ACTIVIDAD EXPERIMENTAL

No. de Registro: 03-2003-022413014800-01
Química en Microescala Metalurgia
ACTIVIDAD EXPERIMENTAL
¡QUÍTATE QUE YA LLEGUE!
Algunas reacciones de los metales
INTRODUCCIÓN
¿Recuerdas la última vez que estabas hambriento y tomaste un
fresco jugo de manzana? ¡Mmmm que delicia! Pelaste las
manzanas y tenían un precioso color blanco, pero las dejaste un
tiempo descubiertas y se pusieron oscuras, al verlas así no
resultan tan apetitosas. ¿Qué es lo que causa el oscurecimiento
en las frutas y en algunos vegetales después de quitar la piel?
¿Por qué el color no cambia mientras no se corta la fruta?
Recuerda que el cambio de color es uno de los signos de que se
efectúa una reacción química.
Las manzanas, así como las plantas y los tejidos animales
contienen una gran cantidad de moléculas que pueden sufrir
muchas de las reacciones químicas que ocurren en los seres
vivos.
¿Qué clase de reacciones suceden en una manzana abierta?
¿Por qué el jugo de naranja debe tomarse recién hecho?
¿Por qué la estatua de la libertad es verde?
¿Por qué los clavos a la intemperie se cubren de un polvo rojizo?
El estudio de estas reacciones nos permitirá explicar muchos cambios que se
presentan a nuestro alrededor.
OBJETIVOS
Demostrar que los metales presentan
“actividad” en sus reacciones químicas.
diferente
Con base en la “Serie de Actividades” de los metales
predecir cuales de las reacciones propuestas en el
experimento se pueden efectuar.
1
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ACTIVIDADES PREVIAS
1. Escribe tres ejemplos de reacciones de oxido-reducción que se efectúan en la
vida diaria.
2. Pega en tu cuaderno del laboratorio una tabla con los valores de actividad de
los metales (Serie electromotriz).
3. Ordena los metales Zn, Pb y Cu en orden creciente de su poder reductor.
4. Realiza la predicción de las reacciones que vas a efectuar en el laboratorio
con base en los valores de la serie de actividades de los metales.
5. Elabora un mapa conceptual con los conceptos involucrados en esta práctica.
EXPERIMENTO No. 1
PROBLEMA A RESOLVER
¿Puedes limpiar los utensilios de plata que han perdido su brillo sin utilizar
un producto comercial?
DISEÑO EXPERIMENTAL
MATERIAL
SUSTANCIAS
2 vasos de precipitados de 250 mL
1 Hoja de papel de aluminio (Al)
1 cazo de aluminio
Bicarbonato de sodio (NaHCO3)
1 soporte universal
1 tela de asbesto
1 mechero
1 aro de metal
1 agitador
1 objeto plateado sin brillo
2
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PROCEDIMIENTO
1. Coloca una hoja de papel aluminio en el fondo de un recipiente (o
utiliza un cazo de aluminio).
2. Agrega agua bien caliente y añade 2 cucharaditas de bicarbonato
de sodio y disuélvelo.
3. Coloca dentro de esta solución el objeto plateado sin brillo.
4.
Espera 20 minutos y anota los cambios observados.
¿Por qué la plata se obscurece al contacto con el aire?
¿Cuál es la reacción que corresponde al proceso anterior?
3
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EXPERIMENTO No. 2
PROBLEMA A RESOLVER
¿Por qué algunos metales se oxidan al reaccionar con soluciones de otros
metales?
DISEÑO EXPERIMENTAL
MATERIAL
SUSTANCIAS
1 microplaca de 9 celdas
Metales: zinc, cobre y plomo en trozos pequeños
6 pipetas Beral
Pb(NO3)2 (nitrato de plomo (II)) 0.2 M
6 palillos de madera
Cu(NO3)2 (nitrato de cobre (II)) 0.2 M
1 lima de madera
AgNO3 (nitrato de plata) 0.2 M
Hg(NO3)2 (nitrato de mercurio (II)) 0.2 M
Zn(NO3)2 (nitrato de zinc) 0.2 M
