La electroqumica es la rama de la qumica que estudia la conversin entre la energa elctrica y la energa qumicaELECTROQUIMICA

Los procesos electroqumicos son reacciones redox, en las cuales, la energa liberada por una reaccin espontnea se convierte en electricidad o viceversa: la energa elctrica se aprovecha para provocar una reaccin qumica no espontanea

Una reaccin de xido-reduccin (reaccin redox) es una reaccin de transferencia de electrones. Los electrones son transferidos desde la especie que se oxida, llamada reductor (porque al oxidarse reduce a otra especie y aumenta su nmero de oxidacin), a la especie que se reduce, llamada oxidante (porque al reducirse oxida otra especie y disminuye su nmero de oxidacin).

Cuando una de estas sustancias se disuelve en agua , se disocian en partculas con carga elctrica (positiva o negativa) llamadas iones y a la disociacin en iones se la denomina ionizacin. As un ion se define como tomo o grupo de tomos con carga elctrica. Un tomo que pierde un electrn forma un ion de carga positiva, llamado catin; un tomo que gana un electrn forma un ion de carga negativa, llamado anin.Electroqumicamesa7porfin.blogspot.com

Que es el Nmero de Oxidacin:

La carga que parecera poseer un tomo en una molcula (o compuesto inico) si los electrones de enlace fueran contabilizados segn ciertas reglas: los pares de electrones en un enlace entre dos tomos distintos se cuentan con el elemento ms electronegativo, y entre dos tomos idnticos se reparten equitativamente.Ejemplo: Nmeros de oxidacin de todos los tomos en HCO3-?

1.-Los elementos libres (estado sin combinar) tienen un nmero de oxidacin igual a cero. Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0

2.-En iones monatmicos, el nmero de oxidacin es igual a la carga en el ion.Li+, Li = +1; Fe3+, Fe = +3; O2-, O = -2

3.-El nmero de oxidacin del oxgeno es generalmente 2, excepto en perxidos, en que es 1. Ejemplos: perxido de hidrgeno o agua oxigenada, H2O2 o sus sales O22-

4.-El nmero de oxidacin del hidrgeno es +1. excepto cuando se enlaza a los metales en compuestos binarios. En estos casos, su nmero de oxidacin es 1.

5.-Los metales del grupo IA son +1, los metales de IIA son +2 y el flor es siempre 1

6.-La suma de los nmeros de oxidacin de todos los tomos en una molcula o un ion es igual a la carga en la molcula o el ion.

Semi-reaccin de Oxidacin (entrega e-)Semi-reaccin de Reduccin (acepta e-)002+2-Las reacciones redox pueden dividirse en dos semirreacciones, una de oxidacin y otra de reduccin

Ajuste de reacciones redox: mtodo del in-electrn

Etapas para ajustar una ecuacin redox por este mtodo:

Escribir la ecuacin sin balancear Identificar el oxidante y el reductor Escribir las correspondientes semirreacciones sin ajustar y sin considerar de momento los electrones involucrados. Ajustar en cada semirreaccin todos los elementos de manera que aparezca el mismo nmero de electrones en ambas. Se suman las dos semirreacciones, cancelndose los electrones y obtenindose la reaccin neta ajustada.

Balances redox en forma inicaEscribir la ecuacin sin balancear en forma inica. Como se balancea una reaccin en la que se oxida el Fe2+ a Fe3+ mediante Cr2O72- en una solucin cida?Separar la ecuacin en dos semireacciones.Oxidacin:Reduccin:Balancear por inspeccin todos los elementos que no sean ni oxgeno ni hidrgeno en las dos semireacciones.

Para reacciones en medio cido, agregar H2O para balancear los tomos de O y H+ para balancear los tomos de H.Agregar electrones en el lado apropiado de cada una de las semireacciones para balancear las cargas.Si es necesario, igualar el nmero de electrones en las dos semireacciones multiplicando cada una de las reacciones por un coeficiente apropiado.

Unir el lado izquierdo de una semireaccin con el lado izquierdo de la otra y el derecho con el derecho y eliminar lo que sea posible. El nmero de electrones en ambas partes debe cancelarse.Oxidacin:Reduccin:Verificar que el nmero de tomos y las cargas estn balanceadas.14x1 2 + 6x2 = 24 = 6x3 + 2x3Para reacciones en solucin bsica, agregar (OH)- en ambos lados de la ecuacin por cada H+ que aparezca en la ecuacin.14H+ + 14OH- + Cr2O72- + 6Fe2+ 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O + 14OH-14H2O + Cr2O72- + 6Fe2+ 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O + 14OH-7H2O + Cr2O72- + 6Fe2+ 6Fe3+ + 2Cr3+ + 14OH-

Celdas electroqumicas, galvnicas o voltaicas La diferencia de potencial elctrico entre el nodo y el ctodo se llama: -Voltaje de la celda-Fuerza electromotriz (fem) o-Potencial de la celda

Las celdas electroqumicas se clasifican en:

Celdas electrolticas: Cuando la energa elctrica procedente de una fuente externa hace que tenga lugar una reaccin qumica no espontnea.Celdas galvnicas o voltaicas: En las que la energa que se libera en una reaccin redox espontnea se puede usar, para realizar un trabajo elctrico.

Comparacin entre una celda voltaica y una celda electroltica

Celdas o pilas galvnicas o voltaicas

Pila de DaniellEl funcionamiento de la celda se basa en el principio de que la oxidacin de Zn a Zn2+ y la reduccin de Cu2+ a Cu se pueden llevar a cabo simultneamente siempre que se realicen en recipientes separados. La transferencia de electrones se realiza a travs de un alambre conductor externo. Las barras de Zn y de Cu son los electrodos y se conectan mediante un cable. Se puede intercalar un voltmetro en el circuito para medir la diferencia de potencial entre los dos electrodos.

Una hemicelda es un electrodo sumergido en solucin de sus iones.Las reacciones que ocurren en los electrodos, o reacciones de hemiceldas son:

nodo: (electrodo de Zn) Zn(s) Zn2+(ac) + 2e-

Ctodo: (electrodo de Cu) Cu2+(ac) + 2e- Cu(s)

Reaccin global: Zn(s) +Cu2+ (ac) Zn2+ (ac)+Cu(s)

Con el funcionamiento de la celda, a medida que el Zn se oxida, el electrodo de Zn pierde masa y la [Zn2+] en la solucin aumenta.El electrodo de Cu gana masa y la solucin de Cu2+ se hace menos concentrada a medida que los iones Cu2+ se reducen a Cu (s).En la pila de Daniell, los electrodos son los metales que participan en la reaccin (son electrodos activos).

Al funcionar la celda, la oxidacin del Zn introduce iones Zn2+ adicionales al compartimiento del nodo y la reduccin de Cu2+, deja un exceso de carga negativa en la solucin de ese compartimiento. La neutralidad elctrica se conserva colocando un dispositivo llamado puente salino que permite la migracin de iones. El puente salino es un tubo en U que contiene una solucin concentrada de un electrolito fuerte como KCl (ac) o NaNO3 (ac) incorporado en un gel (agar- agar) para que la solucin del electrolito no escurra cuando se invierta el tubo.

El catin y el anin que se emplean en un puente salino deben ser aproximadamente del mismo tamao y tener una carga de la misma magnitud para que se desplacen a la misma velocidad. Los iones del electrolito del puente salino deben ser inertes respecto a las soluciones de las dos medias celdas y respecto a los electrodos.

A medida que se produce la oxidacin y la reduccin en los electrodos los iones del puente salino migran para neutralizar las cargas en los compartimientos de las celdas

El puente salino cumple tres funciones:

Mantiene la neutralidad elctrica en cada hemicelda permitiendo la migracin de los aniones al nodo y de los cationes al ctodo.Cierra el circuito, permitiendo el contacto elctrico entre las dos disolucionesEvita la mezcla de las disoluciones de ambas hemiceldas.

Diagrama de celdaLa notacin convencional para representar una pila es conocida como diagrama de pila o diagrama de celda.Un diagrama de pila representa la disposicin fsica de las especies y la interfase indicndose con una lnea vertical, la interfase metal | solucin; y con dos lneas verticales || el puente salino.El orden es reactivo | producto para cada una de las hemireacciones. Por convencin el nodo se escribe primero, a la izquierda.En nuestro caso de la pila de Daniell, y suponiendo que [Zn2+] y [Cu2+] son 1M; se representa: Zn (s) |Zn2+ (1M) || Cu2+ (1M) | Cu (s)

Potencial estndar de celdaEl potencial estndar de celda (E0) es el voltaje asociado con una celda cuando todo los solutos se encuentran a 1 M y todos los gases estn a 1 atm. Es siempre positivo y corresponde a la diferencia de potenciales del ctodo (semireaccin de reduccin) menos el potencial del nodo (semireaccin de oxidacin)Eo celda = = Eo(ctodo) Eo(nodo)

POTENCIALES ESTNDARPara evaluar los potenciales de las semirreaciones, se adoptan condiciones estndar de reactivos y productos y se comparan con el potencial estndar del electrodo normal de hidrgeno al que se atribuye el valor de 0,00 voltiosTodos los potenciales se refieren al E.N.H.Las especies disueltas son 1 MLas especies poco solubles son saturantesLos gases estn bajo presin de 1 atmsferaCualquier metal presenta conexin elctricaLos slidos estn en contacto con el electrodo.SURGE AS LA TABLA DE POTENCIALES ESTNDAR DE REDUCCINde las distintas semirreacionesPt platinado

TABLA DE POTENCIALES La tabla permite:1. Comparar la fuerza REDOXde los sistemas (semireacciones) enfrentados: a mayor potencial, mayor poder Oxidante ( menor poder reductor) y viceversa2. Predecir el sentido de la reaccincuando se enfrentan dos sistemasEjemplo : Fe2+ y Ce4+ en medio cidoCe4+ + e- = Ce3+(2)(2) oxida a (1)La reaccin que tiene lugar, sera:Ce4+ + Fe2+ Ce3+ + Fe3+

Es imposible medir el potencial de un solo electrodo, pero arbitrariamente se le ha dado el valor de cero al electrodo de hidrgeno, que se toma como referencia.

El hidrgeno gaseoso se burbujea en una disolucin de cido clorhdrico con un electrodo de platino que proporciona la superficie para que el hidrgeno se disocie y adems sirve como conductor elctrico.Para la reduccin 2H+ + 2e- H2 (1 atm) E0 = 0 Volts

E0 se conoce como potencial estndar de reduccin cuando la concentracin de la solucin es 1M y todos los gases estn a 1 atm de presin. A este electrodo de hidrgeno se llama electrodo estndar de hidrgeno EEH.

www.uclm.es/.../Inorgnica/Tema2/material.htm

INTERPRETACIN Y USO DE LAS TABLAS DE POTENCIALES ESTNDAR DE REDUCCINPremisa bsicaAl combinar una pareja de electrodos, el de mayor potencial de reduccin acta como ctodo (semirreaccin de reduccin), y el de menor potencial como nodo (semirreaccin de oxidacin).ejemplo: tenemos como datos los potenciales de reduccin de las siguientes parejasNO3-/NO (+0,96 V)Al3+/Al (-1,66 V)semirreaccionesnodo (oxidacin): Al Al3+ + 3 e- Ctodo (reduccin): NO3- + 4 H+ + 3 e- NO + 2 H2O f.e.m. de la pilaEpila = Ered-ctodo + Eoxid-nodo = 0,96 + 1,66 = 2,62 V

A mayor valor de potencial de reduccin estndar de un electrodo mayor es la tendencia a reducirse y por tanto mayor es su poder oxidante.El electrodo MnO4-/MnO2 (+1,67 V) es ms oxidante que el electrodo Cr2O72-/Cr3+ (1,33 V).A menor valor de potencial de reduccin estndar de un electrodo mayor es la tendencia a oxidarse y por tanto mayor es su poder reductor.El electrodo Li+/Li (-3,05 V) es ms reductor que el electrodo Zn2+/Zn (-0,76).ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES REDOXSabemos que si G < 0 el proceso es espontneo. se puede relacionar G y E de forma que G = - n E FSi Ereaccin > 0 G < 0 reaccin espontneaSi Ereaccin < 0 G > 0 no es espontneapor tanto

El sentido en que ocurrir la reaccin depende de la tendencias relativas de cada especie a ceder o aceptar electrones. Eo = 0 Volt

La corriente elctrica fluye del nodo al ctodo y nos indica el sentido de la reaccin qumica.La corriente fluye desde el electrodo de hidrgeno (nodo) al metlico (ctodo) en el caso del cobre. En cambio, en el caso del zinc el flujo es hacia el electrodo de hidrgeno (ctodo). Esto indica que el zinc tiene mayor tendencia a pasar al estado oxidado que el cobre.

A 298 KUsando logaritmo decimal:

E(Fe+3/Fe+2)= 0.77vE(Ag+/Ag) = 0.80vceldaselectroquimicas09.blogspot.com/2009_05_...

RESUMEN DE LA ECUACIN DE NERNST*Los valores de E siempre estn referidos a condiciones estandar.*Esto presupone que la concentracin de la especie activa o de cualquier otra involucrada en la reaccin electroqumica sea 1 M.*Si la concentracin es diferente, el potencial cambia.*Los cambios del potencial con la concentracin se expresan por medio de la ecuacin de NERST

Dependencia del potencial con la concentracinEjemplos1 Calcular el potencial de un electrodo dePt, inmerso en una disolucin 0.1 M en Sn4+Y 0.01 M en Sn2+2 Calcular el potencial de otroelectrodo de Pt en un medio deHCl (pH=0.00), Cr2O72- O.05 M yCr3+ 1.5 M.solucinsolucinwww.uniovi.es/QFAnalitica/trans/...2.../volumetrias-redox05-06.ppt

Relacin potencial-concentracinTericamente es posible usar la relacin de Nerst para determinar concentracionesEl ejemplo ms claro es la relacin entre el potencial de un electrodo inmersoEn una disolucin que contiene iones del mismo:EjemploQu concentracin de Ag+ existe bajo unpotencial de +0.692 V vs E.NH.?En cualquier caso, los mtodos potenciomtricos se usan preferentemente como indicadores de cambio de concentracin mas que como mtodos absolutos de medir concentraciones.

Este electrodo se puede utilizar para medir los potenciales de otros electrodos.Por ejemplo, para medir el potencial de electrodo del Zn se mide el potencial de la celda

Zn (s) | Zn2+ (1M) || H+ (1M), H2 (1 atm) | PtQue da: E0celda = E0 Zn + E0H+ 0.76 V = E0Zn + 0

por lo tanto: E0Zn / Zn2+ = 0.76 V y para la oxidacin de Zn, el potencial de electrodo de reduccin ser el mismo pero con signo cambiado E0 Zn2+ / Zn = -0.76 v

Entonces E0 celda = E0 ctodo E0 nodobooks.google.es/books?isbn=8429175202

Cuando la fem o potencial estndar de la celda es positivo indica que la reaccin redox en ese sentido es espontnea. Si la fem es negativa, la reaccin es espontnea en la direccin opuesta. Un E0 celda negativo no significa que la reaccin no ocurra sino que cuando se alcanza el equilibrio, estar desplazado hacia la izquierda.

Para calcular el potencial cuando la concentracin de la solucin de la semicelda no es 1 M, se usa la ecuacin de Nernst:

E = Eo + 0.0592 log [reduce] n [Oxida]

Eo = potencial de la semi celda de reduccin (tablas)n = nmero de electrones transferidos

Ejercicios:Calcule el potencial estndar de la siguiente celda galvnicaa) Mg /Mg+2 // H+/ H2 /Pt . dibjela indicando el nodo, el ctodo y signo de los electrodos.b) Zn /Zn+2 // Cl-/ Cl2 /Pt, dibuje la celda indicando el nodo, el ctodo y signo de los electrodosc) Simbolice la celda galvnica de acuerdo a las siguientes reacciones Ca +2H+ Ca2+ + H2 Cu +Ag+ Cu2+ + Ag

ELECTROLISISLa electrolisis es la descomposicin de una sustancia o solucin electroltica por medio de la corriente elctrica. La energa elctrica induce una reaccin qumica que no es espontnea y se lleva a cabo en una celda electroltica. La electrlisis se puede realizar por va seca y por va hmeda.

ELECTRLISIS POR VA SECA: electrlisis del NaCl fundidoEn estos casos la electrlisis se realiza en ausencia de agua, se trabaja con electrolitos anhidros y para realizar la electrolisis es necesario fundir el electrolito.

2 NaCl () 2Na () +Cl2 (g)(-) Ctodo: 2Na+ () +2e- 2 Na ()(+) nodo: 2Cl- () Cl2 (g) + 2e-Global: 2Na+ () + 2Cl- () 2 Na () + Cl2 (g)

ELECTROLISIS POR VA HMEDA:En este caso la electrolisis se realiza para electrolitos disueltos en agua, es decir son procesos electrolticos que tienen lugar en disolucin acuosa.Cuando se usa una solucin acuosa en una celda electroltica, debemos considerar si es el agua o el soluto el que se va a oxidar o reducir en los electrodos. Depender de los valores de Ered.El agua se puede oxidar para formar oxigeno o reducirse para formar hidrgeno. Electrlisis del Agua Cuando el anin de la disolucin es muy difcil de oxidar (el SO42- de H2SO4), se oxidan las molculas de agua, formando oxigeno e hidrogeno. Un anin de difcil descarga da lugar a la oxidacin del agua en el nodo

ELECTROLISIS. LEYES DE FARADAYLa electrolisis tiene lugar en las cubas electrolticas.que son Recipientes que contienen un electrolito con dos electrodos: nodo y ctodo. Los electrodos se conectan a una fuente de corriente continua; el nodo es el polo positivo y el ctodo el negativo .como sabemos en ellasSe transforma energa elctrica en energa qumica. o seaProceso inverso al que se da en una clula, celda o pila galvnica. esquema

el estudio cuantitativo de la electrolisis se debe a Faradayquien dedujoPrimera Ley: la cantidad de sustancia que se oxida o se reduce en un electrodo es proporcional a la cantidad de electricidad que la atraviesa (Q).Segunda ley: la cantidad de electricidad necesaria (Q) para liberar un equivalente de cualquier sustancia es de 96 500 C, o sea, 1 Faraday (F). combinando ambas leyes obtenemos

teniendo en cuenta que

En la electrlisis del agua, se electroliza una disolucin 0,1M de H2SO4 (los iones H+ y SO42- conducen la electricidad ).En el nodo se pueden oxidar SO42- o H2O. Observando los valores de los potenciales se deduce que lo har el agua. En el ctodo se reducen los H+.nodo: 2H2O () O2 (g) +4H+ (ac) +4e- Ctodo: 2(2H+ (ac) + 2e- H2 (g) Global: 2H2O () O2 (g) + H2 (g) no hay consumo neto de H2SO4E = EC EA = 0 1,23V = -1,23 V H2SO4O2H2Bateria

Electrlisis de una solucin acuosa de NaCl (un catin de difcil descarga da lugar a la reduccin del agua en el ctodo )

Los iones Na+ y Cl- conducen la corriente elctrica. Las reacciones posibles en el ctodo son la reduccin del ion Na+ o del agua:2H2O () +2e- H2 (g) + 2OH- (ac) Ered = -0,826VNa+ (ac) + e- Na (s) Ered = -2,71VLa reduccin es ms favorable para el agua (E ms positivo o menos negativo).En el ctodo de la celda electroltica se produce hidrgeno gaseoso y no sodio metlico.En el nodo, las reacciones posibles son la oxidacin del ion cloruro o del agua.2Cl- (ac) Cl2 (g) + 2e- Eox = -1,36V2H2O () 4H+ (ac) + O2 (g) +4e- Eox = -1,23VEstos potenciales sugieren que el agua se debe oxidar ms fcilmente que el ion cloruro. Sin embargo, el voltaje efectivo que se requiere para una electrlisis es a veces mucho mayor que el voltaje terico basado en los potenciales de electrodo. El voltaje adicional que se requiere para provocar la electrlisis se denomina sobrevoltaje

RC: 2H2O () +2e- H2 (g) + 2OH- (ac)RA: 2Cl- (ac) Cl2 (g) + 2e-RG: 2H2O () + 2Cl- (ac) H2 (g) + Cl2 (g) + 2OH- (ac) E = EC EA = (-0, 83 1, 36) V = -2,19VE< 0 por lo tanto G> 0: reaccin no espontnea Se trata de una celda electrolticaEl sobre voltaje para la formacin de oxigeno es por lo comn suficientemente elevado lo que favorece la oxidacin del cloruro respecto a la oxidacin del agua, por lo que se produce cloro gaseoso en el nodo y no oxgeno .

