equilibrio redox - academia ciencias galilei · ajuste por tanteo de las especies aún no ajustadas...

1

Equilibrio redox

2

CONTENIDOCONTENIDO

� Introducción. Reacciones redox y Electroquímica.� Números o estados de oxidación.� Ajuste de ecuaciones redox.� Electroquímica.� Celdas galvánicas, voltaicas o pilas. La pila Daniell.� Potenciales de electrodo.� Potencial de celda o fuerza electromotriz.� Condiciones no estándar. Ecuación de Nernst.

3

Reacciones Redox

Semirreacción de oxidaciónLa forma reducida de la especie 2 reduce a la forma oxidada de la especie 1 y ella se oxida.

Semirreacción de reducciónLa forma oxidada de la especie 1 oxida a la forma reducida de la especie 2 y ella se reduce.

Intervienen dos pares redox conjugadosOx1/Red1Ox2/Red2

Red2 Ox2 + ne-

Ox1 + ne- Red1

Ox1 + Red2 Red1 + Ox2

Reacción de oxidación-reducción: Aquélla en la que ocurreuna transferencia de electrones.

4

Reacciones Redox

Semirreacción de oxidaciónZn pierde electrones: se oxida; es el agente reductor

Semirreacción de reducciónCu2+ gana electrones: se reduce; es el agente oxidante

Intervienen dos pares redox conjugadosZn2+/ZnCu2+/Cu

Zn Zn2+ + 2e-

Cu2+ + 2e- Cu

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

5

El cobre reacciona con el nitrato de plata y se forma platametálica. ¿Quién es el agente oxidante de la reacción?

Cu (s) + 2AgNO3 (aq) Cu(NO3)2 (aq) + 2Ag (s)

Cu Cu2+ + 2e-

Ag+ + 1e- Ag Ag+ es reducido Ag+ es el agente oxidante

7

• La oxidación (pérdida de e-) siempre vaacompañada de una reducción (ganancia de e-).

• El agente oxidante es reducido y el agentereductor es oxidado.

• El número de e- ganados por el agente oxidantees igual al número de e- que pierde el agentereductor.

Reacciones Redox

8

Electroquímica

• Rama de la química que se encarga del estudiode procesos electroquímicos.

• Tipos de procesos electroquímicos:

• Electrolíticos : La energía eléctrica procedente de una fuente externa hace que tenga lugar unareacción química no espontánea.

• Voltaicos (o galvánicos): Reacciones químicasespontáneas producen electricidad.

9

A cada elemento se le asigna un número o estado de oxidación:

Una reacción será redox si hay cambios en dichos estados.

Ventajas

• Proporciona un mecanismo para reconocer reacciones redox.

• Ayuda a ajustar reacciones redox.

Números o estados de oxidación

0 -2-2+2 +4

CO + ½ O2 CO2

La carga de un átomo que debería tener una molécula (o un compuesto iónico) si los electrones fueran transferidos completamente

10

1. Elementos libres tienen un número de oxidación de 0.

Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0

2. En iones monoatómicos, el número de oxidación esigual a la carga del ión.

Li+, Li = +1; Fe3+, Fe = +3; O2-, O = -2

3. El número de oxidación del oxígeno es generalmente –2.En H2O2 y O2

2- es –1.

Número de oxidación

11

4. El número de oxidación del hidrógeno es +1 exceptocuando está unido a metales en compuestos binarios. En esos casos, el número de oxidación es –1.

6. La suma de los números de oxidación de los átomosen una molécula o en un ión es igual a la carga de la molécula o el ión.

5. Para el grupo de los metales IA es +1, metales IIA son +2y para el fluor es siempre –1.

HCO3-

O = -2 H = +1

3x(-2) + 1 + ? = -1

C = +4

¿Cuáles son los númerosde oxidación de los átomos de HCO3

- ?

