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Fundamentos de Reacciones Redox y Celdas Electroquímicas: Conceptos Clave

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Indicadores Químicos

Considerada. Algunos muy conocidos son:

  • Amarillo de metilo: Vira a pH ácido en el intervalo de pH 2-4, de rojo a amarillo.
  • Tornasol: Vira desde un pH 6 a 8, transformando disoluciones rojas en azules.
  • Azul de bromotimol: Su intervalo de viraje está en torno a la neutralidad, entre pH 6-7,6, pasando de amarillo a azul.
  • Fenolftaleína: Vira a pH alcalinos, desde un pH 8 hasta un pH 10, transformando disoluciones incoloras en disoluciones con colores rosados o violetas.

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Reacciones Redox: Conceptos, Aplicaciones y Procesos Industriales

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Reacciones Redox

Números de Oxidación

  • Elementos sin combinar: 0
  • Alcalinos (IA): +1
  • Alcalinotérreos (IIA): +2
  • H + Metal: -1
  • H + No metal: +1
  • Óxido: -2
  • Peróxido (H2O2, Na2O2, BaO2, CaO2, Li2O2): -1
  • Oxácidos (HClO, HClO2, HClO3, HClO4, H2SO2, H2SO3, HNO2, HNO3, H2CO3, H2MnO4): Se calcula según los elementos que lo componen.

Agentes Oxidantes y Reductores

  • Agente oxidante: Se reduce, es decir, gana electrones.
  • Agente reductor: Se oxida, es decir, cede electrones.

La Pila Daniell

Funcionamiento de la Celda con Seguir leyendo “Reacciones Redox: Conceptos, Aplicaciones y Procesos Industriales” »

Principios de Óxido-Reducción y Aplicaciones Electrolíticas

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Conceptos Fundamentales de Óxido-Reducción (Redox)

Número de Oxidación (N°Ox):

  • Elementos sin combinar: 0
  • Alcalinos (IA): +1
  • Alcalinotérreos (IIA): +2
  • Hidrógeno con metal (H+metal): -1
  • Hidrógeno con no metal (H+no metal): +1
  • Óxido: -2
  • Peróxido (H2O2, Na2O2, BaO2, CaO2, Li2O2): -1

Ejemplos de Oxácidos: HClO, HClO2, HClO3, HClO4, H2SO2, H2SO3, HNO2, HNO3, H2CO3, H2MnO4.

Agente Oxidante: Se reduce, es decir, gana electrones.

Agente Reductor: Se oxida, es decir, cede electrones.

Pilas Electroquímicas: Seguir leyendo “Principios de Óxido-Reducción y Aplicaciones Electrolíticas” »

Principios de Redox y Electroquímica

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Par Redox

Un par redox se compone de un reductor (Rd) y su oxidante conjugado (Ox). Ejemplos incluyen Rd1/Ox.c.1 y Rd.c.2/Ox2, formando pares conjugados de oxidación-reducción. Estos pares se representan en dos semirreacciones que, sumadas, dan la reacción redox total.

Número de Oxidación

El número de oxidación, también llamado estado o índice de oxidación, indica la cantidad de electrones ganados o perdidos por un átomo.

Reglas para Calcularlo

  1. El número de oxidación de elementos en estado Seguir leyendo “Principios de Redox y Electroquímica” »

Producción de Molibdeno Metálico: Del Concentrado a Lingotes

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Producción de Molibdeno Metálico

Concentrado de Molibdenita

Se utiliza como materia prima para la producción de otros productos metalúrgicos como:

  • Ferromolibdeno
  • Silicomolibdeno
  • Trióxido de molibdeno
  • Silicato de calcio y sodio

Hornos de Piso Wedge o Herreschof

Son usados para tostar el sulfuro de molibdeno a trióxido de molibdeno, un proceso obligatorio, con la siguiente reacción:

MoS2 + 7/2O2 = MoO3 + SO2

Estos hornos tienen pisos circulares revestidos de refractario y provistos de lumbreras de descarga Seguir leyendo “Producción de Molibdeno Metálico: Del Concentrado a Lingotes” »

Reacciones de Oxidación-Reducción: Conceptos Fundamentales y Aplicaciones

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Evolución del Concepto de Oxidación-Reducción

Definición Inicial

Oxidación: Proceso en el cual una especie química gana oxígeno.

Reducción: Proceso en el cual una especie química pierde oxígeno.

Estos procesos son simultáneos: una oxidación conlleva una reducción, y viceversa.

Definición en Términos de Electrones

Oxidación: Proceso en el cual una especie química pierde electrones.

Reducción: Proceso en el cual una especie química gana electrones.

Definición Más Amplia

Toda reacción Seguir leyendo “Reacciones de Oxidación-Reducción: Conceptos Fundamentales y Aplicaciones” »

Procesos de Reducción y Oxidación en Química

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Ion de un metal se reduce en solución que tiene iones de otro

  1. Potencial de reducción debe ser mayor al de oxidación
  2. Cu2+ + 2e = Cu0-> Reduce Fe = Fe2+ + 2e -> Oxida
  3. Cu2+ + Fe = Cu0 + Fe2+
  4. 2Ag+ + 2e = 2Ag0-> Reduce Zn0 = Zn2+ + 2e -> Oxida
  5. 2Ag+ + Zn0 = 2Ag0 + Zn2+

Líneas punteadas

  1. Representan las líneas del área de estabilidad para el agua, sobre la línea superior, el agua tenderá a oxidarse formando O2, por debajo de la inferior se reducirá formando H2

Línea inferior

  1. H+ + e <-> Seguir leyendo “Procesos de Reducción y Oxidación en Química” »