PROCEDIMIENTO
1. En una microplaca de 9 celdas, coloca en diferentes celdas un pequeño
trozo limpio y sin oxidar de cada uno de los siguientes metales: zinc,
plomo y cobre (figura No. 2)
2. Limpia el cobre por medio de una lima o sumérgelo unos minutos en
ácido clorhídrico diluido 1:1 ¿Para qué realizas esta operación?
4
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Figura No. 2
3. Agrega en cada celda que contiene uno de los metales 20 gotas de solución de
nitrato de plomo (II) de concentración 0.2 M, el metal debe quedar cubierto con la
solución.
Espera unos minutos y anota tus observaciones
4. Repite el mismo procedimiento para cada uno de los metales. Añade a cada metal,
en las celdas, las siguientes disoluciones por separado, como se indica en la figura
No. 2.
 Nitrato de cobre (II) 0.2 M
 Nitrato de plata (I) 0.2 M
 Nitrato de mercurio (II) 0.2 M
5. Espera unos minutos después de realizar la instrucción anterior y anota tus
observaciones y evidencias experimentales en la tabla No. 1.
5
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Pb
Zn
Cu
Pb(NO3)2(ac)
Cu(NO3)2(ac)
Ag(NO3)2(ac)
Hg(NO3)2(ac)
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REGISTRO DE OBSERVACIONES,
EVIDENCIAS EXPERIMENTALES.
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DATOS,
RESULTADOS
Y
Tabla No.1 Reacciones de óxido - reducción
Metal
Reacción
Reacción
Reacción
Reacción
balanceada balanceada balanceada balanceada ¿Agente
con
con
con
con
oxidante?
Pb(NO3)2(ac) Cu(NO3)2(ac) Ag(NO3)2(ac) Hg(NO3)2(ac)
¿Agente
reductor?
Cu(s)
Zn(s)
Pb(s)
GUÍA DE DISCUSIÓN (Consulta el Acordeón)
Trabajando en equipo y consultando bibliografía:
1.
¿En cuáles metales observaste cambios? Describe tus observaciones en
forma de tabla.
2.
¿A qué crees que se deben estos cambios?
3.
De acuerdo con lo observado ordena los metales zinc (Zn), plomo (Pb) y
cobre (Cu) en orden creciente de su poder reductor.
4.
¿Qué pasaría si a los metales anteriores les agregamos solución de
Zn(NO3)2? Comprueba experimentalmente tu respuesta.
Reflexiones finales (Consulta el Acordeón)
1. Consulta la serie de actividades de los metales y predice cuáles de las
siguientes reacciones pueden ocurrir en condiciones estándar:
a) Oxidación del Sn2+(ac) por el Br2(l)
b) Reducción del Ni2+(ac) por el Sn2+(ac)
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c) Oxidación de la Ag(s) por el Pb2+(ac)
d) Reducción del I2(s) por el Cu(s)
2. Escribe las reacciones que se efectúan al realizar los siguientes experimentos:
a) Una granalla de zinc es colocada dentro de una solución de nitrato de
plomo.
b) Una solución ácida de sulfato de hierro (II) se deja expuesta al aire.
c) Un alambre de plata se sumerge en una solución acuosa de cloruro de
níquel.
d) Gas hidrógeno es burbujeado a través de nitrato de cadmio.
3. Para cada una de las siguientes reacciones, identifica lo siguiente:
a)
b)
c)
d)
la reacción de oxidación
la reacción de reducción
el agente oxidante
el agente reductor
1)
Co
+
2 Cu2+
Co2+ + 2Cu
2)
Zn
+
Fe2+
Zn2+ + Fe
3)
Al
+
3 Cr3+
Al3+ + 3Cr2+
4)
Sn2+
+
2 Fe3+
Sn4+ + 2Fe2+
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EL MUNDO DE LA QUÍMICA Y TÚ
Relación Ciencia, Tecnología, Sociedad y Ambiente (CTS-A)
VIDRIOS FOTOCROMÁTICOS: UN CASO DE ÓXIDO - REDUCCIÓN
Los cristales de los lentes que se obscurecen
cuando la luz del Sol se hace más intensa
contienen una dispersión de cloruro de plata,
(AgCl). La energía de la luz solar provoca una