Obtencin de metales activos medianteelectrlisis de slidosEjemplo: descomposicin de NaClC: 2 Na+ (ac) + 2e- 2Na Ered= -2,71 VReduccin

A: 2 Cl- (ac) Cl2(g) + 2e- Eoxi= -1,36 VOxidacin

2Na+(ac)+ 2Cl-(ac) 2Na+ Cl2(g) E = - 4,07 V

La palabra electrlisis procede de dos radicales:

Electro que hace referencia a electricidad lisis que quiere decir ruptura.

En definitiva lo que ha ocurrido es una reaccin de oxidacin-reduccin, donde la fuente de alimentacin elctrica ha sido la encargada de aportar la energa necesaria

ElectrlisisLa electrlisis es un proceso donde la energa elctrica cambiar a energa qumica. El proceso sucede en un electrlito, una solucin acuosa o sales disueltas que den la posibilidad a los iones de ser transferidos entre dos electrodos. El electrolito es la conexin entre los dos electrodos que tambin estn conectados con una corriente directa.

ELECTRLISIS

Electrlisis y cambios de masaCarga (C) = corriente (A) x tiempo (s)1 mol de e- = 96 500 CUn equivalente electroqumico corresponde a la masa de una substancia que cede o acepta un mol de electrones (1 Faraday) en una reaccin redox.

Electrodepositacin

La electrodepositacin es una tcnica de anlisis, en la que se deposita el metal a analizar por electrlisis y por peso se determina la cantidad de este. La cantidad de metal depositado se rige por la ley de Faraday.

Ley de Faraday.- La masa del producto formado o el reactivo consumido en un electrodo es proporcional a la cantidad de electricidad transferida al electrodo y a la masa molar de la sustancia en cuestin.Por consiguiente; y a manera de ejemplo se dice que:1F reduce un mol de Na+2F reducen un mol de Mg2+3F reducen un mol de Al3+

Experiencia a realizar en el laboratorio.

Se colocan clavos en gel de agar que contiene fenolftalena y ferrocianuro potsico K3[Fe(CN)6].Se produce Fe2+ a medida que se corroe los clavos en los extremos y el doblez. Los iones Fe2+ reaccionan con los iones [Fe(CN)6]3- para formar Fe3[Fe(CN)6]2 (azul intenso). El resto de cada clavo es el ctodo, en el que se reduce H2O a H2 y a iones OH-. Los iones OH vuelven rosada la fenolftalena

Todos los dispositivos de medida de voltaje lo que miden es diferencia de potencial.Estos potenciales son tiles para calcular las constantes de equilibrio en procesos de oxidacin - reduccinElectroqumica

Desde el punto de vista Fisicoqumico los conductores ms importantes son los del tipo electrolticos, es decir los electrolitos; estos se distinguen de los conductores electrnicos, como los metales, por el hecho de que el paso de una corriente elctrica va acompaada por el transporte de materia

Electroqumica

Los electrlitos a su vez se clasifican en:I) Fuertes: Los electrlitos que proporcionan disoluciones altamente conductoras se llaman electrlitos fuertes (como el cido ntrico o el cloruro de sodio).II) Dbiles: Los que producen disoluciones de baja conductividad reciben el nombre de electrlitos dbiles como el cloruro mercurioso (HgCl2) o el cido etanoico (CH3-COOH).Electroquimica

El qumico sueco Arrhenius fue el primero en descubrir que algunas sustancias en disolucin se encuentran en forma de iones y no de molculas, incluso en ausencia de una diferencia de potencial elctrico. Cuando un electrolito se introduce en una disolucin, se disocia parcialmente en iones separados, y que el grado de disociacin depende de la naturaleza del electrolito y de la concentracin de la disolucin. Electroqumica

