Ac)

b) PO43- (Ac + H2O(l) HPO4

2- (ac) + OH-(ac)

2. Los minerales comunes del Niquel y Cobre son sulfuros; en contraste el Alumnio se obtiene de óxido y el Calcio del carbonato. ¿Puede explicarse estas observaciones en términos de la dureza?

1. Completar las reacciones:a) HF + H2O =b) CaO + SiO2 =c) BCl3 + NH3 =

Luego, para a), b) y c), mencionar - Concepto de ácido- Cuál es ácido y la base correspondiente.Mencionar el producto

PROPUESTAS

TABLA DE POTENCIALES DE REDUCCION

TRANSFERENCIA DE ELECTRONES ENTREESPECIES QUÍMICAS

Si existe condiciones de equilibrio

Reductor: cede electrones :se oxida

Oxidante: acepta electrones : se reduce

OXIDACIÓN / REDUCCIÓN

G= 0

Reductor: Agente reductores : Al = Al3+ + 3e- Oxidante: agente oxidante: Cr6+ + 4e- = Cr2+

REACCION REDOX

USO DE G° Rx de red

POR CONVENIO

2H+(aq) + 2e- H2(g)Go= 0

p(H2)= 1 atm pH = 0 (1M)

Por la relación con esta semi rx (electrodo de H2) se construye la Tabla.

POR CONVENIO

2H+(aq) + 2e- H2(g)Go= 0

p(H2)= 1 atm pH = 0 (1M)

Por la relación con esta semi rx (electrodo de H2) se construye la Tabla.

APLICACIÓN EN SEMI Rxs

E° > 0 y G=- nFEº < 0 ; LA Rx ES ESPONTÁNEA

Relación de G y E: G° = -nFE°; n = N° elects : F = 96 500 C

Otras Rxs de media celda• Reacción de Reducción del Fe3+ y Oxidación del

Sn2+: Rxs de media celdaCátodo: Fe3+ + e- Fe2+ 0.771 VAnodo: Sn2+ Sn4+ + 2e- - 0,15 V Rx Celda: 2Fe3+ + Sn2+ 2 Fe2+ + Sn4+

1, 542 + (- 0,15) = 1,542 - 0,15 = 1,392 VEl valor positivo, indica n que la rx de celda se

produce espontáneamenteEl que más se oxida es el que tiene mayor valor

positivo,

• 2) Oxidación de iones yoduro mediante el peróxido de hidrógeno(a) I- I2

(b) H2O2 H2O : Balance rx ½ celda:

a) 2I- I2 + 2e- -0,62 V

b) 2H+ + H2O2 + 2e- 2 H2O 1,763 V

Sumando las rx 2H+ + H2O2 + 2 I- I2 + 2 H2O 1,143 V

La rx procede espontáneamente, por la reacción oxidante del peróxido.

• Los potenciales estandar pueden expresarse para varios compuestos de un mismo elemento en forma lineal y descendente a su estado de oxidación.

• Estos diagramas pueden resolverse para compuestos distantes por medio de semireacciones y en forma de suma de momentos de su E° y N.O.

DIAGRAMA DE LATIMER

DIAGRAMA DE LATIMER DESDE REACCIONES DE MEDIA CELDA

Preguntas: a) Identificar el medio ácido o básico de la Rx.b) Establecer los N.O. del V.c) En los Pares de compuestos identificar los cambios de signos d) Comprobar que el par V(OH)4+ / Vº , posee Eº = - 0,254 V. e) Realizar el Diagrama de Frost en medio ácido

PARA EL CLORO DIAGRAMA DE LATIMERa) Medio ACIDO

¿ Expresar la rx de media celda del par Cl7+ / Cl5+ ?

b) Medio BASICO

Demostrar que el par ClO-/Cl-1 es igual a 0,89 V; por medio de reacciones de media celda de los pares Cl+ / Clº y del Clº /Cl-.

CALCULOS DIAGRAMA DE LATIMER

FORMA GENERAL DE LA EXPRESIONDE LATIMER

En la serie del Cl2, en medio ácido

1)

2)

n ; # e- intercambiables

DESPROPORCION, DISMUTACION

Medio ácido

ES OTRA FORMA DE PRESENTAR LOS POTENCIALES DE REDUCCIÓN, PARA VARIOS ESTADOS DE OXIDACIÓN DE UN ELEMENTO.

REPRESENTAN nE FRENTE AL ESTADO DE OXIDACIÓN N, DONDE E ES EL POTENCIAL DE REDUCCIÓN DEL PAR X(N)/X(0), Y n ES EL NÚMERO DE ELECTRONES INTERCAMBIADOS EN LA CONVERSIÓN DE X(N) A X(0)

ES OTRA FORMA DE PRESENTAR LOS POTENCIALES DE REDUCCIÓN, PARA VARIOS ESTADOS DE OXIDACIÓN DE UN ELEMENTO,EVALUANDO EN QUE CONDICIONES PROCEDEN.

REPRESENTAN Ne° FRENTE AL ESTADO DE OXIDACIÓN N, DONDE E ES EL POTENCIAL DE REDUCCIÓN DEL PAR X(N)/X(0); Y n ES EL NÚMERO DE ELECTRONES INTERCAMBIADOS EN LA CONVERSIÓN DE X(N) A X(0)

DIAGRAMA DE FROST

DIAGRAMA DE FROST

+ESTABLE < E°

DESPROPORCION EN EL DIAGRAMA DE FROST

n : n° DE ELECTRONES INTERCAMBIABLESN : ESTADO DE OXIDACIÓN nE° ; Equivalente Voltio del par, X(N)/X(0)

DIAGRAMA DE FROST

DIAGRAMA DE FROST PARA MEDIO ACIDO Y BASICO

Diagrama de Pourbaix

• Este diagrama examina los compuestos como los que se presentan en el diagrama de Latimer, como las condiciones en que se presentan según el voltaje y el pH del medio.

