Reacciones REDOX (Oxidación Reducción)

Dpto. de Ciencia − Química
INFORME DE LABORATORIO
REACCIONES REDOX
INDICE
Pág.
Introducción .......................................................................................................
Objetivos..............................................................................................................
Experimentos
Experimento 1............................................................................................
Experimento 2............................................................................................
Experimento 3 ...........................................................................................
Experimento 4 ...........................................................................................
Experimento 5 ...........................................................................................
Experimento 6 ...........................................................................................
Experimento 7 ...........................................................................................
Experimento 8 ...........................................................................................
Experimento 9 ...........................................................................................
Experimento 10 .........................................................................................
Experimento 11 .........................................................................................
1
Experimento 12 .........................................................................................
Experimento 13 .........................................................................................
Experimento 14 .........................................................................................
Experimento 15 .........................................................................................
Experimento 16 .........................................................................................
Experimento 17 .........................................................................................
Experimento 18 .......................................................................................
Experimento 19 .......................................................................................
Experimento 20 .......................................................................................
Experimento 21 .......................................................................................
Pag.
Experimento 22 .......................................................................................
Experimento 23 .......................................................................................
Experimento 24 .......................................................................................
Experimento 25 .......................................................................................
Experimento 26 .......................................................................................
Experimento 27 .......................................................................................
Experimento 28 .......................................................................................
Experimento 29 .......................................................................................
Experimento 30 .......................................................................................
Marco teórico
Las primeras ideas acerca de Redox .......................................................
Oxido − reducción......................................................................................
Electroquímica...........................................................................................
Pila o celda galvánica................................................................................
Corrosión ................................................................................................
2
Espectroscopía ...................................................................................
Bibliografía ........................................................................................................
INTRODUCCION
La química es el estudio de la materia y de los cambios que experimenta. Es muy frecuente que a la química
se le considere la ciencia central, debido a que para los estudiantes de biología, física, y otras disciplinas es
vital tener un conocimiento básico de la química. En efecto la química es fundamental en nuestra vida, sin ella
tendríamos una vida mas efímera, en el sentido de vivir en condiciones primitivas: sin automóviles, sin
computadoras, sin discos compactos y muchísimas mas satisfacciones cotidianas.
Aunque la química es una ciencia ancestral, sus fundamentos modernos se instituyeron en el siglo XIX hasta
llegar a lo que conocemos hoy en día.
La química, querámoslo o no, nos afecta a todos en la misma medida y repercute en nuestras vidas hasta el
punto de hacerlas posibles. Esto se hace a través de diferentes reacciones y todas ellas están enmarcadas y
ligadas a las reacciones redox.
Las reacciones redox o de oxido−reducción, las cuales implican una transferencia de electrones (unidad de
carga negativa), pueden ocurrir en sustancias puras o impuras, lo que da paso a la combinación de los átomos
de distintos elementos para formar un nuevo compuestos. Como resultado de esto cada átomo queda
caracterizado por una cierta carga, la carga que se asigna a cada átomo recibe el nombre de estado o numero
de oxidación.
En las reacciones químicas podemos encontrar el agente oxidante y el agente reductor, además identifica el
par de semirreacciones de oxidación y reducción.
Originalmente el termino oxidación se utilizó para describir la adición de oxígeno a un elemento o a un
compuesto, y el término reductor fue utilizado para designar a la eliminación de oxígeno de un compuesto,
después, conforme el proceso se fue conociendo en forma más completa, el significado de los términos se
amplio.
De esta forma podemos ver la importancia que conlleva este informe, ya que podremos identificar,
mediante actividades experimentales, las características más relevantes de las reacciones químicas en
solución, donde todas, sin excepción; están insertas en las reacciones redox.
OBJETIVOS
• En este trabajo esperamos poder descubrir y analizar las distintas reacciones de óxido − reducción,
desde las más sencillas a las más complejas, entendiendo así otro temas relacionados, como las celdas
galvánicas, la corrosión, etc.
• También queremos analizar los experimentos del laboratorio e intentar unir el marco teórico con los
resultados, y así comprender las reacciones redox como un todo, como la reacción básica para
entender cualquier fenómeno reactivo químico.
• Conocer, comprender y aplicar el funcionamiento de la electrólisis en este informe, así como también,
el funcionamiento de las pilas, de las tendencias de los elementos para oxidarse o reducirse y la
capacidad de las reacciones para formar nuevos compuestos.
EXPERIMENTO 1
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Materiales:
• Lija
• Pipeta
• Pro−pipeta
Reactantes:
− Una gota de cloruro de sodio (NaCl)
− Una gota de ferricianuro de potasio K3Fe(CN)6
• Una gota de fenolftaleína
• Lámina de hierro (Fe)
Procedimiento:
Limpiar y lijar una lamina de hierro, luego agregar una gota de NaCl, de ferricato de potasio y de
fenolftaleína. Luego de unas minutos observe e indique si observa algún cambio en la lamina de hierro.
Describa si hay cambio y deje expuesto al aire durante una hora y observe los cambios.
Observaciones:
Al agregar las gotas de NaCl de ferricianuro de potasio y de fenolftaleína se aprecia una mezcla de color de la
lámina de hierro, pasa de un color gris a un verde oscuro. Después de esto notamos unas partículas de
distintos colores, predominando el verde. De aquí en adelante, durante los siguientes minutos, la barra de
hierro cambia de colores constantemente. Después de que apareciera el color verde oscuro aparece también un
color azul, azul prusiano, mientras que el borde de la gota se tiñe morado siguiendo un cambio del color verde
a un morado con algunos tintes verdes, también el azul que había aparecido se torna más intenso y comienzan
a salir algunas burbujas que se mantienen en la gota. Después de aproximadamente una hora los colores se
van perdiendo y solo encontramos un azul verdoso que ocupa a toda la gota sobre la barra de hierro.
Días después pudimos observar una franja anaranjada alrededor del lo que antes era azul.
Reacciones:
NaCl + H2O Na+ + Cl− + H+ + OH−
El cloruro de sodio actúa ayudando a la disociación del agua provocando ion hidróxilo y un protón, el ion
hidroxilo se une al hierro (II), que se produce por la oxidación del Fe (hierro metálico):
Fe0 Fe2+ + 2e
Como se puede ver, el hierro se oxida formando el ión Fe2+ liberando 2 electrones
Fe2+ + OH− Fe(OH)2 que produce que la fenolftaleína se tiña de color rosado.
Por acción del aire y el agua, el Fe(OH)2 se oxida dando origen al Fe(OH)3, que también tiñe de rosado a la
fenolftaleína, que luego se convierte en oxido ferrico hidratado, que es el color anaranjado:
Fe(OH)2 + O2 + H2O Fe(OH)3 + O2 Fe2O3XH2O
4
Conclusión
Podemos concluir que en este caso nos encontramos con una reacción redox, debido a que hay transferencia y
aceptación de electrones por parte de especies distintas dentro de la reacción. En este caso, el hierro se oxida
dos veces formando sus dos iones, que permiten dar origen al óxido férrico hidratado, que es el producto final
de la reacción.
Podemos concluir también, a partir del marco teórico que esta reacción se trata de una corrosión ya que se
forma oxido férrico hidratado a partir del hierro, que produce el deterioro del hierro; pero este tema será mejor
tratado en el item de corrosión.
EXPERIMENTO 2
Materiales:
• 2 tubos de ensayo
• 1 gotario
• pro−pipeta
• pipeta
Reactantes:
• 5ml de solución de sulfato de hierro (FeSO4)
• 5ml de solución de permanganato de potasio (KMnO4)
• 12 gotas de ácido sulfúrico diluido (H2SO4)
Procedimiento:
El procedimiento se divide en dos experiencias, en la primera es colocar en un tubo de ensayo 5 ml de sulfato
de hierro y agregar gota a gota permanganato de potasio hasta que cese el cambio de color. Luego observa.
En la segunda parte se tiene que colocar en un tubo de ensayo 5 ml de permanganato de potasio y agregue
unas gotas de ácido sulfúrico diluido. Observe el color de la muestra.
Observaciones:
En la primera parte del experimento, donde hay FeSO4 y se le agrega KMnO4 no sucede nada. El color del
sulfato de hierro permanece invariable.
En la segunda parte de la experiencia que contiene permanganato de potasio con ácido sulfúrico diluido, se
aprecia un cambio de color en la superficie del permanganato de potasio al agregar el ácido. Después de haber
echado la quinta gota de ácido sulfúrico, la solución queda de un color amarillo apagado, este va aumentando
su intensidad progresivamente a medida que se siguen agregando gotas. A la gota decimosexta se obtiene un
color algo rosado y con influencias pardas y sin olor apreciable.
Reacciones:
Para hablar de estas reacciones, lo haremos de una manera iónica, o sea veremos como reaccionan cada
uno de los iones, refiriéndonos especialmente a los iones involucrados en la reacción:
Semireacción de Oxidación
5
5Fe2+ 5Fe3+ + 5e
El hierro se oxida, dando origen al ion hierro (III)
Semireacción de Reducción
MnO4− +8H+ + 5e Mn2+ + 4H2O
El manganeso se reduce
Reacción Ionica:
5Fe 2+ + MnO4− + 8H+ 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O
Conclusión
A partir de los experimento anteriores podemos concluir que las reacciones redox están compuestas de
al menos 2 semirreacciones: una de reducción y otra de oxidación, que en este caso se ven representadas
por la oxidación del hierro y la reducción del manganeso, que están íntimamente ligadas, ya que
mientras una es la encargada de ceder electrones (oxidación hierro (II)), la otra los recibe (reducción
Mn).
A partir de las observaciones pudimos inferir cuales eran los iones involucrados. El color pardo
observado nos hizo concluir que se trataba de oxido de manganeso y de oxido férrico, que corresponden
a los iones nombrados en las reacciones expuestas anteriormente:
Óxido Férrico ======= ión Fe3+
Oxido Manganoso ====ión Mn2+
Así fue como inferimos los iones que se forman a partir de esta reacción, o sea los iones de lo productos.
EXPERIMENTO 3
Materiales:
• 1 tubo de ensayo
• balanza
• gotario
• mechero bunsen
Reactantes:
• 5 gotas de ácido sulfúrico diluido (H2SO4)
• 1 gramo de zinc granulado (Zn)
• 5ml de permanganato de potasio (KmnO4)
Procedimiento:
En un tubo de ensayo verter 5ml de permanganato de potasio, y luego agregar un gramo de cinc granulado y 5
gotas de ácido sulfúrico diluido. Observar y calentar si es necesario.
6
Observaciones:
Cuando agregamos el cinc y el ácido sulfúrico al permanganato de potasio, el cinc se va al fondo. Luego de
revolver la solución el cinc comienza a elevarse, pero al calentar la solución el cinc se eleva.
Se observa un leve cambio de color, pero sólo donde se encuentra al cinc, es un color como pardo.
Reacciones
Semireacción de Oxidación:
Zn0 Zn2+ + 2e
Semireacción de Reducción:
MnO4− + 2H+ Mn2+ + H2O
Reacción Ionica:
5Zn 0 + 2MnO4− + 16H+ 5Zn2+ + 2Mn2+ + 8H2O
Conclusión
Podemos concluir que distintos metales pueden comportarse de una manera similar en reacciones similares.
Como en el caso anterior, el Zn se oxida, proveyendo de electrones al manganeso para que este se reduzca, de
manera similar a como lo hace el hierro; esto lo podemos concluir ya que los colores resultantes en ambas
reacciones son muy parecidos, además, el permanganato debe haber esaparecido, porque desapareció su
característico color violeta, lo que nos lleva a la conclusión de que el permanganato se reduce a Mn2+.
EXPERIMENTO 4
Materiales:
• 9 tubos de ensayo
• pipeta
• pro−pipeta
Reactantes:
• 3ml de sulfato de cobre (CuSO4)
• 3ml de nitrato de plomo Pb(NO3)2
• 3ml de sulfato de zinc (ZnSO4)
• 3 láminas de cobre (Cu)
• 3 láminas de plomo (Pb)
• 3 láminas de cinc (Zn)
Procedimiento:
El experimento se divide en 3 etapas donde cada una se subdivide en 3 más.
En la primera experiencia utilizaremos una lámina de cinc y la someteremos a tres sustancias en diferentes
tubos de ensayos, en cada tubo habrá una lamina y 3ml de cada solución estas son sulfato de cobre, nitrato de
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plomo y sulfato de cinc. Para continuar con el experimento se debe repetir lo anterior cambiando la lamina de
cinc por una de plomo y luego una de cobre. Observar cada tubo y ver si reacciona o no lo hace.
Observaciones:
En la primera parte con la lamina de cinc ocurre lo siguiente:
• Con sulfato de zinc: no hay reacción
• Con sulfato de cobre: no hay reacción
• Con nitrato de plomo: sí hay reacción, ya que comienza a efervecer y aumenta la temperatura. Al
agitar, la reacción aumenta su velocidad. Se suelta una especie de polvo negro que no reacciona y
queda flotando. Luego de unos minutos el cinc está casi deshecho.