12

Zn (s) + 2H+(aq) Zn2+(aq) + H2(g)

El Zn pierde 2e-

Zn es el agente reductor y se oxida

El nº de oxidación del Zn ↑ (de 0 a +2)

Un reactivo pierde e-

El reductor reduce y se oxida

↑ el nº de oxidación

H+ gana e-

H+ es el agente oxidante y se reduce

El nº de oxidación del H ↓ (de +1 a 0)

Un reactivo gana e-

El oxidante oxida y se reduce

↓ el nº de oxidación

Oxidación

Reducción

0 - 2e-

+2+ 1e-

0 +1

Terminología de las reacciones rédox

13

Ajuste de ecuaciones redox

Método del cambio en el número de oxidación

Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O

Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2OPrimer paso:0 +2+2+5

Segundo paso:-3

+2

Cuarto paso:

3 Cu + 8 HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O

Ajuste por tanteo de las especies aún no ajustadas

Tercer paso:

3 Cu + 2 HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + H2O

Igualar el incremento y la disminución de los nn.oo.

14


Las ecuaciones ajustadas deben cumplir dos criterios:

- Balance de masas: Deben aparecer el mismo númerode átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos.

- Balance de cargas: La suma de las cargas reales a la izquierda y a la derecha de la ecuación deben ser iguales.

Métodos para ajustar reacciones redox:- Método de la semireacción- Método del ión-electrón.

15


Método de la semirreacción


Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2OPrimer paso:0 +2+2+5

Segundo paso:

Tercer paso: Igualar el número de electrones y sumar.

Cuº → Cu+2 + 2 e- Oxidación

N+5 + 3 e- → N+2 Reducción

3×(Cuº → Cu+2 + 2 e-)

2×(N+5 + 3 e- → N+2)

3 Cuº + 2 N+5 → 3 Cu+2 + 2 N+2

Plantear y ajustar las semirreacciones.

16




Cuarto paso: Ajustar por tanteo las especies que no se oxidan ni se reducen

3 Cuº + 2 N+5 → 3 Cu+2 + 2 N+2

3 Cu + 2 HNO3 → 3 Cu(NO3)2+ 2 NO

3 Cu + 8 HNO3 → 3 Cu(NO3)2+ 2 NO

8 H y 24 O 0 H y 20 O Faltan 8 H y 4 O

3 Cu + 8 HNO3 → 3 Cu(NO3)2+ 2 NO + 4 H2O

2 Nfaltan 6 N 8 N

17



I2 + S2O32- → I- + S4O6

2-

� Semi-reacción de reducción

I2 → I- I2 → 2 I- I2 + 2e- → 2 I-

� Semi-reacción de oxidación

S2O32- → S4O6

2- 2 S2O32- → S4O6

2-

2 S2O32- → S4O6

2- + 2e-I2 + 2e- → 2 I-

2 S2O32- → S4O6

2- + 2e-

I2 + 2 S2O32- → 2 I- + S4O6

2-

18


Método del ion-electrón

En medio ácido:

� Para ajustar H se añade H+

� Para ajustar O se añade H2O .... + H2O → .... + H+

En medio básico:

� Para ajustar H se añade H2O

� Para ajustar O se añade OH-

.... + H2O → .... + OH-

.... + OH- → .... + H2O

19

1. Escribir la ecuación no balanceada de la reacción en suforma iónica.

Oxidacion del Fe2+ a Fe3+ por iones Cr2O72- en medio ácido

Fe2+ + Cr2O72- Fe3+ + Cr3+

2. La ecuación se divide en dos semireacciones.

Oxidacion:

Cr2O72- Cr3+

+6 +3Reducción:

Fe2+ Fe3++2 +3

3. Balance de masa. Se balancean los átomos de O e H en cada semireacción.

Cr2O72- 2Cr3+



20

4. Para reacciones en medio ácido , se añade H2O parabalancear los átomos de O y H+ para balancear los de H.

+ 7H2O14H+ +

5. Balance de cargas. Se añaden e- a un lado de cadasemireacción.

Fe2+ Fe3+ + 1e-

6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O

6. Si es necesario, se iguala el nº de e- en las dos semireacciones multiplicando una de ellas o ambas por los coeficientes apropiados.

6Fe2+ 6Fe3+ + 6e-

6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O

Cr2O72- 2Cr3+

21

7. Se suman las dos semireacciones y se balancea la ecuaciónfinal por inspección. Los e - a ambos lados de la ecuaciónse deben cancelar.

6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O

6Fe2+ 6Fe3+ + 6e-Oxidación:

Reducción:

14H+ + Cr2O72- + 6Fe2+ 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O

8. Se verifica que la ecuación contenga los mismos tipos y nº de átomos, así como las mismas cargas en ambos lados de la ecuación.

14x1 – 2 + 6x2 = 24 = 6x3 + 2x3

22

Ajustar la siguiente reacción en medio ácido

Cr2O72-(aq) + I-(aq) Cr3+(aq) + I2(aq)

Cr2O72- I- Cr3++ I2

+ 7H2O(l)Cr2O72-(aq) + 6I-(aq) 2Cr3+(aq) + 3I2(s)14H+(aq) +

+ 7H2O(l)14H+ + Cr2O72- Cr3+6e- + 2

× 3+ 2e-I - I226I - 3I2 + 6e-

23

1. Escribir la ecuación no balanceada de la reacción en suforma iónica.

Oxidacion del CrO2- a CrO4

2- por iones ClO- en medio básico

ClO- + CrO2- CrO4

2- + Cl-

2. La ecuación se divide en dos semireacciones.

Oxidacion:

ClO- Cl-+1 -1

Reducción:

CrO2- CrO4

2-+3 +6

3. Balance de masa. Se balancean los átomos de O e H en cada semireacción.

ClO- Cl-



24

4. Para reacciones en medio básico , se añaden 2 OH- y se quita 1 H2O por cada átomo de O que hay que balancear.

+ 2 OH-H2O +

5. Balance de cargas. Se añaden e- a un lado de cadasemireacción.

6. Si es necesario, se iguala el nº de e- en las dos semirreacciones multiplicando una de ellas o ambas por los coeficientes apropiados.

ClO- Cl-

CrO2- CrO4

2-4 OH- + + 2 H2O

+ 2 OH-+ H2O + ClO- Cl-

CrO2- CrO4

2-4 OH- + + 2 H2O

2 e-

+ 3 e-

3 ClO- + 3 H2O + 6 e- → 3 Cl- + 6 OH-

2 CrO2- + 8 OH- → 2 CrO4

2- + 4 H2O + 6 e-

25

7. Se suman las dos semireacciones y se balancea la ecuaciónfinal por inspección. Los e - a ambos lados de la ecuaciónse deben cancelar.

Oxidación:

Reducción:

2 CrO2- + 3 ClO- + 2 OH- → 3 Cl- + 2 CrO4

2- + H2O

8. Se verifica que la ecuación contenga los mismos tipos y nº de átomos, así como las mismas cargas en ambos lados de la ecuación.

2x(-1) + 3x(-1) + 2x(-1) = -7 = 3x(-1) + 2x(-2)

3 ClO- + 3 H2O + 6 e- → 3 Cl- + 6 OH-

2 CrO2- + 8 OH- → 2 CrO4

2- + 4 H2O + 6 e-

26

Rama de la química que estudia la interconversión entre la energía eléctrica y la energía química.

Electroquímica

Pila, celda galvánica o voltaica:Una reacción químicaproduce electricidad

Celda electroquímica:Una corriente eléctrica produce una reacción química

Sistemas electroquSistemas electroquíímicosmicos: Aquéllos en los que ocurrenreacciones de transferencia de electrones.

27

La reacción espontánea entre el cinc y ion cobre (II) produce intercambio de e-, es decir, una corriente eléctrica.

Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)

28

Células voltaicas o galvánicas

Si se separan físicamente los procesos de oxidación y reducción y se fuerza a los electrones a pasar a través de un circuito externo, entonces la reacción redox generará una corriente eléctrica.

Los componentes de una célula voltaica o galvánica son:- Un electrodo sumergido en una disolución y otro electrodo sumergido en otra disolución. Ambas disoluciones separadas físicamente. - Un hilo conductor que conecta los dos electrodos y por el que circulan los electrones.- Un puente salino que garantiza la neutralidad eléctrica de las disoluciones.

Al dispositivo en el que se produce una corriente eléctrica (flujo de e- a través de un circuito) gracias a una reacción espontánea se le conoce como celda, pila o célula galvánica o voltaica.

29

Reacción redoxespontánea

ánodo–

oxidación

cátodo+

reducción

Semirreacción de oxidaciónZn(s) Zn2+(aq) + 2e-

Semirreacción de reducciónCu2+(aq) + 2e- Cu(s)

Reacción globalZn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)

Pila Daniell

30

Células voltaicas o galvánicas

� Cualquier reacción redox espontánea puede servir como fuente de energía en una célula voltaica. Los e- producidos en el ánodo (oxidación), se transfieren al cátodo (reducción), donde se consumen. � El flujo de e- produce un potencial, que podemos medir en un circuito externo. El potencial depende de la naturaleza de las semirreacciones y la concentración de las especies implicadas.

� Ánodo (oxidación) a la izquierda.� Cátodo (reducción) a la derecha.� La unión entre la fases se representa por|.� La unión entre las dos medias células, que normalmente se hace

mediante el uso de un puente salino se representa por ||.

Diagrama de la célula:

31

componentes del compartimento del ánodo(semicelda de óxidación)

componentes del compartimento del cátodo(semicelda de reducción)

Límite de las fases

Puente salino

Ánodo (s) | Dción. Anódica (M) || Dción. Catódica (M) | Cátodo (s)

Diagrama de una célula voltaica

32

Ejemplos:

grafito | I-(aq) | I2(s) || H+(aq), MnO4-(aq) | Mn2+(aq) | grafito

electrodo inerte

Límite de las fases

Zn (s) + Cu2+ (aq) Cu (s) + Zn2+ (aq)

[Cu2+] = 1 M y [Zn2+] = 1 M

Zn (s) | Zn2+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s)

ánodo cátodo

Diagrama de una célula voltaica

33

Ag+Cr3+

Una celda voltaica consta de una barra de Cr sumergida en una disolución de Cr(NO3)3, y en unabarra de Ag sumergida en una disolución de AgNO3. Se usa KNO3 para el puente salino. Si el electrodo de Cr es negativo con respecto al electrodo de Ag, haz un dibujo de la celda, escribe la reacción global y el diagrama de celda.

Voltímetro

Cr AgK+NO3

-

Cr(s) | Cr3+(aq) || Ag+(aq) | Ag(s)

Semirreacción de oxidaciónCr(s) Cr3+(aq) + 3e-

Semirreacción de reducciónAg+(aq) + e- Ag(s)

Reacción globalCr(s) + 3Ag+(aq) Cr3+(aq) + 3Ag(s)

e- e-

34

Otras células con puente salino

Cu → Cu2+ + 2e-

Ánodo-oxidaciónAg+ + 1e- → AgCátodo- reducción

Cu(s)|Cu2+ (aq)||Ag+ |Ag

35

Semirreacción de reducciónMnO4

-(aq) + 8H+(aq) + 5e-

Mn2+(aq) + 4H2O(l)

Semirreacción de oxidación2I-(aq) I2(s) + 2e-

Reacción global2MnO4

-(aq) + 16H+(aq) + 10I-(aq) 2Mn2+(aq) + 5I2(s) + 8H2O(l)

Células voltaicas con electrodos inertes

36

Potenciales de electrodo

Cuando entre dos puntos fluye una corriente eléctrica es porque existe una diferencia de potencial entre ellos, de manera que lacorriente siempre fluye desde el punto de mayor al de menor potencial

Este potencial depende de las concentraciones de los iones, de la temperatura y de la presión parcial de cualquier gas implicado en la reacción. Cuando las concentraiciones son 1 M, las presiones parciales 1 atm. Y la temperatura 25 ºC, tenemos el potencial estándar de la celda(∆∆∆∆E0).

La diferencia de potencial eléctrico entre el ánodo y el cátodo(∆E) recibe el nombre de:• voltaje de celda

• fuerza electromotriz (fem)

• potencial de celda

∆∆∆∆E0 = E0(cátodo) – E0(ánodo)[reducción] [oxidación]

37

Para calcular la diferencia de potencial eléctrico que existe entre los dos electrodos de una pila es necesario conocer previamente los potenciales de ambos electrodos y, después, restarlos.