reacción redox que origina plata metálica, en un
proceso idéntico al que ocurre en una placa
fotográfica.
La reacción se inicia al perder el ión cloruro un
electrón que es captado por un ión plata vecino. Es
decir:
-
2Cl
Ag+
lente fotocromático
-
Cl2 + 2e
+ 2e-
AgO
La reacción global es:
Ag+ + Cl-
luz
Ag0 + Cl2
Como la plata metálica finamente dividida es de color negro, los
cristales se obscurecen. Los átomos de plata y cloro producidos
permanecen atrapados en posiciones contiguas en la estructura
del vidrio. Entonces, en ausencia de luz se produce
espontáneamente la reacción inversa y, de este modo, los cristales recuperan la
claridad.
Investiga y discute con tus compañeros otros procesos de oxidoreducción que suceden a tu alrededor.
PALABRAS CLAVE PARA LA CONSTRUCCIÓN DE UN MAPA CONCEPTUAL
Para relacionar los conocimientos logrados a través de esta actividad, construye un
mapa conceptual con los siguientes conceptos:
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Número de oxidación
Especie oxidada
Reacción de oxidación
Especie reducida
Reacción de reducción
Potencial de reducción
Agente oxidante
Potencial de electrodo
Agente reductor
Par oxidante/reductor
Actividad química
Serie de actividades de los metales (serie electromotriz)
Metales
Donador de electrones
Aceptor de electrones
Transferencia de electrones
MANEJO Y DISPOSICIÓN DE LOS RESIDUOS GENERADOS
Los desechos que se producen en la actividad experimental deben
recolectarse en recipientes previamente etiquetados, para su posterior
tratamiento.
 Separa y lava los restos de los metales, pueden volverse a usar en otra
actividad.
 Las disoluciones sobrantes deséchalas en un frasco etiquetado para su posterior
tratamiento.
ACORDEÓN
1. Además de observar la reactividad de los metales se debe predecir si las
reacciones van a efectuarse, para ello consulta en la tabla No. 2 los
valores de actividad química de los metales que intervienen en cada
reacción.
2. Para ampliar tus conocimientos es conveniente que
investigues el proceso de corrosión, el funcionamiento de
los acumuladores de coches y los diferentes tipos de pilas.
3. Reacciones de oxidación y de reducción
Las reacciones iónicas implican transferencia de electrones. Para que
una reacción iónica se produzca, una de las sustancias presentes debe
donar electrones mientras que otra sustancia debe aceptar esos
electrones, es decir debe ocurrir una reacción redox. Por ejemplo,
cuando se agrega zinc metálico a una disolución que contiene sulfato de
cobre (II) (CuSO4), el zinc reduce al Cu2+ al donarle dos electrones.
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Residuos
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
Zn(s) + CuSOa(ac)
ZnSO4(ac) + Cu(s)
En el proceso, la disolución pierde el color azul que denota la presencia
de iones Cu2+ hidratados:
Zn(s) + Cu2+(ac)
 Zn2+(ac) + Cu(s)
Las semirreacciones de oxidación y reducción son
Zn(s)  Zn2+(ac) + 2eCu2+(ac) + 2e-  Cu(s)
4. La expresión “número de oxidación” se utiliza para indicar la carga de ese ión.
Si decimos que el número de oxidación del hierro es 3+, significa que el hierro
está como ión Fe3+
5. Reacción de oxidación
Es aquella donde se donan electrones. Puesto que el electrón es una carga
negativa, la sustancia que pierde un electrón pierde una carga negativa. El
número de oxidación aumenta puesto que se liberó un electrón.
Si la sustancia inicial es neutra, el ión formado será portador de una carga
positiva:
Na