De los tres tubos siguientes, con plomo, pudimos presenciar las siguientes observaciones:
• Con sulfato de cobre: reacción débil, se ven unas pequeñas burbujas.
• Con nitrato de plomo: no hay reacción
• Con sulfato de zinc: no hay reacción
Para concluir con el experimento repetimos lo anterior pero con una lámina de cobre y observamos lo
siguiente:
• Con sulfato de cobre: no hay reacción
• Con nitrato de plomo: no hay reacción
• Con sulfato de zinc: no hay reacción
Reacciones
Zinc más:
Sulfato de Cobre:
Semireacción de Oxidación:
ZnO Zn2+ + 2e Eº=0.76 volts
Semireacción de Reducción: +
Cu2+ + 2e CuO Eº= 0.34 volts
Reacción Molecular:
Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu Eº= 1.1 volts
La reacción es espontánea teóricamente, ya que la suma de los potenciales de oxido reducción da un valor
positivo.
Nitrato de Plomo:
Semireacción de Oxidación:
8
ZnO Zn2+ + 2e Eº= 0.76 volts
Semireacción de Reducción: +
Pb2+ + 2e PbO Eº= −0.13 volts
Reacción Molecular:
Zn + PbNO3 ZnNO3 + Pb Eº= 0.63 volts
La reacción es espontánea teóricamente, por otro lado la reacción es más débil que la anterior ya que el voltaje
es menor que la anterior (0,63 volts es menor a 1,1 volts)
Sulfato de Zinc:
Semireacción de Oxidación:
ZnO Zn2+ + 2e Eº= 0.76 volts
Semireacción de Reducción: +
Zn2+ + 2e ZnO Eº= −0.76 volts
Reacción Molecular:
Zn + ZnSO4 ZnSO4 + Zn Eº= 0.0 volts
La reacción no ocurre teóricamente ya que la suma da 0, o sea no libera electricidad por lo que no es
espontánea.
Cobre más:
Sulfato de Cobre:
Semireacción de Oxidación:
CuO Cu2+ + 2e Eº= −0.34 volts
Semireacción de Reducción: +
Cu2+ + 2e CuO Eº= 0.34 volts
Reacción Molecular:
Cu + CuSO4 CuSO4 + Cu Eº= 0 volts
La reacción no ocurre teóricamente ya que la suma da 0, o sea no libera electricidad por lo que no es
espontánea
Nitrato de Plomo:
Semireacción de Oxidación:
9
CuO Cu2+ + 2e Eº= −0.34 volts
Semireacción de Reducción: +
Pb2+ + 2e PbO Eº= −0.13 volts
Reacción Molecular:
Cu + PbNO3 CuNO3 + Pb Eº= −0.47 volts
No ocurre teóricamente, debido a que la suma da un valor negativo; esto significa que la reacción no es
espontánea.
Sulfato de Zinc:
Semireacción de Oxidación:
CuO Cu2+ + 2e Eº= −0.34 volts
Semireacción de Reducción: +
Zn2+ + 2e ZnO Eº= −0.76 volts
Reacción Molecular:
Cu + ZnSO4 CuSO4 + Zn Eº= −1.1 volts
No ocurre teóricamente, debido a que la suma da un valor negativo; esto significa que la reacción no es
espontánea.
Plomo más:
Sulfato de Cobre:
Semireacción de Oxidación:
PbO Pb2+ + 2e Eº= 0.13 volts
Semireacción de Reducción: +
Cu2+ + 2e CuO Eº= 0.34 volts
Reacción Molecular:
Pb + CuSO4 PbSO4 + Cu Eº= 0.47 volts
La reacción es espontánea teóricamente, por otro lado la reacción es más débil que las anteriores ya que
el voltaje es menor que las anteriores (0,47 volts es menor a 1,1 y 0.63 volts)
Nitrato de Plomo:
Semireacción de Oxidación:
10
PbO Pb2+ + 2e Eº= 0.13 volts
Semireacción de Reducción: +
Pb2+ + 2e PbO Eº= −0.13 volts
Reacción Molecular:
Pb + PbNO3 PbNO3 + Pb Eº= 0 volts
La reacción no ocurre teóricamente ya que la suma da 0, o sea no libera electricidad por lo que no es
espontánea.
Sulfato de Zinc:
Semireacción de Oxidación:
PbO Pb2+ + 2e Eº= 0.13 volts
Semireacción de Reducción: +
Zn2+ + 2e ZnO Eº= −0.76 volts
Reacción Molecular:
Pb + ZnSO4 PbSO4 + Zn Eº= −0.63 volts
No ocurre teóricamente, debido a que la suma da un valor negativo; esto significa que la reacción no es
espontánea.
Conclusión
Podemos concluir que la viabilidad o la no viabilidad de una reacción redox se puede predecir a partir de los
potenciales de óxido−reducción de cada semirreacción, que son una medida de voltaje especial necesario para
que ocurra la reacción, que al ser sumados: si dan un valor positivo la reacción será espontánea ya que es
capaz de liberar electricidad, si dan valor igual a 0 nos dice que la reacción no es espontánea ya que no libera
electricidad, y si la suma da un valor negativo, este es signo de que la reacción no debería producirse, ya que
debe absorber electricidad.
Las conclusiones teóricas sacadas a partir de los potenciales, son corroboradas gracias a la experimentación,
ya que estas predicciones coinciden con el resultado final de la experiencia, o sea las reacciones que
teóricamente debían ocurrir ocurrieron y las que no, no; por ejemplo, la reacción entre el sulfato de cobre y el
plomo fue espontánea en la practica corroborando la espontaneidad de la teoría.
EXPERIMENTO 5
Materiales:
• 2 tubos de ensayo
• pipeta
• pro−pipeta
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Reactantes:
• 3ml de sulfato de hierro (FeSO4)
• trozo de cobre (Cu)
• sulfato de cobre 0.5 M (CuSO4)
• clavo (Fe)
Procedimiento:
Verter en un tubo de ensayo 3 ml de solución de sulfato de hierro y luego introducir un trozo de cobre, luego
observar. Para continuar con el experimento debemos tomar otro tubo de ensayo y verter sulfato de cobre y
luego agregar un clavo, observar el tubo.
Observaciones:
Sulfato de Cobre + Fierro (clavo): la superficie del clavo se torna de un color rojizo pardo, como
parecido al color del cobre.
Sulfato de Fierro + Cobre: no se ve cambio en la superficie.
Reacciones:
Sulfato de Cobre + Fierro:
Semireacción de Oxidación:
FeO Fe2+ + 2e Eº= 0.44 volts
Semireacción de Reducción: +
Cu2+ + 2e CuO Eº= 0.34 volts
Reacción Molecular:
FeO + CuSO4 FeSO4 + 2CuO Eº= 0.78 volts
Sulfato de Hierro + Cobre
Semireacción de Oxidación:
CuO Cu2+ + 2e Eº= −0.34 volts
Semireacción de Reducción: +
Fe2+ + 2e FeO Eº= 0.44 volts
Reacción Molecular:
CuO + FeSO4 CuSO4 + 2FeO Eº= −0.78 volts
De estos dos casos, el de la oxidación del fierro y la reducción del cobre es teóricamente posible y
espontáneo, ya que su suma de potenciales es positiva. En cambio, el otro caso no es espontáneo, ya que
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su suma de potenciales en negativa.
Conclusión:
Podemos concluir que la naturaleza en la cual se encuentre un elemento o compuesto es especialmente
gravitante al momento de enfrentarnos a una reacción redox ya que, si bien los elementos son los
mismos, los potenciales de reducción y de oxidación son opuestos. Mientras el hierro metálico tiene un
potencial de oxidación de 0,44 volts, cuando este se presenta como hierro (II), su potencial de reducción
es −0,44 volts, o sea, mientras en el primer caso necesita liberar electricidad para reaccionar, en el otro
necesita absorverla. Así llegamos finalmente a la respuesta a cuál de las dos especies es el mejor agente
reductor: el hierro metálico es capaz de reducir el cobre de manera espontánea, mientras el cobre
necesita de electricidad por lo que podemos concluir que el Fe es mejor agente reductor que el Cu, ya
que mientras el Cu no es capaz de reducir por sí mismo al ión hierro(II), el Fe sí lo es de reducir al ión
Cu2+.
EXPERIMENTO 6
Materiales:
• 4 tubos de ensayo
• pipeta
• pro−pipeta
Reactantes:
• 5ml de sulfato de cobre (CuSO4)
• 5ml de sulfato de hierro (FeSO4)
• 5ml nitrato de plomo Pb(NO3)2
• 2 laminas de plomo (Pb)
• lámina de cobre (Cu)
• clavo (Fe)
Procedimiento:
Verter en un tubo de ensayo 5ml de sulfato de cobre y colocar en la solución una lámina de plomo. En otro
tubo agregar 5ml de sulfato de hierro y poner una lámina de plomo. En un tercer tubo debemos añadir nitrato
de plomo más una lámina de cobre. Para finalizar el experimento se debe colocar en un cuarto tubo nitrato de
plomo y un clavo. Observar y anotar los resultados de cada tubo.
Observaciones:
Sulfato de Cobre + Plomo: hay reacción, cambia de color la solución aclarándose el celeste característico del
sulfato de cobre.
Sulfato de Hierro + Plomo: no hay cambios aparentes.
Nitrato de Plomo + Cobre: no se observa ningún cambio ni reacción.
Nitrato de Plomo + Hierro: comienza a reaccionar rápidamente lo que se nota debido a las burbujas que salen
del metal, comienza a salir un color como café pardo y, además, la el tubo de ensayo se calienta.
Reacciones:
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(Debidoal reiterado uso del término potencial de oxido−reducción, ahora nos referiremos a él sólo como
potencial)
Sulfato de Cobre + Plomo
Semireacción de Oxidación:
PbO Pb2+ + 2e Eº= 0.13 volts
Semireacción de Reducción: +
Cu2+ + 2e CuO Eº= 0.34 volts
Reacción Molecular:
CuSO4 + Pb PbSO4 + Cu Eº= 0.47 volts
Es teóricamente espontánea, ya que la suma de los potenciales de las semirreacciones es positivo, lo que
habla de una generación de electricidad.
Sulfato de Hierro + Plomo
Semireacción de Oxidación:
PbO Pb2+ + 2e Eº=0.13 volts
Semireacción de Reducción: +
Fe2+ + 2e FeO Eº=−0.44 volts
Reacción Molecular:
FeSO4 + Pb PbSO4 + Fe Eº=−0.31 volts
Teóricamente no es espontánea, ya que las suma de los potenciales de las semirreacciones da un número
negativo, lo que habla de una reacción que necesita absorber electricidad.
Nitrato de Plomo + Cobre:
Semireacción de Oxidación:
CuO Cu2+ + 2e Eº=−0.54 volts
Semireacción de Reducción: +
Pb2+ + 2e PbO Eº=−0.13 volts
Reacción Molecular:
Pb(NO3)2 + Cu Cu(NO3)2 + Pb Eº=−0.41 volts
Teóricamente no es espontánea, ya que las suma de los potenciales de las semirreacciones da un número
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negativo, lo que habla de una reacción que necesita absorber electricidad.
Nitrato de Plomo + Hierro:
Semireacción de Oxidación:
FeO Fe2+ + 2e Eº=0.44volts
Semireacción de Reducción: +
Pb2+ + 2e PbO Eº=−0.13 volts
Reacción Molecular:
Pb(NO3)2 + Fe Fe(NO3)2 + Pb Eº=0.31 volts
Es teóricamente espontánea, ya que la suma de los potenciales de las semirreacciones es positivo, lo que
habla de una generación de electricidad; esta espontaneidad se ve corroborada con la experimentación.
Conclusión:
Luego de la experiencia realizada, podemos concluir que el plomo es un metal que a lo que poder de
reducción se refiere, se encuentra entre el cobre y el plomo: mientras tiene un poder mayor que el del cobre, lo
que se ve reflejado en que es capaz de reducir al Cu2+ de manera espontánea, ya que la suma de los
potenciales de las semirreacciones es positivo; por otro lado, no es capaz de reducir al hierro (II), ya que la
suma de sus potenciales es negativa por lo que necesita de absorber electricidad para poder reaccionar. Para
explicarlo de mejor manera proponemos el siguiente diagrama:
Fe
No reduce de manera espontánea, Red de manera espontánea,
suma de potenciales negativa. suma de potenciales positiva.
Pb
No reduce de manera espontánea, Red. de manera espontánea,
suma de potenciales negativa. suma de potenciales positiva.
Cu
Finalmente la tabla quedaría de la siguiente manera según los potenciales de oxidación y por ende por su
poder reductor:
FeO Fe2+ + 2e Eº= 0,76 volts
PbO Pb2+ + 2e Eº= 0,13 volts
CuO Cu2+ + 2e Eº= −0,34 volts
Así podemos concluir que mientras más alto sea el potencial de oxidación de una especie cualquiera, mayor
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va a ser su facilidad de ceder electrones y mayor será su poder oxidante, y viceversa. Por otro lado ocurre lo
contrario con el potencial de reducción, ya que mientras sea más alto, más fácil aceptará electrones y será un
mejor agente oxidante.