• Pueden por tanto presentarse uniformidad o bajo pendiente equilibrio según sea su Estado de Oxidación.

Diagrama de Pourbaix

        Permite visualizar cómo la temperatura y composición de una atmósfera gaseosa afecta la estabilidad de óxidos metálicos a presión constante. Es una gráfica del cambio de energía libre asociada a las reacciones de oxidación de los metales de interés en ingeniería en función de la temperatura

DIAGRAMA DE ELLINGHAM

DIAGRAMA DE ELLINGHAN ( G VS ºT )

ºT

G

>0

<0 E + F <=> EF

C + D <=> CD

A + B <=> AB

b)      Hallar las reacciones de desproporción en ambos medios.

EJEMPLO S

Solucion: a) X = 0,34 v

Especie Estado de oxidación

Equivalente voltio

Cu0 0 0

Cu+1 1 0.52

Cu+2 2 0.67

b) Rxs de Desproporción:

MEDIO ACIDO

2Cu+ <=> Cu2+ + Cu0

Especie Estado de oxidación

Equivalente voltio

Cu0 0 0,83

Cu2O 1 0.47=-0,36 + 0,83

Cu(OH)22 1,22 = *

MEDIO BASICO

* 2((-0,08 x 1e + (-0,36 x 1e)) + 0,83) 2

Propuesta

a) Calcular por método de la media celda los potenciales A, B y C del siguiente diagrama de Latimer, en medio acido.

A MnO4

--- 0,56 -- MnO42- --2,26 -- MnO2 -- 0,95 -- Mn3+---1,51---

Mn2+-- -1,18 -- Mn 

B C

Eo(V) nEo (V)MnO4

- + e- MnO42- 0,56 0,56

MnO42- + 4H+ + 2e- MnO2 + 2H2O 2,26 4,52

---------------------------------------------------------- ------ -------MnO4

- + 4H+ + 3e- MnO2 + 2H2O 1,70 5,08 / 3

Cálculo de A

Por el procedimiento de sumatorio de momentos / # e- intercambiables: E° = 0,56 (1e-) + 2,26 (2e-) + 0,95 (e-) + 1,51 (1e-) / 5 = 1,51 V

Cálculo de B

ESPECIE V E.O E.V. (*) Mn 0 0 Mn2+ -1,18 2 -2,36 Mn3+ 1,51 3 -0,85 MnO2 0,95 4 0,1 MnO4

2- 2,26 6 4,62 Mn04

- 0,56 7 5,18

DIAGRAMA DE FROST

Se grafica E.O vs E.V. y uniéndose las especies más estables se localiza la dismutación.

El MnO42- es la sustancia inestable, forma las

especies MnO2 .y MNO4-

Diagrama de FROST para determinar compuestos que dismutan (desproporción)

4H+ + 3MnO42- => MnO2(s) + 2MnO4

- + 2H2O

Frost del Mn bajocondiciones ácidas

2H2O + 2Mn3+ => Mn2+ + MnO2(s) + 4H+

Demostrar la desproporción, con rxs de media celda

Propuesta: 1) A continuación algunos potenciales de reducción en medio ácido

Hg2+2 + 2e- 2 Hgo 0,796 V.

2Hg+2 + 2e- Hg2+2 0,911 V.

Hg+2 + 2e- Hgo 0,85 V.

También, las reacciones en medio básico: 2 Hgo Hg2

+2 + 2e- - 1,5 V. Hg2

+2 2Hg+2 + 2e- 0,2 V. Hgo Hg+2 + 2e- - 0,67 V.

Para ambos casos.

a) Justificar las reacciones.b) Realizar el diagrama de Latimer. Indicar observaciones c) Muestre el diagrama de Frost, e indicar particularidades (EV, N.O. Estabilidad, Medios, Pares)d) Identifique la(s) sustancia(s) que dismuta(n) por reacciones de media celda.

* El disolvente CH3CN con €=36,2 sirve para disolver el KCl ??

PREGUNTA RESUELTA Y PROPUESTA

Ejercicios Propuesto y desarrollado

1)

2)

2) H2PO2- P4 PH3

a) Balancear carga del P (P7+ a Pº) y los átomos:

H2PO2- + 8H+ + 7e- P4 + 8 H2O -2,05 -14,35

b) Neutralizar carga de H+ con OH-

H2PO2- + 8H+ + 8OH- + 7e- P4 + 8 H2O + 8OH-

Se forma 8H2O

H2PO2- + 8H2O + 7e- P4 + 8 H2O + 8 OH-

c) Queda:

H2PO2- + 7e- P4 + 8OH- -2,05 -

14,35d) Igualmente con Pº a P3+

P4 + 12 H+ + 12OH- + 12 e- PH3 + 12 OH-

e) Se forma 12 H2O y queda:

P4 + 12 H2O + 12 e- PH3 + 12 OH- -0894 -10,68

f) Sumando c) y e) Se obtiene la Eº de X pedido: -1,31º V

Eº nEº

En Medio Básico: