QUIMICA TRABAJO PRACTICO DE LABORATORIO Nº 5 “REACCIONES DE OXIDO-REDUCCION”

QUIMICA
TRABAJO PRACTICO DE LABORATORIO Nº 5
“REACCIONES DE OXIDO-REDUCCION”
 Objetivos
Los objetivos específicos de esta práctica son que al finalizar la misma seas capaz de:
 Identificar reacciones de oxidación y reducción.
 Justificar la espontaneidad de las reacciones de óxido
deducción.
 Transferir los conceptos de las reacciones de óxido
deducción a situaciones prácticas específicas.
 Evaluación en este laboratorio se evaluarán contenidos conceptuales,
procedimentales y actitudinales, y con el informe que presentarás en la fecha
acordado con el docente. En caso de no aprobarlo o estar ausente podrás
acceder a una instancia recuperatoria al final del cursado de la asignatura.
RECUERDA, por tu seguridad y la de todos!!!!!
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No hacer experimentos o pruebas no autorizadas por los docentes.
No fumar, comer o beber dentro del laboratorio de química.
Leer atentamente, las etiquetas de los reactivos.
Terminada la práctica, dejar todos los elementos limpios y ordenados.
 Cronograma
Esta práctica se realizará después del dictado de la unidad Nº 8, Velocidad y
Equilibrio Químico del programa de la asignatura Química.
 Carga horaria: 2,4 hs. de reloj.
 Lugar: Laboratorio de Química, Dpto. Ingeniería Química, para alumnos
de Ingeniería Electromecánica, Eléctrica, Mecánica, Química, Alimentos,
Civil.
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Reacciones de Oxido Reducción
 Marco teórico
En todo sistema comunicado donde hay diferencias de potencial electroquímico, tienen
lugar reacciones químicas de oxidación y reducción simultáneas. Si una especie se
reduce necesariamente habrá otra que se oxida, en cada hemicelda y estableciéndose lo
que llamamos un pares redox.

oxidación: pérdida de electrones.
Al oxidarse una especie química algún átomo de ella aumente su Nox.

reducción: ganancia de electrones
Al reducirse una especie química algún átomo de ella disminuye su número o estado de
oxidación (reglas).
La potencialidad o capacidad de oxidarse o reducirse (actuar como agente reductor o
como agente oxidante) se determina experimentalmente y se ordena en la serie
electromotriz o tabla de potenciales de electrodo (existe la tabla de potenciales de
reducción y de oxidación), tomando como nivel cero(o) al electrodo de Hidrógeno,
porque no es posible medir este potencial en forma aislada.
El metal sólido está constituido por un arreglo ordenado o reticulado cristalino, de
átomos. Cada átomo tiene electrones, y algunos de ellos los llamados de valencia o más
externos, están mas “flojos” o “sueltos”. En el caso del Fe son dos o tres electrones, por
lo que el estado o número de oxidación es +2 y +3 y la valencia 2 y 3.
Cuando un anión de la solución se aproxima al metal, los 2 electrones son “empujados”,
por repulsión hacia el interior del metal, por lo que el átomo de la fila mas externa del
Fe se transforma en Fe++ y luego pasa a formar parte de la solución. No pueden alejarse
demasiado porque la barra metálica adquiere carga negativa (precisamente por los
electrones) y atrae a los iones Fe++. Se tiene así dos capas electrizadas en la interfase
metal-solución

los electrones en el metal

los iones Fe++ en la solución
Entre dichas capas se establece un equilibrio y mientras más electrones cargue la barra,
establecen una especie de presión de electrones que pugna por salir. Esa presión de
electrones es un enfoque primario de lo que llamamos potencial de oxidación.
En el otro electrodo, sucede que los iones el Cu2+ provenientes de la solución, toman los
electrones que provienen del conductor y se reducen. La mayor o menor tendencia a
reducirse es el potencial de reducción.
 Parte Experimental
PARTE A: REACCIONES REDOX ESPONTANEAS.
 Materiales y drogas
Tubos de ensayo
Alambre de Cu
Clavos de Fe
Alambre de Zn
Cajas de Petri
Cinta de Mg
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Drogas
- solución de HCl 1M
- solución de CuSO4 1M
- solución de Pb(NO3)2, 1M
- solución de ferricianuro de K
- solución de fenoftaleína
- solución de ZnSO4
- NaCl
- agua destilada
 Procedimiento
Utilizar una tabla de potenciales de reducción para predecir si se producen o no las
siguientes reacciones:
HCl(ac) + Fe (s)
HCl(ac) + Cu (s)
CuSO4 (ac) + Fe (s)
Pb(NO3)2 (ac) + Zn(s)
CuSO4(ac) + Zn(s)
Pb(NO3)(ac) + Fe(s)
Zn(SO4)(ac) + Fe(s)





En dos tubos de ensayo colocar solución de ClH, 1M. En el rotulado con el Nº 1
colocar un clavo de hierro, en el tubo Nº 2 colocar un alambre el Cu.
En otros dos tubos de ensayo Nº 3 y 4, colocar solución de CuSO4, 1M, agregar
luego un clavo de hierro al Nº3 y granallas de Zn al Nº4.
En otros dos tubos de ensayo Nº 5 y Nº6, colocar solución de Pb(NO3)2 ,1M y
agregar un alambre de Zn en el Nº5 y un clavo de Fe en tubo Nº6.
En otro tubo de ensayo rotulado Nº7, colocar solución 1M de ZnSO4, y agregar
un clavo de Fe.Observar, cambios a través del tiempo.
Para realizar el informe de la práctica Parte A, para los tubos donde se produce la
reacción indicar:
- Ecuaciones parciales de oxidación y de reducción.
- Con los datos obtenidos construir una tabla de potenciales de reducción
relativa.
Parte B CORROSION

Marco teórico
Los cuerpos metálicos en contacto con ciertos fluidos modifican sus propiedades mecánicas
por acción de un fenómeno químico indeseable llamado corrosión. El caso más estudiado es
el de la corrosión del hierro. El fluido o medio agresivo puede ser: el agua de mar, el aire
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húmedo, los vapores ácidos o la película de humedad que pudiera estar recubriendo al
cuerpo.
La corrosión electroquímica o galvánica es la más importante, siendo un proceso de
óxido-reducción. Por lo tanto cuando un cuerpo metálico se encuentra sumergido en un
medio agresivo puede distinguirse una zona llamada anódica y otra zona catódica. En el
área anódica el metal pierde electrones que fluyen hacia el área catódica donde provocan
una reducción cuya reacción dependerá de la humedad, del pH del medio agresivo y del
grado de aireación de esa superficie metálica.
Los iones metálicos Mn+ formados en la zona anódica y los OH- formados en la zona
catódica, se desplazan hacia las zonas opuestas y donde se encuentran precipita el hidróxido
o el óxido hidratado correspondiente.

Parte Experimental
1. Reacciones redox espontáneas
Se estudiará la corrosión rápida de Zn en un par de Zn-Cu sumergido en agua que contiene
oxígeno disuelto.
reacción anódica: Me(s) → Men+ + n e
reacción catódica: 2 H2O (l) + O2 (ac) + 4e → 4 OH- (ac)
La solución de fenolftaleína, incolora, vira al rojo violáceo en presencia de iones OH--.