EXPERIMENTO 7
Materiales:
• vaso precipitado
• Paño
Reactivos:
• cloruro de mercurio (Hg2Mg2)
• lámina de cobre (Cu)
Procedimiento:
Verter una solución de cloruro de mercurio en un vaso precipitado y luego colocar una lámina de cobre en
dicha solución.
Observaciones:
Al introducir el cobre en la solución de cloruro de mercurio, éste toma una tonalidad muy peculiar, se podría
decir que es como entre un negro y un verde muy oscuro, pero bien opaco. Luego de frotarlo con un paño
cambia totalmente, ya que toma un color plateado muy intenso.
Al introducir una moneda y dejarla entre 10 y 15segundos, ésta toma las mismas características que la lámina
de cobre había adquirido anteriormente y al frotarla obtenemos un moneda totalmente plateada.
Reacciones:
Semireacción de Oxidación:
CuO Cu2+ + 2e Eº= −0.34volts
Semireacción de Reducción: +
Hg2+ + 2e HgO Eº= 0.85 volts
Reacción Molecular:
HgCl2 + Cu Hg + CuCl2 Eº= 0.51 volts
Es teóricamente espontánea, ya que la suma de los potenciales de las semirreacciones es positivo, lo que habla
de una generación de electricidad; esta espontaneidad se ve corroborada con la experimentación.
Conclusión:
A partir de este experimento podemos comprobar que el mercurio tiene mayor fuerza oxidante que el cobre, o
sea se reduce con más facilidad. Debido a que se reduce con más facilidad, el Hg se reduce a mercurio
metálico y el cobre se oxida a ion cobre que se une al cloruro formando cloruro de mercurio, paralelamente el
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mercurio metálico se adhiere a la moneda, lo que produce que ésta se torne plateada.
A partir de estos resultados el mercurio quedaría de la siguiente manera en el orden del poder reductor de las
especies (serie potencial):
Fe
Pb
Cu
Hg
EXPERIMENTO 8
Materiales:
• 3 tubos de ensayo
• pipeta
• pro−pipeta
Reactantes:
• clavo (Fe)
• lámina de plomo (Pb)
• lámina de cobre (Cu)
• solución de ácido clorhídrico (37% p/v) (HCl)
Procedimiento:
Para este experimento debemos verter en un tubo de ensayo una solución de ácido clorhídrico y luego agregar
un clavo, este procedimiento se debe repetir otras dos veces pero cambiando el clavo por una lámina de plomo
y una de cobre. Observar y tomar nota de cada tubo.
Observaciones:
Fe + HCl: reacciona inmediatamente, ya que comienzan a salir burbujas cada vez más rápido al pasar
el tiempo. Además el HCl comienza a adquirir una tonalidad amarilla.
Pb + HCl: comienza a reaccionar, salen leves burbujas que comienzan a emerger. Además el liquido también
comienza a tornarse amarillo. Tanto las burbujas como la tonalidad amarilla del HCl son en menor cantidad
que la reacción con el Fe.
Cu + HCl: no hay reacción aparente, no se observa nada.
Reacciones:
Fe + HCl:
Semireacción de Oxidación:
FeO Fe2+ + 2e Eº= 0.44 volts
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Semireacción de Reducción: +
2H+ + 2e H2 Eº= 0.0 volts
Reacción Ionica:
Fe + HCl FeCl2 + H2 Eº= 0.44 volts
Es teóricamente espontánea, ya que la suma de los potenciales de las semirreacciones es positivo, lo que
habla de una generación de electricidad; esta espontaneidad se ve corroborada con la experimentación.
Pb + HCl:
Semireacción de Oxidación:
PbO Pb2+ + 2e Eº= 0.13 volts
Semireacción de Reducción: +
2H+ + 2e H2 Eº= 0.00 volts
Reacción Molecular:
Pb + HCl PbCl2 + H2 Eº= 0.13 volts
Es teóricamente espontánea, ya que la suma de los potenciales de las semirreacciones es positivo, lo que habla
de una generación de electricidad; esta espontaneidad se ve corroborada con la experimentación.
Cu+ HCl:
Semireacción de Oxidación:
CuO Cu2+ + 2e Eº= −0.34volts
Semireacción de Reducción: +
2H+ + 2e H2 Eº= 0.00 volts
Reacción Molecular:
Cu + HCl CuCl2 + H2 Eº= − 0.34 volts
Teóricamente no es espontánea, ya que las suma de los potenciales de las semirreacciones da un número
negativo, lo que habla de una reacción que necesita absorber electricidad para ocurrir.
Conclusión:
Podemos concluir a partir de la experimentación que el H tiene un poder reductor menor que el hierro
o el plomo ya que es fácilmente reducido por estos metales, pero a su vez podemos concluir que su
poder reductor es mayor que el del cobre, ya que este fue incapaz de reaccionar con él. Así nos
encontramos con una especie que ocupa el siguiente lugar en la lista de potencialidad:
18
Fe
Pb
H
Cu
Hg
EXPERIMENTO 9
Materiales:
• cápsula de petri
• alicate
• tijeras
Reactantes:
• nitrato de plata (AgNO3)
• alambre de cobre (Cu)
Procedimiento:
Primero debemos moldear el alambre de cobre (sin el plástico que lo cubre) con forma de árbol de Navidad.
Luego debemos verter en una cápsula de petri 100ml de nitrato de plata, seguido de esto hay que introducir el
alambre en la cápsula. Espere y observe.
Observaciones:
Al momento de entrar el alambre de cobre en contacto con la solución de nitrato de plata, podemos observar
que éste se va poniendo de un color negro opaco.
Luego de transcurridos algunos segundos comienzan a aparecer como pelitos plomos que cubren el árbol, y ya
después de algunos minutos se cubre totalmente plomo y apareciendo algunas agujitas plateadas y brillantes.
Luego de harto rato el cobre está totalmente cubierto y mucho más brillante, debido al aumento de estas
agujitas plateadas
Por otro lado, el líquido en el cual está inmerso el cobre comienza a tornarse celeste, y con el pasar del tiempo
este celeste se vuelve más y más intenso.
Reacciones:
Semireacción de Oxidación:
CuO Cu2+ + 2e Eº= −0.34 volts
Semireacción de Reducción: +
2Ag+ + 2e 2AgO Eº= 0.80 volts
19
Reacción Molecular:
2AgNO3 + Cu Cu(NO3)2 + 2AgO Eº= 0.46 volts
Es teóricamente espontánea, ya que la suma de los potenciales de las semirreacciones es positivo, lo que
habla de una generación de electricidad; esta espontaneidad se ve corroborada con la experimentación.
Conclusión:
Podemos concluir que la plata es un mejor agente oxidante que el cobre, ya que produce de manera
espontánea la oxidación del cobre metálico a Cu2+, esto se ve reflejado teóricamente por la suma de los
potenciales de las semirreacciones y se ve corroborado por la experimentación en la cual la plata se pegaba al
cobre como si fuera nieve, lo que sería una prueba de la formación de plata metálica y de iones de cobre que
se unen al nitrato formando nitrato cúprico.
Tanto de manera experimental como teórica (potenciales), la plata quedaría de la siguiente manera en la lista
de potencialidad:
Fe
Pb
H
Cu
Ag
Hg
EXPERIMENTO 10
Materiales:
• 2 tubos de ensayo
• pipeta
• propipeta
Reactantes:
• lámina de plomo (Pb)
• granalla de cinc (Zn)
• 6ml de nitrato de plata (AgNO3)
Procedimiento:
En un tubo de ensayo verter 3 ml de nitrato de plata y agregar una granalla de cinc. Luego verter 3 ml de
nitrato de plata en otro tubo y agregar un trozo de plomo. Observar y anotar los resultados de cada tubo.
Observaciones:
Nitrato de Plata + Cinc: la granalla de cinc se pone negra inmediatamente, pero la solución no cambia
20
de color. Luego de algunos segundos el cinc comienza como a desaparecer o a deshacerse, y además se
le pegan partículas blancas. En tanto la solución se enturbia y aparece un precipitado.
Nitrato de Plata + Plomo: se oscurece inmediatamente y comienza a deshacerse. Al plomo se le unen
partículas blancas y, al igual que con el cinc, se forma un precipitado y se enturbia el agua.
Reacciones:
Nitrato de Plata + Zinc:
Semireacción de Oxidación:
ZnO Zn2+ + 2e Eº= 0.76 volts
Semireacción de Reducción: +
2Ag+ + 2e 2AgO Eº=0.80 volts
Reacción Molecular:
2AgNO3 + Zn Zn(NO3)2 + 2AgO Eº= 1.56 volts
Es teóricamente espontánea, ya que la suma de los potenciales de las semirreacciones es positivo, lo que
habla de una generación de electricidad; esta espontaneidad se ve corroborada con la experimentación.
Nitrato de Plata + Plomo:
Semireacción de Oxidación:
PbO Pb2+ + 2e Eº= 0.13 volts
Semireacción de Reducción: +
2Ag+ + 2e 2AgO Eº= 0.80 volts
Reacción Molecular:
2AgNO3 + Pb Pb(NO3)2 + 2AgO Eº= 0.93 volts
Es teóricamente espontánea, ya que la suma de los potenciales de las semirreacciones es positivo, lo que
habla de una generación de electricidad; esta espontaneidad se ve corroborada con la experimentación.
Conclusión
Este experimento sirve para corroborar la fuerza oxidante de la plata, ya que en ambos casos, esta
oxida al metal en cuestión con una suma de potenciales altísima, que deja más que claro que la plata es
un muy buen agente oxidante ya que posee un potencial de reducción elevado que la hace un buen
recibidor de electrones, por ende un buen agente oxidante.
EXPERIMENTO 11
Materiales:
21
• 2 tubos de ensayo
• pipeta
• pro−pipeta
Reactantes:
• lámina de cobre (Cu)
• granalla de cinc (Zn)
• 4ml de ácido nítrico concentrado (HNO3)
Procedimiento:
Para este experimento necesitamos dos tubos de ensayo, en el primero debemos verter 2ml de ácido nítrico y
agregar una granalla de cinc. En el segundo tubo debemos colocar una lámina de cobre y verter 2ml del
mismo ácido del tubo anterior.
Observaciones:
Ácido Nítrico + Cinc: rápidamente comienzan a salir burbujas, el liquido comienza a enturbiarse, el tubo se
calienta y se desprende un gas café− anaranjado. La reacción dura por mucho tiempo y cuando ya comienza a
disminuir se observan pequeñas partículas de zinc.
Ácido Nítrico + Cobre: también reacciona muy rápido. La solución adquiere un color verde fuerte y claro, se
desprende (al parecer) el mismo gas que con el cinc que mancha el tubo de ensayo. Luego de un tiempo la
solución esta verde oscuro, el tubo esta caliente para finalmente dejar de reaccionar sin que se vean rastros del
cobre.
Reacciones:
Ácido Nítrico + Cobre
Semireacción de Oxidación:
CuO Cu2+ + 2e Eº= −0.34 volts
Semireacción de Reducción: +
2NO3− + 2e + 4H+ 2NO2 + 2H2O Eº= 0.80 volts
Reacción Molecular:
4HNO3 + Cu Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O Eº= 0.46 volts
Es teóricamente espontánea, ya que la suma de los potenciales de las semirreacciones es positivo, lo que
habla de una generación de electricidad; esta espontaneidad se ve corroborada con la experimentación.
Ácido Nítrico + Cinc
Semireacción de Oxidación:
ZnO Zn2+ + 2e Eº=0.76 volts
22
Semireacción de Reducción: +
2NO3− + 2e + 4H+ 2NO2 + 2H2O Eº=0.80 volts
Reacción Molecular:
4HNO3 + Zn Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O Eº=1.56 volts
Es teóricamente espontánea, ya que la suma de los potenciales de las semirreacciones es positivo, lo que
habla de una generación de electricidad; esta espontaneidad se ve corroborada con la experimentación.
Conclusión:
Podemos concluir que diferentes metales con características distintas como el Cu y el Zn, reaccionan de
manera parecida con el ácido nítrico, permitiendo la reducción del nitrato para formar NO2 y H2O
Podemos concluir también, que el nitrato es un muy buen agente oxidante, ya que oxida tanto al zinc, que es
un buen reductor y al cobre, que tiende a ser un oxidante por su potencial de reducción positivo 8tiende a
reducirse, o sea, a aceptar electrones). Así concluimos que especies de comportamiento opuesto pueden
comportarse de igual manera si se enfrentan a un oxidante o reductor potente.
EXPERIMENTO 12
Materiales:
• 5 cápsulas de petri
• vaso precipitado
• alicate
• mechero bunsen
Reactantes:
• cloruro de sodio (NaCl)
• fenolftaleína
• ferricianuro de potasio K3Fe(CN)6
• 5 clavos de hierro (Fe)
• 100ml de agua (H2O)
• ½ cucharada de gelatina
• alambre de cobre (Cu)
• tira de magnesio (Mg)
• tira de cobre (Cu)
Procedimiento:
Para este experimento debemos empezar por preparar la gelatina y después debemos agregar 5ml de cloruro
de sodio, 2ml de fenolftaleína y 2ml de ferriocianuro. Después de esto hay que preparar 5 clavos de distintas
formas, el primero es uno normal, luego uno con un ángulo de 90º, después otro con una tira de cinc otro con
una tira de magnesio y otro de cobre. Luego de preparar los clavos debemos distribuirlos en diferentes
cápsulas y agregamos a cada una de las cápsulas la gelatina. Observar y anotar los resultados de cada cápsula.
Observaciones:
23
Clavo normal: en un principio se pueden observar que se forman colores como el azul, el rosado y amarillo,
que aparentemente salen de todo el clavo, menos en la parte de un poco antes de la cabeza. Luego de un
tiempo se puede observar que se forma como una mancha de color azul y con algunos matices verdosos.
Luego de varios días sigue la gelatina logro conservar la mancha azul, que esta más opaca.
Ángulo de 90°: a diferencia del clavo normal se ven los mismos colores a excepción del rosado, además se
observa que comienza a formarse una mancha en la cabeza del clavo y la mancha en el ángulo de 90º es
mucho más grande que la del normal y de un azul más intenso.
Con zinc: a diferencia de los anteriores este clavo se demora mucho más en reaccionar, y cuando lo hace sólo
sale de la parte que está rodeada de cinc un color amarillento tenue y leves hilitos rosados del resto del clavo.
Luego de días, ya solidificada la gelatina, podemos observar solo una mancha un poco más oscura que la
gelatina alrededor de donde esta el cinc, sin que se observen rastros de colores azules y/0 rosados. Además
cabe destacar que el cinc ya no es una cinta, sino que es como un polvito.
Con Cobre: en un principio comienza a rosado de la parte que está envuelta en cobre y un color azul del resto
del clavo. Luego de un rato el color rosado desaparece y sólo se puede observar una gran mancha azul en la
parte del clavo que no está rodeada de Cu. Esta mancha, después de unos días, es grande y es una mezcla de
tres colores, en donde predomina el azul, seguido de colores pardo− rojizos y algunas manchas amarillas.
Con magnesio: se desprenden hilos de color rosado desde el magnesio, a diferencia del resto del clavo desde
donde se comienza a formar la misma mancha azul− verdosa que en el clavo normal. Luego de días el color
rosado no se ve y la mancha está presente desde donde no hay Mg hacia abajo. Además, cabe destacar, que el
cinc ya no es una cinta, sino que es como un polvito.
Reacciones:
(Las reacciones siguientes se basan en la experimentación y las observaciones antes mencionadas, por
explicaremos en cada paso y en cada reacción cómo se ve reflejada esta en el experimento.)
Clavo normal y 90º
Debido al color azul que demuestra esta reacción, podemos inferir que se encuentra el ión Fe2+, el cual hace
que el ferricianuro de potasio se tiña de ese color. (Esta conclusión se basa en el marco teórico).
Entonces la reacción que encontramos aquí sería la siguiente:
Fe0 Fe2+ + 2e
Como se puede ver, el hierro se oxida formando el ión Fe2+ liberando 2 electrones
Por otro lado el H2O y el aire presente, específicamente el O2, reaccionan con los electrones liberados por el
hierro formando iones hidroxilos, que luego reaccionan con el ion hierro (II), formando hidróxido de hierro:
H2O + O2 + 4e 4OH−
Fe2+ + OH− Fe(OH)2 que produce que la fenolftaleína se tiña de color rosado.
Por acción del aire y el agua, el Fe(OH)2 se oxida dando origen al Fe(OH)3, que también tiñe de rosado a la
fenolftaleína, que luego se convierte en oxido ferrico hidratado, que es el color anaranjado:
Fe(OH)2 + O2 + H2O Fe(OH)3 + O2 Fe2O3XH2O
24
Finalmente podemos llegar a la reacción final:
4Fe2+ + O2 + (4 + 2x) H2O 2Fe2O3XH2O + 8H+
que según la teoría corresponde a la corrosión de hierro. Se debe explicar que el índice x al lado izquierdo de
las moléculas de agua corresponde a que el numero de moléculas de agua que reaccionan es indeterminado.
90º
El clavo doblado en 90º reacciona más que el normail debido a la tensión que ejerce el doblez, esta tensión y
su gravitación será explicada en las conclusiones
El proceso de corrosión y su impacto a nivel económico como una reacción redox no deseada se trata con
mayor profundidad en el marco teórico.
Zn:
Es es el más extraño de los experimentos, ya que el color azul es mínimo. Debido a la tendencia a oxidarse del
cinc (potencial de oxidación: 0.76 volts), este se oxida antes que el hierro, formando una capa protectora que
impide la corrosión del hierro.
Las reacciones serían las siguientes a partir de la idea general de la corrosión del hierro:
Zn Zn2+ + 2e
H2O + O2 + 4e 4OH−
Zn2+ + 2OH− Zn(OH)2 (color morado de la fenolftaleína)
Zn(OH)2 + O2 + H2O ZnO (óxido de zinc)
La aparición de un amarillo distinto al del ferricianuro sería producto de la formación del óxido de zinc, esto
no significa que el ferricianuro reaccione con el zinc, sino, por el contrario, el color es producto de la
formación de óxido de zinc.
Cu:
En este caso el cobre protege al hierro formando hidróxido cúprico, el que tiñe de rosa la fenolftaleína:
2Cu +2 H2O + O2 2Cu(OH)2
El color azul es producto de la corrosión del hierro donde no está protegido, y ese proceso está explicado en el
caso del clavo normal y del doblado en 90º.
Mg:
En la cubierta de magnesio ocurre el mismo proceso que en el hierro, pero el magnesio tiene una mayor
tendencia a la oxidación lo que impide que el hierro se oxide donde está cubierto, pero en las zonas de las
puntas que, no están cubiertas, ocurre lo mismo que en el caso del clavo normal y el de 90º:
Mg0 Mg2+ + 2e
25
H2O + O2 + 4e 4OH−
Mg2+ + 2OH− Mg(OH)2 (color morado de la fenolftaleína)
Mg(OH)2 + O2 + H2O MgO (óxido de magnesio)
Conclusión:
Existe un proceso llamado corrosión en el cual los metales, por acción del ambiente (agua y oxígeno, por
ejemplo) van reaccionando deteriorándose formando oxidos. En este experimento encontramos la corrosión
del hierro, que es una de las más comunes de todas y la cual consta de varios pasos que la convierten en un
proceso complejo.
Podemos concluir que este indeseable proceso puede ser disminuido con el uso de otros materiales que sirvan
de escudo para este proceso; por ejemplo el Mg es un metal, que se corroe fácilmente, por lo que forma una
capa protectora que impide que la corrosión llegue en este caso al hierro, ya que se forma una capa de óxido
alrededor de él. Por otro lado esta el cinc, que es más resistente que el hierro contra la corrosión, por lo que se
convierte en un eficaz escudo para impedir que ocurra la corrosión. Finalmente está el caso del cobre, que
protege al hierro formando hidróxido, impidiendo así que los hidróxilos ataquen al hierro.
Concluímos también que la oxidación ocurre en las puntas del clavo normal, ya que ahí es donde se concentra
la mayor cantidad del oxido férrico producido por la corrosión. Esto se explica ya que los electrones deben
cruzar por el clavo para poder llegar a las puntas y reducir el oxígeno molecular, por esta misma razón, el
clavo doblado se corroe más: ahora tiene tres puntas donde pueden llegar los electrones a hacer su labor
Este tema está tratado más a fondo en el marco teórico, específicamente en el capítulo de corrosión.
EXPERIMENTO 13
Materiales:
• 2 tubos de ensayo
• gotario
Reactivos:
• clavo (Fe)
• agua potable
• fenolftaleína
• cloruro de sodio (NaCl)
Procedimiento:
Para este experimento necesitamos dos tubos de ensayo, en el primero colocaremos un clavo y luego le
agregaremos agua potable y unas gotas de felnoftaleína. En el segundo tubo hay que repetir el procedimiento
anterior agregando, además, una pizca de cloruro de sodio.
Observaciones:
Tubo sin NaCl: no se observa nada.
Tubo con NaCl: al cabo de un rato se observa que la solución comienza a teñirse morada en donde está el
26
clavo.
Reacciones:
El NaCl (cloruro de sodio), reacciona disociándose, facilitando la disociación del agua:
NaCl + H2O Na+ + Cl−+ H+ + OH−
Luego de esto se inician las reacciones de corrosión del hierro:
Entonces la reacción que encontramos aquí sería la siguiente:
Fe0 Fe2+ + 2e
H2O + O2 + 4e 4OH−
NaCl + H2O Na+ + Cl−+ H+ + OH−
Fe2+ + OH− Fe(OH)2 que produce que la fenolftaleína se tiña de color rosado.
Fe(OH)2 + O2 + H2O Fe(OH)3 + O2 Fe2O3XH2O
(las explicaciones de estas reacciones se encuentran en el experimento 12, que es otro caso de corrosión)
Conclusión:
Podemos concluir que como hay especies que pueden retardar el proceso de corrosión, hay otras que hacen lo
contrario, como las sales, que aportan a acelerar el proceso intensificando la acción de las partes que forman el
agua, ya que facilitan la formación de hidroxilos, aumentando su concentración y, por ende, la corrosión, ya
que hay más hidroxilos disponibles para corroer el hierro, como en este caso el NaCl, que permite que el agua
se disocie más fácilmente cuando esta se disocia en agua.
EXPERIMENTO 14
Materiales:
• 2 tubos de ensayo
• Gradilla
• Pipeta
• Gotero
Reactantes:
• alambre de cobre (Cu)
• lámina de cinc (Zn)
• solución de cloruro de sodio (NaCl)
• fenolftaleína
Procedimiento:
Para esta experiencia debemos enrollar un alambre de cobre a una lámina de cinc, dejando una mitad libre,
para después colocarlo en un tubo de ensayo y agregaremos cloruro de sodio más fenolftaleína.
27
Observaciones:
Cuando se le hecha NaCl a la solución con el cobre y el cinc adentro no pasa nada, pero al agregar la
fenolftaleína, el cobre se tiñe morado rápidamente.
Para saber más lo que hicimos fue echar en la misma solución el cobre solo, descubriendo que éste no se
tiñe. También echamos el cinc solo y descubrimos que este si se tiñe cuando está solo.
Reacciones y Conclusiones
• Lo raro de esta reacción es que el cuando están juntos reacciona el cobre y cuando están separados
sólo reacciona el zinc. Más aún, se puede comprobar que el cobre es el que reacciona cuando ambos
metales están juntos ya que las zonas del cinc por donde no está el cobre, no se tiñen de rosa al entrar
en contacto con la fenolftaleína. Sí llegamos a la conclusión de que ambos metales deben acoplar sus
reacciones de oxido reducción de manera que uno de la energía (electrones al otro para que puedan
reaccionar).
• Siendo el cobre el que reacciona en pareja y el zinc el que reacciona sólo, podemos concluir que el
zinc es la especie que va a otorgar la energía necesaria para este eexperimento:
Zn Zn2+ + 2e Eº= 0,76 volts.
Por otro lado, cuando el cobre tenga que reaccionar para formar el hidróxido que va a teñir la fenolftaleína, el
deberá oxidarse de manera de liberar un electrón para poder enlazarse con el OH− que viene de la reducción,
por lo que obtendrá la electricidad necesaria dede el Zn:
Cu Cu2+ + 2e Eº= −0.34 volts.
Luego el agua va a recibir esos electrones, reduciéndose ésta, formando hidrógeno molecular y OH−.
Finalmente el cobre se uniría estas moléculas de hidroxilo y se formaría el Cu(OH)2.
2H2O + 2e H2 + OH−
Cu2+ + OH− Cu(OH)2
EXPERIMENTO 15
Materiales:
• 3 cápsulas de petri
Reactantes:
• 3 pedazos de viruta (Fe)
• vinagre (CH3COOH)
• agua (H20)
Procedimiento:
Primero debemos colocar un trozo de viruta en una cápsula de petri, luego hay que sumergir otro trozo de
viruta en agua y lo dejamos escurrir para colocarlo en una cápsula, y con una tercera viruta la sumergimos en
sangre y lo dejamos, al igual que la viruta anterior, para luego colocarla en una cápsula. Para finalizar el
experimento debemos dejar las cápsulas con las virutas 15 minutos al aire luego debemos observar y anotar
28
los resultados.
Observaciones:
Virutilla con agua: se aprecia luego de algunos minutos, un cambio de color a café− amarillento, pero más
leve que con la siguiente experiencia.
Virutilla con vinagre: luego de 15 min. aprox. Se ve un cambio de color, del plomo característico de la
virutilla, a café− pardo. La virutilla parece deshacerse y pierde la esponjosidad de está, como que se
apelotona.
Reacciones:
La virutilla está hecha de hierro, por lo que cuando se encuentra en contacto con el aire y el agua, se
desencadena su proceso de corrosión antes explicado en el experimento número 12 en la reacción del
clavo normal y el clavo torcido.