Para conocer el potencial de cada electrodo se ha medido en condiciones estándar frente a un electrodo de referencia a cuyo potencial se le asignó por convenio el valor de 0,00 V de manera que los potenciales de los demás electrodos son calculados con respecto a él.Este electrodo de referencia es el electrodo estándar de hidrógeno.


38

Electrodo estándar de hidrógeno


Pt|H2(1 atm)|H+ (1 M)

Semi-reacción ENH Eº (potencial normal de electrodo) H2 2 H+ + 2 e-

2 H+ + 2 e- H2

Exactamente 0.00...V (ENH como ánodo) Exactamente 0.00...V (ENH como cátodo)

39

Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s)

2e- + 2H+ (1 M) H2 (1 atm)

Zn (s) Zn2+ (1 M) + 2e-Ánodo (oxidación):

Cátodo (reducción):

Zn (s) + 2H+ (1 M) Zn2+ + H2 (1 atm)

Potenciales de electrodo Célula de Cinc - ENH

40

0.76 V = 0 - EZn /Zn0

2+

EZn /Zn = -0.76 V02+

Zn2+ (1 M) + 2e- Zn E0 = -0.76 V

E0 = EH /H - EZn /Zncel0 0

+ 2+2

Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s)

E0 = 0.76 Vcel

E0 = Ecátodo – Eánodocel0 0

Potenciales de electrodo Célula de Cinc - ENH

41

Pt (s) | H2 (1 atm) | H+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s)

2e- + Cu2+ (1 M) Cu (s)

H2 (1 atm) 2H+ (1 M) + 2e-Ánodo (oxidación):


H2 (1 atm) + Cu2+ (1 M) Cu (s) + 2H+ (1 M)


E0 = 0.34 Vcel

Ecel = ECu /Cu – EH /H 2+ +2

0 0 0

0.34 = ECu /Cu - 00 2+

ECu /Cu = 0.34 V2+0

Potenciales de electrodo Célula de Cobre - ENH

42

Br2(aq) + Zn(s) Zn2+(aq) + 2Br-(aq)

Calcula E0bromo conociendo E0

zinc = -0.76V y E0cel = 1.83V

cátodo: Br2 (aq) + 2e- 2 Br-(aq) Eº = ¿?

como Zn2+(aq) + 2e- Zn(s) E0Zn= -0.76V

E0cel = E0

cátodo - E0ánodo ; 1.83 = E0

bromo - (-0.76)

E0bromo = 1.83 - 0.76 = 1.07V

43

• Por convenio, los potencialesde electrodo se escriben comoreducciones

• Cuanto más positivo sea el E0,mayor será la tendencia de la forma oxidada a reducirse, esdecir, más oxidante será.

• Las reacciones de semiceldason reversibles

• El signo de E0 no cambiacuando se da la vuelta a la reacción

• El cambio en los coeficientesestequiométricos de unareacción de semicelda no afecta el valor de E0

44

Voltaje de celda, potencial de celda o fuerza electromotriz

� Se tabulan potenciales estándar (E0) de reducción� A mayor E0 mayor tendencia a reducirse tiene la especie

oxidada del par redox (más oxidante es).

∆∆∆∆E0 = E0(cátodo) – E0(ánodo) = 0.34 – (-0.76) = 1.10 V [reducción] [oxidación]

Zn2+ + 2e- → Zn E0 = -0.76 VCu2+ + 2e- → Cu E0 = +0.34 V Más tendencia a reducirse;

más oxidante

� La fem de una pila se calcula como:

Cu2+ + 2e- → CuZn → Zn2+ + 2e-

Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+

45

¿Cuál es la fem estandar de una celda voltaica que tieneun electrodo de Cd en una disolución 1 M de Cd(NO3)2 y un electrodo de Cr en una disolución Cr(NO3)3?