Procedimiento
1) En un tubo de ensayo, con agua previamente aireada.
2) En el tubo colocar respectivamente una cinta recién pulida de Zn y de Cu.
3) Unir exteriormente las chapas mediante un conductor de cobre, cuidando que no
toque el líquido.
4)Agregar al tubo, 3 gotas de solución alcohólica de fenolftaleína.
5) Observar al cabo de un tiempo lo sucedido e interpretar lo ocurrido.
2.
Corrosión rápida de hierro por formación de un par Fe-Cu
sumergido en agua salina que contiene oxígeno disuelto (comparable
con el agua de mar).
reacción anódica: Fe → Fe2+ + 2ereacción catódica: la misma que en el experimento A o formación de iones OH-
 Reconocimiento de los productos finales
El ion Fe2+ se reconoce con hexacioanoferrato(III) de potasio, comúnmente llamado
ferricianuro de potasio, con el que da un compuesto azul según la ecuación:
3 Fe2+ + 2Fe (CN)63- → Fe3[ Fe (CN)6]2 (s)
la solución posee color amarillo y un precipitado azul
el ión OH-, se reconoce con fenolftaleína.
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 Procedimiento
1) Arrollar de manera ajustada un alambre de cobre alrededor de un clavo grueso de
hierro, en forma de hélice.
2) Envolverlo con papel de filtro previamente embebido en una solución de la siguiente
composición:
100 cm3 de agua
2 g de NaCl
0,1 g de K3Fe(CN)6
6 gotas de solución alcohólica de fenolftaleína
3) Observar al cabo de unos minutos la aparición de coloraciones rosada y azul,
individualizando en cada caso las zonas anódica y catódica.
3. Corrosión de un clavo de hierro por tensiones de maquinado
En las zonas sometidas a maquinado, la red cristalina del metal se deforma y se originan
tensiones. Estas zonas son más reactivas en particular, con respecto a la corrosión.
Constituyen zonas anódicas frente a las zonas no tensionadas que actúan como cátodos.
Si consideramos toda la pieza en contacto con un medio agresivo de similar composición al
de los casos anteriores , las reacciones anódica y catódica serán las mismas y el
color característico de reconocimiento de la zona anódica aparecerá en la cabeza y punta
del clavo y el color característico de reconocimiento de la zona catódica aparecerá en el
cuerpo del clavo.
 Procedimiento
1) Apoyar un clavo grande de acero sobre un papel humedecido en la solución salina con
indicadores de zona anódica y catódica
2) Observar las zonas coloreadas e interpretar.
4. Protección catódica del Hierro
Cuando se ponen en contacto el Fe y un metal más activo que el hierro como el Zn, se
produce protección catódica. El Zn se oxida actuando como ánodo con la siguiente
reacción:
Zn  Zn2+ + 2eMientras que el hierro actúa como cátodo donde la reacción es:
2 H2O (l) + O2 (g) + 4e- → 4 OH-(ac)
Por lo tanto se debe verificar la aparición de color rosa de la fenolftaleína indicando la
presencia de iones OH- alrededor del hierro.
 Procedimiento
1) En un vaso de precipitado verter aproximadamente 100ml de la solución salina con los
indicadores. Colocar dos clavos de hierro y a uno de ellos ponerlo en contacto con una
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chapa de Zn.
2) Observar los cambios macrocóspicos.
Para realizar el informe de la práctica, Parte B CORROSION,
1.
Reacciones redox espontáneas
1) Dibujar del dispositivo indicando movimiento de iones y de electrones.
2) En el par zinc-cobre indicar cuál es la zona anódica y cuál la catódica.
3) Indicar qué reacción ocurre en cada una de estas áreas en la interfase electrodo-solución.
4) Indicar qué alteraciones se producen en cada uno de los metales.
5) Reconocer los productos finales.
2. Corrosión rápida de hierro por formación de un par Fe-Cu
sumergido en agua salina que contiene oxigeno disuelto (comparable con el
agua de mar).
1) Dibujar del dispositivo indicando el movimiento de electrones y iones.
2) Escribir las semiecuaciones de las reacciones redox.
3) Escribir las ecuaciones de reconocimiento de los productos finales.
3.
Corrosión de una chapa de acero al carbono por formación de
regiones anódicas y catódicos a causa de una diferencia de aireación
1) Dibujar del experimento según las observaciones del punto 3).
2) Individualizar las regiones anódica y catódica, escribiendo sus correspondientes
ecuaciones redox.
4.
Corrosión de un clavo de hierro por tensiones de maquinado.
1) Apoyar un clavo grande de acero sobre un papel humedecido en la solución salina con
indicadores de zona anódica y catódica
2) Observar las zonas coloreadas. Interpretar.
5.
Protección catódica del Hierro
1) Verificar los cambios producidos.
2) Escribir las reacciones que se producen
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