La virutilla reacciona con el ácido acético del vinagre formando acetato de hierro, que es un polvo. Con esta
reacción se explica que la virutilla se vuelva polvo, cuando en verdad se está convirtiendo en acetato
hidratado. El color pardo que se ve es la formación del óxido férrico que proviene de la corrosión clásica del
hierro:
Reacción con el acetato:
2Fe0 2Fe2++4e Semireacción de Oxidación
4CH3COOH + 4e 4CH3COO− + 2H2 Semirreacción de Reducción
4CH3COO− + 2Fe2+ 2Fe(CH3COO)2
Formación de la sal y el agua
2H2 + O2 2H2O
Reacción Molecular:
4CH3COOH +2 Fe0 + O2 2Fe(CH3COO)2XH2O
Luego la misma sal hidratada da lugar a oxido de fierro y repone el ácido acético:
Fe(CH3COO)2 + H2O Fe2O3 + 2CH3COOH
Conclusión:
Podemos concluir que, además de las sales, los ácidos pueden ser un factor que aumente la velocidad de
la corrosión, ya que forman con el metal sales que desintegran con mayor velocidad al material y que
por su carácter de hidratadas dan lugar después al mismo ácido y el óxido férrico. Tal es el caso del
ácido acético, en el cual el se forma acetato de hierro hidratado, el cual, a su vez, por acción del
ambiente se convierte en ácido acético y óxido de hierro.
Por otro lado podemos concluir que en un mismo metal pueden participar tanto la corrosión clásica
(agua−aire), como la corrosión vía sal (NaCl, por ejemplo) y la corrosión de ácidos (acético, por
29
ejemplo), siendo independientes un proceso del otro, aunque el salino sea una aceleración del caso
clásico.
EXPERIMENTO 16
Materiales:
• toalla absorbente
• pipeta
• pro−pipeta
Reactantes:
• clip
• vinagre (CH3COOH)
• cloro comercial (HClO)
Procedimiento:
Para este experimento se debe doblar una servilleta en cuatro, después se coloca un clip y se humedece con
vinagre, para finalizar se agrega una gota de cloro comercial.
Observaciones:
Al momento de verter el cloro en la toalla se pone amarillenta. Luego de un rato al clip comienzan a
salirle pequeñas franjas rojizas− cafeces y al pasar más tiempo, al clip le aparecen más y más puntitos
del mismo color.
Reacciones.
Como en los casos anteriores, ocurre la corrosión clásica (aire−agua), ya que ambos ácido están diluído
en agua y siempre se está en contacto con el aire.
Acá, además, nos encontramos con una oxidación producto de dos ácidos:
Ácido Hipocloroso (HClO, cloro comercial) y el Acético.
Ácido Acético:
4Al0 4Al3++6e Semireacción de Oxidación
12CH3COOH + 6e 12CH3COO− + 6H2 Semirreacción de Reducción
12CH3COO− + 4Al3+ 4Al(CH3COO)3
Formación de la sal y el agua
2H2 + O2 2H2O
Reacción Molecular:
12CH3COOH +4Al0 + O2 4Al(CH3COO)3XH2O
30
Luego la misma sal hidratada da lugar a oxido de aluminio y repone el ácido acético:
Al(CH3COO)3 + H2O Al2O3 + 2CH3COOH
Ácido Hipocloroso:
4Al0 4Al3++6e Semireacción de Oxidación
12HClO + 6e 12ClO− + 6H2 Semirreacción de Reducción
12ClO− + 4Al3+ 4Al(ClO)3
Formación de la sal y el agua
2H2 + O2 2H2O
Reacción Molecular:
12HClO +4Al0 + O2 4Al(ClO)3XH2O
Luego la misma sal hidratada da lugar a oxido de aluminio y repone el ácido hipocloroso:
Al(ClO)3 + H2O Al2O3 + 2HClO
Conclusión:
Podemos concluir que los ácidos débiles como el ácido hipocloroso y el ácido acético producen la
corrosión de los metales, ya que al disociarse forman bases conjugadas fuertes que tienden a unirse a
los metales, formando sales hidratadas y desintegrando el metal (formando polvo); luego estas sales
hidratadas, por acción del ambiente, forman oxido y el ácido original formando una especie de ciclo, un
ejemplo de esto es el acético, cuyo ciclo fue explicado en el desarrollo del experimento.
Por otro lado acá queda demostrado que varios ácidos pueden participar en la corrosión del metal al mismo
tiempo, pero como mecanismos independientes, además en estos casos en los cuales los ácido se encuentran
diluidos, podemos concluir que el efecto del agua y del aire siempre están presentes con uno de los agentes
corrosivos que afectan al metal
EXPERIMENTO 17
Materiales:
• tubo de ensayo
• 2 vasos precipitados
• tubo en U
• pipeta
• pro−pipeta
• electrodos de grafito
• voltímetro
• algodón
• alicate
Reactantes:
31
• 55ml de yoduro de potasio (KI)
• 4 gotas de almidón
• 55ml de Dicromato de potasio (K2Cr2O7)
• 5 gotas de Ácido sulfúrico diluido (H2SO4)
• solución de cloruro de sodio (NaCl)
• cable de cobre (Cu)
Procedimientos:
En un tubo de ensayo se colocan 5ml de yoduro de potasio con almidón, se agrega unas gotas de dicromato de
potasio. Luego en un vaso precipitado se vierten 50ml de yoduro de potasio más 2ml de almidón. En un
segundo vaso hay que verter otros 50ml de dicromato de potasio más unas gotas de ácido sulfúrico.
Terminado esto se coloca un tubo en forma de U lleno de cloruro de sodio, tapado por algodón en ambas
salidas y se finaliza cerrando el sistema con dos electrodos de grafito uno en cada lado, luego se conectan al
voltímetro y se toma nota de la medición del este.
Observaciones:
Yoduro de potasio + almidón: líquido morado translúcido. Al verter el dicromato de potasio, queda una
suspensión amarilla en la superficie del líquido. Al revolver, queda un líquido homogéneo de color amarillo.
Dicromato de potasio + ácido sulfúrico: cuando se hace esta mezcla no se aprecia ningún cambio en el
dicromato de potasio.
Sistema completo: el lado con yoduro de potasio se torna más intenso, lo que indica que está reaccionando. Al
medir con el voltímetro, éste marca 0.5 volts. Se puede observar que queda almidón sin reaccionar.
Reacciones:
Ánodo
KI K+ + I−
Reacción en el ánodo:
2I− I2 + 2e Oxidación del ión Yodo Eº= −0.53 volts
El ión K+ se une a un cloruro del puente salino para formar cloruro de potasio y mantiene el equilibrio iónico.
Cátodo
Cr2O72++ 14H+ +6e 2Cr3+ + 7 H2O Eº=1.33 volts
El ión potasio precipita.
I/I−//Cr2O72+/ 2Cr3+
Eº= −0.53 volts+ 1.33 volts= 0.80 volts
Conclusión:
En este caso vemos una pila cualquiera, pero con la particularidad de que posee al almidón como una especie
32
de indicador el cual reacciona en presencia del ión yoduro tiñéndose de un color morado. Podemos concluir
que existen indicadores como el almidón que permiten saber si hay o no cierta especie dentro de la reacción.
EXPERIMENTO 18
Materiales:
• 2 tubos de ensayo
• 2 vasos precipitados
• pipeta
• pro.pipeta
• tubo en U
• electrodos de grafito
• voltímetro
• algodón
• alicate
Reactantes:
• 53ml de Cloruro de hierro III (FeCl3)
• 3ml de Sulfato de hierro II (FeSO4)
• 50ml de Yoduro de potasio (KI)
• 5ml de almidón
• cloruro de sodio (NaCl)
• una gota de ferricianuro de potasio K3Fe(CN)6
• cable de cobre (Cu)
Procedimiento:
En un tubo de ensayo se debe mezclar ferricianuro de potasio con cloruro de hierro III. En otro tubo debemos
mezclar ferricianuro con sulfato de hierro II. Luego en un vaso precipitado se vierten 50ml de cloruro de
hierro III y se agregan 10ml de ferricianuro de potasio. En un segundo vaso se repite lo anterior cambiando los
reactivos por 50ml de yoduro de potasio y 5ml de almidón. Finalmente se conectan ambos vasos con un tubo
en U lleno de cloruro de sodio, se cierra el sistema con los electrodos de grafito previamente limpiados y
pulidos. Conectar los electrodos a un voltímetro y medir.
Observaciones:
Cloruro de Hierro III + K3Fe(CN)6 : Al momento de que una gota ingresa en el cloruro de hierro, sus
alrededores se tornan rojos y luego se atenúan. Cuando se le agregan varias gotas y se bate, la solución toma
un color naranja y a medida que se le echa más ferricianuro se pone más oscuro, hasta adoptar finalmente un
color rojo sangre.
Sulfato de Hierro II + K3Fe(CN)6 : a diferencia del tubo de ensayo anterior, la gota al caer tiñe de color azul.
Al batir y agregar más gotas de ferricianuro, la solución adquiere un color prusia, muy intenso.
Cloruro de Hierro III + K3Fe(CN)6 : el cloruro de hierro pasa de ser una solución amarillenta a ser una rojiza.
Yoduro de Potasio + Almidón: el yoduro pasa de ser transparente a ser de color blanco, pero siempre
manteniendo una cierta transparencia. Luego de un rato se pone lila transparente, acercándose al morado.
Cuando se conectan los electrodos al voltímetro y se meten cada uno en una solución se comienza a observar
33
que el vaso que tenia la solución de yoduro de potasio mantiene su color lila transparente. Por otro lado, el
otro vaso que contiene la solución con Hierro III comienza a poner verde oscuro, que es el mismo color que se
obtenía cuando mezclamos lo que teníamos en los tubos de ensayo, con hierro II y III.
El voltímetro llega a un máximo de 0,35 y de ahí comienza a decrecer muy lentamente, y si sacamos el puente
salino que conecta ambos vasos lo que marca el aparato desaparece, se pone en 0.
Reacciones:
Ánodo:
KI K+ + I−
2I− I2 + 2e oxidación del yoduro Eº= −0.53 volts
Cátodo:
Fe2+ + e Fe3+ Tiñe al ferricianuro de color azul. Eº= 0.77 volts
−0.53volts+0.77volts= 0.24volts teoórico
Conclusión:
Podemos concluir que esta es una pila electroquímica, donde en el ánodo se produce la oxidación del yoduro y
en el cátodo una reducción del Fe2+ a Fe3+, probándose esto gracias a que el ferricianuro de potasio actúa
como un indicador que se tiñe de rojo con el Fe2+ y se tiñe azul con el Fe3+.
La variación entre el voltaje teórico y experimental se puede deber a:
• Contaminación de los electrodos
• Contaminación de las Soluciones
• Contaminación del puente salino hacia las soluciones
Todos estos acontecimientos alteran el equilibrio iónico de la solución y por ende el rendimiento de la pila.
EXPERIMENTO 19
Materiales:
• 2 vasos precipitados
• voltímetro
• algodón
• tubo en U
• alicate
Reactantes:
• Sulfato de Zinc 0.5 M (ZnSO4)
• Tira de zinc (6 x 2 cm) (Zn)
• Sulfato de cobre (CuSo4) 0.5 M
• Tira de cobre (6 x 2 cm) (Cu)
• Nitrato de amonio (NH4NO3) 0.5 M
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• Alambre de cobre (Cu)
Procedimiento:
Para este experimento debemos llenar un vaso precipitado con 100ml de sulfato de cinc y sumergir en el una
tira de cinc donde un extremo se sumerja y el otro quede por sobre la superficie de la solución. Del mismo
modo otro vaso precipitado se tiene que llenar con 100ml de sulfato de cobre con su respectiva tira de cobre,
al igual que el otro vaso. Terminado esto se debe conectar un alambre de cobre a la tira de cinc y al
voltímetro, de igual forma con la tira de cobre, luego tenemos que medir lo que marca el voltímetro. Después
de esto se coloca un tubo en forma de U lleno de nitrato de amonio, se observa por lo menos 10 minutos.
Observaciones:
Sin la U no se ven cambios aparentes y no se marca corriente en el voltímetro..
Pero al introducir la U y conectar ambas soluciones el voltímetro marca inmediatamente 1,0 volt.
Cuando lo nos unimos con la U, el voltímetro no marcaba nada, ni se notaba ninguna reacción en ninguno de
los dos vasos.
Notamos que el CuSO4 trancurridos algunos dias de estar conectada la pila comienza a perder su coloración
azulada, eso si paulatinamente. Con el pasar de los dias notamos que la marca del voltimetro iba en decenso,
llegando luego de una semana a marcar 0,75 volts.
Reacciones:
Ánodo: Cátodo:
Zn Zn2++ 2e Cu2++ 2e Cu
Eº= 0,76 volts + Eº= 0.34 volts
Eº= 1,1 volts
Zn/Zn2+//Cu2+/Cu
Conclusión:
Esta es la pila de Daniell, y consiste es que haya una corriente continua (unidireccional) entre los electrodos,
esta corriente se produce gracias a la oxidación del zinc y la reducción del cobre (cada vez que se oxida un
zinc, un cobre se reduce). El puente ionico permite que hay un equilibrio en los iones para que la pila siga
funcionando.
Por otro lado, mientras la masa del cobre aumenta gracias a que se unen a ella átomos de cobre; la otra
disminuye (Zn), debido el Zn a que se va convirtiendo en Zn2+ formando sulfato de zinc perdiendo masa.
Finalmente podemos inferir que el puente iónico permite alcanzar un equilibrio iónico y mantenerlo es vital
para que las polaridades de las pilas no se alteren y no se altere su funcionamiento.
EXPERIMENTO 20
Materiales:
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• Servilleta de papel
• Una batería de 9volt.
Reactantes:
• Solución de cloruro de sodio (NaCl)
• Agua (H2O)
• Fenolftaleína
Procedimiento:
En este experimento se coloca ½ cucharada de cloruro de sodio sobre una servilleta doblada en cuatro
partes iguales, luego se humedece la zona del cloruro de sodio con unas gotas de agua, después se
agrega una gota de fenolftaleína. Para finalizar hay que hacer tocar los terminales de la batería en la
parte humedecida. Después se observa.
Observaciones:
Al echar la gota de fenoftaleína a la servilleta no se aprecia ningún cambio de color, pero cuando se apoyan
los terminales de la batería, el borde del polo negativo se torna medio rosado, dejando el mismo color en la
toalla absorbente.
Reacciones:
NaCl Na+ + Cl−
Oxidación (Ánodo):
2Cl− Cl2 + 2e Eº= −1.36 volts
Reducción (Cátodo): +
2H2O + 2e H2 + 2OH− Eº= −0.83 volts
Eº= −2.17 volts
Este es un caso de electrólisis, en el cual se forma hidróxido de sodio esta formación se explica a partir de la
siguiente ecuación:
Na+ + OH− NaOH, el sodio toma el hidroxilo que deja la reducción del hidrógeno del agua.
Reacción Final:
2NaCl + 2H2O H2 + Cl2+ NaOH
Conclusiones:
Este es un proceso de electrólisis en el cual se le otorgó la electricidad necesaria a una molécula de NaCl
y agua para que se dividieran formando compuestos que según sus semirreacciones no podían ser
posibles, ya que la sumatoria de los potenciales de las semirreacciones daba negativo. Entonces
podemos concluir que la electrólisis es el proceso por el cual las reacciones que no pueden suceder de
manera espontánea debido a que necesitan electricidad para poder reaccionar.
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Pudimos concluir también que se formaba hidróxido de sodio debido a que se tiñe violeta alrededor del ánodo
(polo negativo), lo que permite descartar la formación de sodio metálico. Las burbujas nos permitieron
concluir la formación del cloro y el hidrógeno gaseoso.
EXPERIMENTO 21
Materiales:
• batería de 9volt.
• vaso precipitado
• alicate
Reactantes:
• 50ml de Sulfato de zinc 0.5 M (ZnSO4)
• lámina de cobre (Cu)
• lámina de cinc (Zn)
• cables de cobre previamente pelados (Cu)
Procedimiento:
Para este experimento necesitamos conectar el cable de cobre a una lámina de este material y el otro extremo
al polo negativo de la batería, con un segundo cable se procede a lo mismo pero con una lámina de cinc y
unido al polo positivo, luego se sumerge el sistema a un vaso precipitado con 50ml de sulfato de cinc.
Cuidando que las láminas no se toquen observa y anota lo que suceda.
Observaciones:
Al conectar todo el circuito, el cobre toma un color negro en los bordes y al interior se pone plomo, como si el
Zn se le pegara. En cambio al cinc no se le ven cambios aparentes, sólo se le ven los bordes un poco negro.
Reacciones:
Reducción:
Zn2+ + 2e ZnO Eº= −0.76 volts
Oxidación
CuO Cu2+ + 2e Eº= −0.34 volts
Eº= −1.1 volts
Reacción Final:
ZnSO4 + CuO Zn0 + CuSO4
Conclusión:
Esto es como la pila de Daniel al revés, acá otorgamos electrones para que el cobre de reduzca y el Zn2+ se
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oxide, aumentando la masa del zinc ya que se adhiere a él zinc metálico y el cobre disminuye su masa ya que
se va reduciendo a Cu2+. Por otro lado esta reacción viene a corroborar la premisa de la conclusión anterior
en la que se dice que la electrólisis es el método en el cual se producen las reacciones que por sus sumatoria
de potencial negativo no se les permite la espontaneidad por la necesidad de absorber energía eléctrica,
ocurriendo casos como este en el cual teóricamente el sistema debe absorber una corriente de al menos 1,1
volts para que la reacción funcione.
EXPERIMENTO 22
Materiales:
• batería de 9volt.
• Cables de cobre previamente pelado
Reactantes:
• 50ml de Sulfato de cobre (CuSO4)
• lámina de cobre
• lámina de cinc
Procedimiento:
Para este experimento necesitamos conectar el cable de cobre a una lámina de este material y el otro extremo
al polo negativo de la batería, con un segundo cable se procede a lo mismo pero con una lámina de cinc y
unido al polo positivo, luego se sumerge el sistema a un vaso precipitado con 50ml de sulfato de cobre.
Cuidando que las láminas no se toquen observa y anota lo que suceda.
Observaciones:
Cuando armamos todo el montaje, el cinc toma un color negro en ambas caras de la lámina. A diferencia del
cobre que cambia de color solo en la cara que da al Zn, es como un color negro− café (menos intenso que el dl
Zn).
Reacciones:
Oxidación:
ZnO Zn2+ + 2e Eº= 0.76 volts
Reducción:
Cu2+ + 2e CuO Eº= 0.34 volts
Eº= 1.1 volts
CuSO4 + Zn ZnSO4 + Cu
Conclusiones:
En este caso nos encontramos con una potencial pila electroquímica, pero que conectada a la batería ve
acelerada su reacción, ya que el flujo de electrones no es sólo por parte de las especies que forman parte de la
pila, si no que además recibe un suministro extra de electrones que acelera la reacción, esto se ve reflejado a
38
que igual que en la pila de Daniell el cobre se torna rojizo por la unión de cobre metálico a la placa, pero a una
velocidad mucho más rápida; por lo que podemos concluir que si a una pila le otorgamos mayor electricidad,
sus reacciones químicas van a ser más rápidas ya que el flujo de electrones va a ser mayor.
EXPERIMENTO 23
Materiales:
• Clip Metálico
• Cable de Cobre
• Diodo
• Alicate de Punta
• Ampolleta de 1,5volt.
• Papa, limón o papaya
Reactantes:
• Lámina Cinc (Zn)
• Lámina Cobre (Cu)
Procedimiento:
Inserta en forma alternada una lámina de cobre y otra de cinc en un limón, papa o papaya. Coloca un clip al
extremo de cada cable. Usando el clip, conecta un cable a las láminas interiores. A las láminas exteriores
conecta un diodo. Observa lo que ocurre. Ahora une los mismos cables a la ampolleta de 1.5volts. Anota tus
observaciones. Mide la diferencia de potencial de esta pila con un voltímetro.
Observaciones:
Aparentemente el diodo no se prende, pero cuando apagamos la luz se logra ver que se enciende muy
levemente. Mientras más limones se utilizan, conectados entre sí, más fuerte es lo que se prende del diodo.
Reacciones−Concluciones:
Por otro lado está el limón donde se encuentra el ácido cítrico, que es un ácido débil que juega un papel
importante en el ciclo de krebs. Este da un gran concentración de protones que provoca una carga eléctrica y
por consiguiente una corriente eléctrica.
Este ácido cñitrico participa en la formación de corriente eléctrica provocando la oxidación del cinc y la
formación de hidrógeno molecular. Estas reacciones liberan cierto voltage (0,76 volts), que son captados por
el cobre y conducidos por él
Citrico−H + Zn Zn2++ H2+ Cítrico− Eº= 0,76 volts
EXPERIMENTO 24
Materiales:
• Diodo
• Pipeta
• Vaso Precipitado de 200ml.
• Alicate de Punta
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Reactantes:
• Lámina Cinc (Zn)
• Lámina Cobre (Cu)
• Ácido Clorhídrico (HCl)
• Cable de Cobre (Cu)
Procedimiento:
Conecta un diodo a una lámina de cobre y una lámina de cinc. Sumerge ambos en una solución de HCl.
Observa lo que ocurre.
Observaciones:
No se observa nada, no le pasa nada a la solución y el diodo no se prende, ni siquiera con en un cuarto
totalmente oscuro.
Reacciones:
En este caso no hay corriente eléctrica, ya que el diodo no se prende, además no se ven reacciones aparentes
ni cambios en el sistema.
Zn + 2HCl ZnCl2 + H2 Eº= −2.12 volts
Cu+ 2HCl CuCl2 + H2 Eº= −1.70 volts
Conclusión:
Podemos concluir que en este caso no hay reacción alguna ni hay transferencia de electrones, ya que no se
prende el diodo y no se ven cambios en la solución, por otro lado ninguno de los electrodos puede tener una
reacción con el ácido clorhídrico ya que sus potenciales son negativos y eso significa que necesitan absorber
electricidad para poder funcionar
.
EXPERIMENTO 25
Materiales:
• Ampolleta de 1,5volt.
• 4 Vasos precipitado
• Alicate de Punta
• Tijeras
Reactantes:
• Cobre (Cu)
• Magnesio (Mg)
• Ácido Sulfúrico (H2SO4) 3M
• Cloruro de Sodio (NaCl) 1M
• Cable de Cobre (Cu)
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Procedimiento:
• Conecta una ampolleta de 1,5volt. a una tira de magnesio de 18cm. de largo aproximadamente y una lámina
de cobre de 6x2 cm. Introduce los dos metales, cuidando que no se toquen en un vaso con suficiente ácido
sulfúrico. Observe qué sucede.
• Repite la experiencia anterior reemplazando la lámina de cobre con otra tira de cinta de magnesio.
• Repite la experiencia reemplazando ambas tiras de magnesio por láminas de cobre.
• Repite la experiencia remplazando una lamina de cobre por una lamina de zinc en sulfato de cobre (0,5M).
• Repite la experiencia reemplazando el sulfato de cobre por cloruro de sodio (1M).
Observaciones:
a) Al introducir el Cu y el Mg tal cuales son, es decir, una lámina y una cinta, el magnesio al momento de
tocar el ácido reacciona, se deshace y produce un humo blanco espeso y la ampolleta no se prende.
Al probar introduciendo el magnesio en forma de espiral y el Cu normal, la ampolleta si se prende, pero se
produce un chispazo y se apaga. El Mg demora más en deshacerse. En esta instancia el voltímetro marca un
máximo de 1,6 volts.
b) Al reemplazar el Cu por otra cinta de Mg, la ampolleta no se prende y el voltímetro marca 0,03 volts.
c) Al reemplazar y poner los dos electrodos de Cu, no pasa absolutamente nada.
d) Al cambiar el ácido sulfúrico por sulfato de cobre e introducir la lamina de cobre y la lamina de zinc
observamos que voltímetro sube hasta 1 volts; el zinc se torna color cobrizo mientras que el cobre se pone
mas brillante (al parecer se limpia).
e) A l cambiar el sulfato de cobre por cloruro de sodio e introducir la lamina de cobre y de zinc no
observamos cambios aparentes
Reacciones:
a)
Semirreacción de Oxidación
Mg° Mg+2 + 2e E° = 2.36 volt
Semirreacción de Reducción
2H+ + 2e H2 E° = 0,00 volt
E° = 2.38 volt
Reacción ionica
Mg + 2H+ Mg+2+ H2
En este caso el magnesio reacciona oxidandose y reduce al hidrógeno, formando hidrógeno molecular, esta
reacción toma tan sólo unos segundos y libera 2.38 volts de electricidad que son capatados por el cobre, que
solo se comporta como conductor, prendiendo por una fracción de segundo la ampolleta.
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b) En este caso la reacción entre el magnesio y el ácido sulfúrico es doble, pero no hay u condcutor que
permita que se forme el circuito.
c) En este caso no hay reacción alguna, ya que el cobre no reacciona con el H2SO4:
H2SO4: + Cu CuSO4 + H2 Eº= −0.34 volts
La reacción no es espontánea ya que necesita absorber electricidad para ocurrir.
d) En este caso el zinc se oxida formando un ion Zn2+, mientras tanto, el cobre del sulfato de cobre se reduce
formando cobre metálico que se adhiere al zinc; el cobre se comporta como un conductor de la corriente
eléctrica producida:
Semirreacción de Oxidación
Zn Zn2+ + 2e Eº= 0.76 volts
Semirreacción de Reducción
Cu2+ + 2e Cu Eº= 0.34 volts
Reacción Molecular
Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu Eº= 1.1 volts.
e) No hay reacción aparente:
Zn + NaCl ZnCl. + Na0 Eº= −1.95 volts
Cu + NaCl CuCl. + Na0 Eº= −2.37 volts
Ambas reacciones no son espontáneas ya que necesitan de electricidad para ocurrir
Conclusión:
Podemos concluir que los distintos metales cumplen distintas labores dentro de una pila electroquímica,
formando parte de la reacción de la pila o simplemente como conductor de la electricidad formada por los
procesos de la misma, así pudimos ver que el cobre en dos casos sólo transmite la electricidad de las
reacciones de las pilas. Por otro lado podemos concluir que hay metales hiper reactivos como el magnesio que
solo reaccionan por pocos segundos y que dependen de otros metales que sirvan de puente para la electricidad
generada por ello, por eso los dos magnesios juntos no producen corriente eléctrica. Finalmente podemos
concluir que hay metales como el cobre que no reaccionan con cualquier acido o sustancia, por lo que no
sirven parab todos los casos en la generación de electricidad.