Cd2+ (aq) + 2e- Cd (s) E0 = -0.40 V

Cr3+ (aq) + 3e- Cr (s) E0 = -0.74 V

Cd es un oxidante másfuerte y oxidará al Cr

2e- + Cd2+ (1 M) Cd (s)

Cr (s) Cr3+ (1 M) + 3e-Ánodo (oxidación):


2Cr (s) + 3Cd2+ (1 M) 3Cd (s) + 2Cr3+ (1 M)

x 2

x 3


E0 = -0.40 – (-0.74) cel

E0 = 0.34 V cel

46

Espontaneidad de las reacciones redox

Si el potencial calculado para una reacción redox es una cantidad positiva, la reacción será espontánea. Si el potencial calculado es negativo la reacción no será espontánea.

∆G° = -nF∆E°n= nº de moles de e- transferidos en la reacciónF= constante de Faraday = 9,648x104 J/mol·V

� ∆∆∆∆E0 > 0 ⇒⇒⇒⇒ ∆∆∆∆G0 < 0 ⇒⇒⇒⇒ Reacción espontánea ⇒⇒⇒⇒ la pila funciona

47

Ecuación de Nernst

� La relación entre el potencial estándar y el cambio de energía libre estándar, viene dado por la siguiente expresión:

∆G° = -nF∆E°n= nº de moles de e- transferidos en la reacciónF= constante de Faraday = 9,648x104 J/mol·V

� La relación entre el potencial estándar y la constante de equilibrio viene dado por la siguiente expresión:

∆G° = -RT ln Keq = -nF∆E°cel

E°cel =nFRT ln Keq

48

Ecuación de Nernst

∆G = ΔG° -RT ln Q -nF∆Ecel = -nF∆Ecel° -RT ln Q

∆Ecel = ∆Ecel° - ln QnF

RT

∆Ecel = ∆Ecel° - log Qn

0.059

Si lo convertimos a log10 y calculamos las constantes, obtengo la ecuación de Nernst:

� Si Q > 1 ⇒ E < Eo

� Si Q = 1 ⇒ E = Eo

� Si Q < 1 ⇒ E > Eo

El potencial aumentará si aumenta la concentración de los reactivos o disminuye la de un producto.

49

Ecuación de Nernst

Así pues, para la reacciónaA + bB � cC + dD

dc

ba

[D][C]

[B][A]log

n

0,059∆Eº∆E +=logQ

n

0,059∆Eº∆E −=

Y para la semirreacciónOx + n e- � Red

[Red]

[Ox]log

n

0,059EºE +=logQ

n

0,059∆Eº∆E −=

50

Ajustar la ecuación y escribir la ecuación de Nernst paralas semirreacciones y para la reacción completa de oxidación de Fe2+ a Fe3+ por MnO4

- en medio ácido

MnO4- + 8 H+ + 5 e- � Mn2+ + 4 H2O E0 = 1,51 V

Fe3+ + e- � Fe2+ E0 = 0,77 V

MnO4- + 8 H+ + 5 e- � Mn2+ + 4 H2O

Ánodo (oxidación):


x 5

x 1

Fe2+ � Fe3+ + e-

MnO4- + 8 H+ + 5 Fe2+ � Mn2+ + 4 H2O + 5 Fe3+

][Fe

][Felog

1

0,0590,77E

2

3

+

+

+=

Ánodo (oxidación)

][Mn

]][H[MnOlog

5

0,05951,1E

2

8-4

+

+

+=

Cátodo (reducción)

532

852-4

]][Fe[Mn

][H]][Fe[MnOlog

5

0,05977,051,1E ++

++

+−=∆Reacción global

51

∆E0cel

∆G0

K

∆G0

= -RT lnK∆G

0 = -n

F∆

E0 ce

l

< 0 Espontánea

En equilibrioNo espontánea

0> 0

> 0

0< 0

> 1

1< 1

∆G0 K Reacción en condiciones estandar

∆E0cel

-RTnF∆E0

cel = lnK

Relación entre ∆∆∆∆G0, ∆∆∆∆E0 y K

52

• Por:

Dr. J.A. Organero Gallegowww.quimicafisica.es

Universidad de Castilla la-ManchaUCLM

equilibrio redox - academia ciencias galilei · ajuste por tanteo de las especies aún no ajustadas...

Documents