La constante dielctrica del disolvente es otro factor importante en las propiedades de la disolucin. La ionizacin es mayor en un disolvente como el agua, que tiene una constante dielctrica elevada.Electroqumica

Aplicaciones de la Electroqumica

*Experiencia a realizar en el laboratorio.Se colocan clavos en gel de agar que contiene fenolftaleina y ferrocianuro potsico K3[Fe(CN)6].Se produce Fe2+ a medida que se corroe los clavos en los extremos y el recodo. Los iones Fe2+ reaccionan con los [Fe(CN)6]3- para formar Fe3[Fe(CN)6]2 (azul intenso). El resto de cada clavo es el ctodo, en el que se reduce H2O a H2 y a iones OH-. Los iones OH vuelven rosada la fenolftaleina Experiencia a realizar en el laboratorio.Se colocan clavos en gel de agar que contiene fenolftaleina y ferrocianuro potsico K3[Fe(CN)6].Se produce Fe2+ a medida que se corroe los clavos en los extremos y el recodo. Los iones Fe2+ reaccionan con los [Fe(CN)6]3- para formar Fe3[Fe(CN)6]2 (azul intenso). El resto de cada clavo es el ctodo, en el que se reduce H2O a H2 y a iones OH-. Los iones OH vuelven rosada la fenolftaleina Experiencia a realizar en el laboratorio.Se colocan clavos en gel de agar que contiene fenolftaleina y ferrocianuro potsico K3[Fe(CN)6].Se produce Fe2+ a medida que se corroe los clavos en los extremos y el recodo. Los iones Fe2+ reaccionan con los [Fe(CN)6]3- para formar Fe3[Fe(CN)6]2 (azul intenso). El resto de cada clavo es el ctodo, en el que se reduce H2O a H2 y a iones OH-. Los iones OH vuelven rosada la fenolftaleina Experiencia a realizar en el laboratorio.Se colocan clavos en gel de agar que contiene fenolftaleina y ferrocianuro potsico K3[Fe(CN)6].Se produce Fe2+ a medida que se corroe los clavos en los extremos y el recodo. Los iones Fe2+ reaccionan con los [Fe(CN)6]3- para formar Fe3[Fe(CN)6]2 (azul intenso). El resto de cada clavo es el ctodo, en el que se reduce H2O a H2 y a iones OH-. Los iones OH vuelven rosada la fenolftaleina Experiencia a realizar en el laboratorio.Se colocan clavos en gel de agar que contiene fenolftaleina y ferrocianuro potsico K3[Fe(CN)6].Se produce Fe2+ a medida que se corroe los clavos en los extremos y el recodo. Los iones Fe2+ reaccionan con los [Fe(CN)6]3- para formar Fe3[Fe(CN)6]2 (azul intenso). El resto de cada clavo es el ctodo, en el que se reduce H2O a H2 y a iones OH-. Los iones OH vuelven rosada la fenolftaleina Experiencia a realizar en el laboratorio.Se colocan clavos en gel de agar que contiene fenolftaleina y ferrocianuro potsico K3[Fe(CN)6].Se produce Fe2+ a medida que se corroe los clavos en los extremos y el recodo. Los iones Fe2+ reaccionan con los [Fe(CN)6]3- para formar Fe3[Fe(CN)6]2 (azul intenso). El resto de cada clavo es el ctodo, en el que se reduce H2O a H2 y a iones OH-. Los iones OH vuelven rosada la fenolftaleina Experiencia a realizar en el laboratorio.Se colocan clavos en gel de agar que contiene fenolftaleina y ferrocianuro potsico K3[Fe(CN)6].Se produce Fe2+ a medida que se corroe los clavos en los extremos y el recodo. Los iones Fe2+ reaccionan con los [Fe(CN)6]3- para formar Fe3[Fe(CN)6]2 (azul intenso). El resto de cada clavo es el ctodo, en el que se reduce H2O a H2 y a iones OH-. Los iones OH vuelven rosada la fenolftaleina