EXPERIMENTO 26
Materiales:
• Voltímetro
• 2 Vasos Precipitado
• Alicate de Punta
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Reactantes:
• Cobre (Cu).
• Hierro (Fe)
• Plomo (Pb)
• Magnesio (Mg)
• Cinc (Zn)
• Sulfato de Cobre (CuSO4) 0,5M
• Cable de Cobre (Cu)
Procedimiento:
• Conecta al terminal positivo del voltímetro, una lámina de cobre y el otro a una lámina de hierro; se
introduce los metales en un vaso conteniendo solución de sulfato de cobre 0,5M y rápidamente toma la
lectura máxima del voltímetro.
• Repite la experiencia anterior reemplazando la lámina de hierro por una de plomo.
• Repite la experiencia anterior reemplazando la lámina de plomo por una cinta de magnesio.
• Repite la experiencia anterior reemplazando la cinta de magnesio por una lámina de cinc.
Observaciones:
a) El voltímetro marca 0,36 volts. Luego de un rato, al sacar el clavo está de color cobre.
b) El voltímetro marca 0,09. Luego de un tiempo un pedacito de la lámina de plomo se torna de color cobre.
c) El voltímetro marca 1,45 volts. El Mg reacciona lentamente, se desprenden burbujas. En la solución se ven
como pedacitos de Mg, como si se deshiciera.
d) El voltímetro marca 0,13 volt. No se ve ninguna reacción aparente.
Reacciones:
a)
Reacción Molecular:
Fe° + CuSO4 Cu° + FeSO4
Semi− Oxidación
Fe° Fe2+ + 2e E° = 0.44 volts
Semi. Reducción +
Cu2+ + 2e Cu° E° = 0.34 volts
Eº = 0.78 volts
b)
Reacción Molecular:
43
Pb° + CuSO4 Cu° + PbSO4
S.O:
Pb° Pb2+ +2e E°= 0.13 volts
S.R: +
Cu2+ +2e Cu° E°= 0.34 volts
E°= 0.47 volts.
c)
Rección Molecular:
Mg° + CuSO4 MgSO4 +Cu°
S.Ox
Mg° Mg2+ + 2e E°= 2.38 volts
S.Red +
Cu2+ + 2e Cu° E°= 0.34 volts
Eº= 2.72 volts
d)
Reacción Molecular
Zn° + CuSO4 Cu° + ZnSO4
S.Ox.
Zn° Zn2+ +2e E°=0.76 volts
S.Red. +
Cu2+ +2e Cu° E°= 0.31volts
Eº = 1.1 volts
Conclusión:
Podemos concluir que los distintos metales pueden provocar distintas caragas eléctricas, dependiendo en qué
medio están y con quién reaccionen; así podemos concluir que la generación eléctrica es propia de ciertas
parejas de elementos, y de cada uno de los potenciales, así los que tengan potenciales más altos formaran pilas
más poderosas y viceversa.
EXPERIMENTO 27
44
Materiales:
• Vaso plástico
• Gotero
• Batería de 9volt.
• Fenolftaleína
• Tapón con 2 orificios
• 2 tubos de ensayo
• Cables de cobre
Reactantes:
• Cloruro de Sodio (NaCl) 2%
• Grafito
Procedimiento:
Luego de tener los grafitos lijados y conectados, lo que se hace es meterlos por un tapón que tiene dos
orificios y tapar un vaso plástico que se le ha cortado la parte inferior. De ahí llenar el vaso platico con cloruro
de sodio y echarle fenolftaleína.
A continuación llenar 2 tubos de ensayo con la misma solución y sumergirlos (al revés) en el vaso, cuidando
que no quede nada de aire en el tubo y que cada uno cubra a un electrodo. Por ultimo conectar los cables que
salen de los grafitos a una batería.
Observaciones:
Al conectar los cables a la batería comienza de inmediato la reacción, ya que se observa como salen
burbujas de los grafitos. Lugo de algunos segundos el tubo que esta conectado al polo negativo
comienza a ponerse morado y la cantidad de burbujas que emergen d este grafito es mucho mayor que
el del polo positivo.
Con el pasar del tiempo ambas diferencias se hacen cada vez más notorias, así cuando el tubo del polo
negativo esta lleno Hasta la mitad con aire de las burbujas, el del polo positivo lleva apenas 1 cm. Mientras el
morado es cada vez más notorio, hasta que comienza a salirse del tubo y propagarse hacia todo el vaso, pero
sin entrar al tubo del polo positivo.
Reacciones− Conclusiones:
En esta reacción estamos en presencia de una electrólisis de NaCl
NaCl Na+ + Cl−
Oxidación (Ánodo):
2Cl− Cl2 + 2e Eº= −1.36 volts
Reducción (Cátodo): +
2H2O + 2e H2 + 2OH− Eº= −0.83 volts
Eº= −2.17 volts
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Este es un caso de electrólisis, en el cual se forma hidróxido de sodio esta formación se explica a partir de la
siguiente ecuación:
Na+ + OH− NaOH, el sodio toma el hidroxilo que deja la reducción del hidrógeno del agua.
Reacción Final:
2NaCl + 2H2O H2 + Cl2+ NaOH
Este es un proceso de electrólisis en el cual se le otorgó la electricidad necesaria a una molécula de NaCl
y agua para que se dividieran formando compuestos que según sus semirreacciones no podían ser
posibles, ya que la sumatoria de los potenciales de las semirreacciones daba negativo. Entonces
podemos concluir que la electrólisis es el proceso por el cual las reacciones que no pueden suceder de
manera espontánea debido a que necesitan electricidad para poder reaccionar.
Pudimos concluir también que se formaba hidróxido de sodio debido a que se tiñe violeta alrededor del grafito
unido al polo negativo), lo que permite descartar la formación de sodio metálico. Las burbujas nos permitieron
concluir la formación del cloro y el hidrógeno gaseoso.
EXPERIMENTO 28
Materiales:
• Vaso plástico
• Gotero
• Batería de 9volt.
• Fenolftaleína
• Tapón con 2 orificios
• 2 tubos de ensayo
• Cables de cobre
Reactantes:
• Cloruro de Cobre (CuCl2) 2%
• Grafito
Procedimiento:
Luego de tener los grafitos lijados y conectados, lo que se hace es meterlos por un tapón que tiene dos
orificios y tapar un vaso plástico que se le ha cortado la parte inferior. De ahí llenar el vaso platico con
Cloruro de Cobre y echarle fenolftaleína.
A continuación llenar 2 tubos de ensayo con la misma solución y sumergirlos (al revés) en el vaso, cuidando
que no quede nada de aire en el tubo y que cada uno cubra a un electrodo. Por ultimo conectar los cables que
salen de los grafitos a una batería.
Observaciones :
Del grafito conectado al polo + se ve que comienza a reaccionar, ya que se observan burbujas que van
emergiendo hacia la parte superior del tubo.
Del polo negativo se comienza a ver un cambio de color en el grafito.
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Reacciones− Conclusiones:
Esta es la electrólisis del CuCl.
CuCl2 Cu2+ + 2Cl−
Oxidación (Ánodo):
2Cl− Cl2 + 2e Eº= −1.36 volts
Reducción (Cátodo): +
2H2O + 2e H2 + 2OH− Eº= −0.83 volts
Eº= −2.17 volts
Cu2+ + 2OH− Cu(OH)2, el cobre toma el hidroxilo que deja la reducción del hidrógeno del agua.
Reacción Final:
CuCl2 + 2H2O H2 + Cl2+ Cu(OH)2
Esta es la electrolisis del cobre y se caracteriza por formar hidróxido cuprico, hidrógeno y cloro
molecular, este proceso es similar al de la electrólisis del NaCl, el cual ya fue explicado en el
experimento anterior.
EXPERIMENTO 29
Materiales:
• Batería
• Vaso precipitado
− Agua destilada (H2O)
Reactivos:
− Lamina de cobre (Cu)
• Barra de níquel (Ni)
• Hidróxido de sodio (1 M) (NaOH)
• 50 ml. De sulfato de níquel (2,5 %)
• 50 ml. De sulfato de amonio (2,5 %)
• Virutilla (Fe)
Procedimientos:
Armar una especie de cátodo con una lámina de cobre, el cual debe estar perfectamente limpio y
desengrasado, para esto se debe frotar con una virutilla y con un papel nova humedecido con hidróxido de
sodio 1 M, lavándolo después con agua destilada. El ánodo es una barra de níquel; ambos conectados a una
batería.
47
Luego en un vaso de precipitado agrega 50ml de sulfato de níquel 2,5% y 50ml. De sulfato de amonio 2,5%.
Sumerge el cátodo y el ánodo en la solución sin que se toquen, 2 ó 3 minutos. Luego da vuelta el cátodo y
sumérgelo por 2 minutos. Por ultimo retira la lamina y deja secar.
Observaciones:
La mezcla de sulfato de niquel con sulfato de amonio posee un color verde claro.
A los pocos segundos de sumergidos el catodo y el anodo en la solucion comenzamos a observar que salen
burbujas de ambos polos; A los 45 segundos se empieza a poner negro el borde del cobre con tonos grises; por
el lado del electrodo que esta gris (cara que da al niquel) se comienza a observar que se va poniendo negro;
mientras que la cara que no da al electrodo va tomando color plateado.
Al pasar un papel por la parte negra de la lamina ésta se desprende al igual que la parte gris.
Al dar vuelta el catodo (lamina de cobre) y sumergirlo nuevamente observamos que la cara de color plateada
se torna negra.
Reacciones−Conclusiones:
Este es un proceso en el cual el níquel se une al un metal mediante la electrólisis, ya que el níquel se reduce en
el ánodo y por esta reducción se oxida un cobre:
Ni 2+ + 2e Ni reduce E° = −0.25 volts
+
Cu° Cu +2 + 2e oxida E° = −0.34 volts
E° = − 0.59 volts
Mientras tanto, en el otro polo el níquel se oxida, reduciendo hidrógeno a hidrógeno molecular:
Ni° Ni 2+ + 2e oxida E° = 0.25 volts
2H+ + 2e H2 reduce E° = 0.0 v olts
E° = 0.25 volts.
Éstos hidrógenos provienen de la formación de amoníaco a partir de amonio, luego de la dosociación del
sulfato de amonio; podemos concluir que el sulfato de amonio juega un papel importante ya que el sulfato
resultante de su disociación se une al ión cúprico.
(NH4)2SO4 H+ + SO42− + NH3
Finalmente la fórmula:
Cu0 + NiSO4 +(NH4)2SO CuSO4 +2NH3 +H2 + Ni
EXPERIMENTO 30
Materiales:
48
• Vaso precipitado
• Batería
Reactivos:
• Lámina de cobre (Cu)
• Lámina de cinc (Zn)
• 50 ml de sulfato de cinc (ZnSO4)
• 50 ml de agua destilada (H2O)
• 5 gotas de ácido sulfúrico (H2SO4)
• 2 gotas de ácido bórico
Procedimientos:
En el cátodo, se procede de igual manera que el experimento anterior. El ánodo es una lamina de cinc. Ambos
debemos conectarlos a una batería en sus polos respectivos.
En un vaso precipitado agrega 50 ml de solución saturada de sulfato de cinc y 50 ml de agua destilada. Añade
después 5 gotas de solución de ácido sulfúrico y 2 gotas de ácido bórico.
Sumerge el cátodo y el ánodo en la solución sin que se toquen, por 2 ó 3 minutos. Retira la lamina y déjala
secar.
Observaciones:
A los 5 segundos observamos que el cobre comienza a cambiar de color tomando un color plateado por
ambas caras de la lámina, mientras que en la lámina de zinc se observa que emergen burbujas y que sus
bordes se tornan negros.
En la lámina de cobre la cara que no da al zinc toma un color plateado mas opaco; al retirar ambos metales de
la solucion se observa que el zinc tiene una especie de polvo gris en su superficie; en la lámina de cobre la
cara opusta al zinc pierde el color gris que anteriormente habia adquirido y la cara que da al zinc esta de color
gris pero ahora un gris de menor intensidad.
Reacciones−Conclusiones:
Cu Cu2++2e
Zn Zn2++2e
Zn2+ + O2 ZnO
Zn2+ + 2e Zn (se fija al cobre)
Cu2++H2O + O2 Cu(OH)2 + O2 CuO
Se forma hidróxido de cobre hasta que ya e ha formado una capa de oxido de cobre.