Na+ + 1e-
Cu

Cu2+ + 2e-
Cuando la sustancia es un ión con carga eléctrica positiva, al sufrir una
oxidación aumentará esta carga positiva:
Fe2+

Fe3+ + 1e-
Sn2+

Sn4+ + 2e-
6. Reacción de reducción
Es aquella donde un electrón es ganado por una sustancia. La sustancia que
gana los electrones se dice que se reduce porque su número de oxidación se
hace más negativo:
Ag+ + 1eCu2+ + 1e-


Ag
Cu+
7. Reacción de oxido-reducción
Las reacciones de oxidación y de reducción no pueden existir una sin la otra.
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En efecto, los electrones que una sustancia pierde deben ser ganados por otra,
por lo que las reacciones de oxidación y de reducción se realizan
simultáneamente, esto nos da una reacción global llamada “reacción de oxidoreducción”:
Oxidación:

Cu
Cu2+ +2e
(Ag+ + 1e-
Reducción:

Cu + 2Ag+
Oxido-reducción:
Ag) x 2
Cu2+ + 2Ag
REACCIONES POSIBLES ENTRE ALGUNOS METALES
ER
2+

Hg°
+
Zn
2+
1.614
+

Ag°
+
Zn
2+
1.55
2+

Cu°
+
Zn
2+
1.10
2+

Pb°
+
Zn
2+
0.634
2+

Hg°
+
Pb
2+
0.98
+

Ag°
+
Pb
2+
0.916
Cu
2+

Cu°
+
Pb
2+
0.466
Hg
2+

Hg°
+
Cu
2
0.514
2+
0.450
+
0.064
Zn°
+
Hg
Zn°
+
Ag
Zn°
+
Cu
Zn°
+
Pb
Pb°
+
Hg
Pb°
+
Ag
2+
+
Cu°
+
Pb
+
+

Ag°
+
Cu
2+

Hg°
+
Ag
Cu°
+
Ag
Ag°
+
Hg
Tabla No.2 Serie de actividades de los metales en solución acuosa
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Metal
Litio
Reacción de oxidación
Li

Li
+
+
-
A
e
u
Potasio
K

K
+
+
-
e
m
e
Bario
Ba

Ba
2+
Calcio
Ca

Ca
2+
-
+
2e
+
2e
-
n
t
a
+
+
e
2+
+
2e
+
3e
+
2e
Sodio
Na

Na
Magnesio
Mg

Mg
Aluminio
Al

Al
Manganeso
Mn

Mn
-
-
f
a
3+
2+
-
-
c
i
l
Zinc
Zn

Zn
2+
+
-
2e
i
d
Cromo
Cr

3+
Cr
+
-
3e
a
d
2+
+
2e
2+
+
2e
Hierro
Fe

Fe
Cobalto
Co

Co
-
-
d
Níquel
Ni

Ni
2+
+
-
2e
e
13 r
e
a
c
No. de Registro: 03-2003-022413014800-01
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Estaño
Sn

Sn
2+
+
2e
-
Plomo
Pb

Pb
2+
+
2e
-
+
+
2e
2+
+
2e

Ag+
+
e
Hg

Hg
2+
+
2e
Platino
Pt

Pt
+
2e
Oro
Au

Au
+
3e
H2

2H
Cobre
Cu

Cu
Plata
Ag
Mercurio
-
Hidrógeno
2+
3+
-
-
-
-
-
REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS
1. Chem Com. (1993). Chemistry in the community; 2a edición, editorial: Kendall/hunt
Publishing Company.
2. Smoot, Price, Smith. (1998). Chemistry. Editorial Glencoe/McGraw Hill. USA.
3. Chang, R. y Collage, W.(2003). Química (7ª ed.), Mc Graw Hill, México.
4. McMurry J., Fay R. (1995).Chemistry. Prentice Hall, USA,
5. Brown. (1997). La Ciencia Central. Prentice Hall Flinn Scientific Inc. Chem Fax.
6. Eva Grenier, Claude Rhéqume. Contact Chimie 534.
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