Nosotros concluímos que este es un proceso complejo similar a la corrosión, en la cual, en vez de unirse el
oxido al cobre, se une el cinc via electrólisis
MARCO TEÓRICO
49
LAS PRIMERAS IDEAS ACERCA DEL CONCEPTO DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN
La primera idea de oxidación fue bastante simple; correspondía a la combinación de un elemento o
compuesto con el Oxígeno para formar un nuevo compuesto en que aumentaba la cantidad de átomos
de oxígeno como lo demuestran las siguientes reacciones:
C + O2 CO2
2CO + O2 2CO2
4Fe + 3O2 2Fe2O2
2H2 + O2 2H2O
2H2S + O2 2H2O + 2S
Como podemos apreciar, en todas hay un elemento común, el oxígeno, que combinado con otro elemento o
compuesto forma una sustancia rica en átomos de oxígeno. De ahí es que podemos señalar que los elementos
o compuestos que se combinan con el oxígeno se han oxidado.
La reacción contraria a la oxidación se denomina Reducción y consiste en la disminución de la cantidad de
átomos de oxígeno de un compuesto determinado, como lo demuestran las siguientes reacciones:
2Fe2O3 + 3C 3CO2 + 4Fe
Fe2O3 + 4Al Al2O3 + 2Fe
Un tipo de oxidación bien especial corresponde a las reacciones de combustión. En estas participan solamente
los compuestos orgánicos formados por carbono (C) e hidrógeno (H), denominados Hidrocarburos, tales como
el metano, gas licuado (mezcla de propano y butano), bencina, parafina, petróleo, como también aquellos
formados por carbono, hidrógeno y oxígeno (O), denominados Carbohidratos, tales como el almidón, la
glucosa, la celulosa y la sacarosa.
En las reacciones de combustión los productos que se forman son: Anhídrido Carbónico (CO2) y Agua
(H2O).
Ejemplo de combustión de un Hidrocarburo:
CH4 + O2 CO2 + 2H2O
(metano)
Ejemplo de combustión de un Carbohidrato:
C6H12O6 + 6O2 6CO2 + 6H2O
(glucosa)
Resumiendo:
Oxidación: consiste en ganar átomos de oxígeno.
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Reducción: Consiste en perder átomos de oxígeno.
OXIDO − REDUCCIÓN
Las reacciones de transferencia de electrones se llaman reacciones de oxido− reducción o procesos redox.
Son reacciones en las que se producen variaciones de los números de oxidación de algunos elementos
químicos, aumentando estos (oxidación) o disminuyendo (reducción).
Los términos oxidación o reducción provienen de la concepción antigua y actualmente restringida de estos
procesos, según la cual la oxidación consistía en la reacción del oxigeno para obtener otras sustancias que lo
contienen en su composición:
Óxidos metálicos o no metálicos
2Fe + O2 2FeO C + O2 CO2
Contrariamente la reducción es una perdida de oxigeno de una sustancia oxigenada por acción de ora
sustancia que capta oxigeno:
CuO + H2 Cu + H2O 2PbO + C 2Pb + CO2
Los procesos de oxidación−reducción tiene gran importancia industrial, como lo muestra la obtención del
aluminio, la obtención de energía eléctrica en pilas y acumuladores, a los fenómenos de corrosión metálica,
entre otros.
Oxidación: C + O2 CO2+4
Reducción: Cu+ + 2O + H2 CuO + H2O
Concepto restringido:
Oxidación: C + O2 CO2
Reducción: CuO + H2 Cu + H2O
Estos procesos siempre ocurren simultáneamente en una reacción química, en la cual hay cambios en los
estados de oxidación de los elementos y el numero total de electrones ganados por una átomo o Ion debe ser
igual al numero de electrones cedidos por algún elemento, compuesto o Ion. Por ejemplo:
2NaO + Cl20 2Na+ + 2Cl−
Aquí, el cloro se redujo y el sodio se oxido. En estas reacciones redox, además, no hay exceso ni déficit de
electrones.
Para describir los cambios que se producen en este tipo de reacciones es conveniente considerar el concepto
de numero o estado de oxidación, que se define como la carga aparente de un átomo en un compuesto
elemento o compuesto.
Concepto electrónico de oxidación−reducción
En la actualidad se considera que un proceso es de oxidación−reducción cuando transcurre con la
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transferencia de electrones de unas sustancias a otras.
Cuando una sustancia se oxida, pierde electrones:
Fe Fe2+ + 2e−
Oxidación, es el proceso por el que un átomo de un elemento o de un compuesto pierde electrones.
La designación de los estados de oxidación de los elementos debe seguir las siguientes reglas:
− Los elementos de cualquier electo en su forma alotrópica, es decir, en forma pura deben ser iguales a cero.
− Los iones simples, es decir, formados por un solo átomo, tienen un estado de oxidación igual a la carga del
Ion.
− En las moléculas, la suma de los números de oxidación es cero.
− En los iones compuestos(poli atómicos) la suma de los estados de oxidación debe ser igual a la carga del
Ion.
− El oxigeno en todos los compuestos presenta estado de oxidación −2, excepto en los peróxidos, en cuyo
caso es −1.
− El hidrogeno presenta estado de oxidación +1, excepto en los hidruros, en el cual actúa como −1.
− Los metales alcalinos térreos (familia II A del sistema periódico) tienen estado de oxidación +2.
− Los metales alcalinos (familia I A) poseen estado de oxidación +1.
A las sustancias cuyos átomos aumentan de estado de oxidación por la perdida de electrones se les denomina
agente reductor, pues provoca una reducción en los átomos que los reciben.
Los elementos que se reducen se les llama agentes oxidantes pues producen la oxidación de los átomos que
seden los electrones.
Estado o número de oxidación (E.D.O.)
Para poder llegar a establecer cuando un elemento se oxida o se reduce, es necesario determinar el número de
oxidación.
El número de oxidación es la carga eléctrica que se asigna a cada átomo que forma parte de un compuesto.
Se representa mediante un número entero que va acompañado de un signo + o −, el cual representa si un
átomo cede o acepta electrones (sí es + significa que pierde electrones; si es − significa que gana electrones).
a) Reglas para determinar el número de oxidación.
1. − Cualquier elemento en su forma natural (sin combinar) es cero.
Ejemplo: Na0, Cu0, Cl20, O20, P0.
2. − El Oxígeno es −2 excepto en los peróxidos que es −1.
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Ejemplo: H2O2, Na2O2
3. − El Hidrógeno es +1 excepto en los hidruros metálicos que es −1.
Ejemplo: LiH, CaH2.
4. − Los iones monoatómicos son iguales a la carga del ión.
Ejemplo: Na+1, Cl−1.
5. − La suma de los números de oxidación de todos los átomos debe ser igual a cero, en una molécula sin
carga eléctrica (neutra), e igual a la carga de los iones poli atómicos.
Nota: un elemento tiene como mínimo, dos números de oxidación.
b) Como determinar el número de oxidación de un elemento.
Para determinar el número de oxidación de un elemento que forma parte de un compuesto, es necesario
recordar y aplicar las reglas mencionadas anteriormente.
Ejemplo1: Determinar el número de oxidación del Nitrógeno (N) en el ácido nítrico(HNO3).
Recordemos que: El H tiene número de oxidación +1
El O tiene número de oxidación −2
El HNO3 es una molécula neutra
Por lo tanto:
NºOxid. H + NºOxid. N + NºOxid. O = 0 +1 + NºOxid. N + (−2) x 3 = 0 +1 + NºOxid. N − 6 = 0
NºOxid. N = 6−1
NºOxid. N = 5
En consecuencia: El Número de Oxidación del Nitrógeno (N) en el HNO3 es 5.
Ejemplo2: Determinar el Número de Oxidación del Mn en el ión (MnO4)−1
Permanganato de Potasio.
NºOxid. Mn + NºOxid. O = −1
NºOxid. Mn + (−2)x 4 = −1
NºOxid. Mn − 8 = −1
NºOxid. Mn = −1+8
NºOxid. Mn = + 7
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En consecuencia: El número de oxidación del Mn en el (MnO4)− es +7
• Sabemos que un elemento se oxida cuando pierde electrones, por lo tanto su número de oxidación
aumenta.
• Sabemos que un elemento se reduce cuando gana electrones, por lo tanto su número de oxidación
disminuye.
Ejemplo:
a) Cu0 Cu+2 + 2e El Cu pierde 2e. Se oxida, y su número de oxidación aumenta de 0 a 2.
b) S0 + 2e S−2 El S gana 2e. Se reduce, y su número de oxidación disminuye de 0 a −2.
Ajuste de reacciones de oxidación−reducción
Las reacciones de oxidación−reducción tienen algunas dificultades de ajuste por tanteo directo, tal y como se
realizan las demás reacciones químicas.
Debido a estas dificultades conviene considerar algunos métodos que permitan su ajuste con relativa facilidad.
Trataremos los siguientes:
a)Método de variación del numero de oxidación
El ajuste pos este método se realiza en las siguientes etapas:
• Se escriben los reactivos y los productos de la reacción
• Se obtienen los números de oxidación de todos los elementos que intervienen, determinando los que se
oxidan y los que se reducen. Según el caso anterior se oxidaría el cloro, que pasa de 0 a +5 y se reduce el
oxígeno que pasa de +5 a +4.
• Se escriben las semireacciones que intervienen en ambas semireacciones. Para ello se multiplica cada una
de ellas por los números mas adecuados hasta conseguir un mínimo común múltiplo. En este caso la
primera semirreacción se deja como esta y la segunda se multiplica por 10.
• Se pasan los coeficientes a la reacción inicial y se terminan de ajustar por tanteo las sustancias que sin
oxidarse ni reducirse intervienen en la reacción.
b)Método de Ion−electrón
Es el mas adaptado a la realidad en los procesos que transcurren en disolución acuosa. Tienen algunas
similitudes con el método anterior y en el se consideran las siguientes etapas, particularizadas para una
reacción en medio ácido, pues si la reacción fuese en medio básica habría que fijarse en el ultimo punto.
• Se localizan, de igual forma que en el método anterior, las sustancias que se oxidan y que se reducen.
• Se escriben en forma iónica todos los compuestos que en la solución acuosa se disocian en ionice: ácidos,
hidróxidos, sales. El resto, que no se disocia en iones, se deja en forma molecular o atómica.
• Se divide la reacción en dos semireacciones, una de oxidación y otra de reducción.
• Se ajustan las cargas eléctricas de cada una de las reacciones.
• Se igualan los electrones que intervienen en ambas semirreacciones. Para conseguirlo se multiplica cada
una de ellas por el numero mas adecuado, multiplicándolo por el mínimo común múltiplo. En este caso la
oxidación se deja como esta y la reducción se multiplica por 10.
• Se suman ambas semirreacciones, eliminándose los electrones y obteniendo la reacción iónica global
ajustada.
• Se trasladan los resultados a la reacción molecular, reordenándose lo que sea necesario, o terminando de
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ajustar a tanteo:
Comparación de los dos métodos de ajuste
Los dos métodos llevan a formas correctas de la ecuación ajustada. El método del ión electrón tiene dos
ventajas:
1− Diferencia aquello componentes de un sistema que reaccionan de aquello que no lo hacen.
2− Las medias reacciones dadas, gracias a las ecuaciones parciales del método del Ion−electrón, en realidad
pueden ocurrir independientemente. Muchas reacciones oxidación−reducción pueden llevarse a cabo como
procesos de celdas galvánicas(mas adelante desarrollaremos este tema) para producir un potencial electrónico.
Esto puede hacerse colocando el agente reductor y el agente oxidante y en frascos separados y estableciendo
conexiones eléctricas entre las dos. Se ha encontrado que la reacción que tiene lugar en cada frasco
corresponde exactamente a una ecuación parcial escrita de acuerdo con las reglas para el método de
Ion−electrón.
Algunos químicos prefieren utilizar el método del Ion−electrón para las reacciones de oxidación−reducción
que se llevan a cano en soluciones acuosas diluidas, en donde los iones libres tienen existencia más o menos
independiente, y utilizan el método del estado de oxidación para las reacciones de oxidación−reducción entre
sustancias químicas sólidas, o para reacciones en medios ácidos concentrados.
Igualación de ecuaciones en ambiente ácido.
Reglas
1. − Identificar las especies que son Oxidadas y Reducidas
2. − Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción igualando los átomos diferentes el oxigeno y el
hidrógeno.
3. − a) Igualar los átomos de oxígeno agregando H2O al lado deficiente
b) Igualar los átomos de hidrógeno con iones H+ al otro lado de la ecuación
4. −Igualar eléctricamente cada semirreacción agregando electrones necesarios al lado apropiado ( en general
al lado donde se encuentran los iones H+ )
5. −Igualar el número de electrones.
Para ello hay que multiplicar cada una de las semirreacciones por el mínimo coeficiente que produzca el
mismo número de electrones en ambas semirreacciones y cancelar las especies idénticas que aparezcan en
ambos lados de la ecuación.
6. − Sumar ambas semirreacciones para obtener la reacción redox.
Ejemplo: Igualar la siguiente ecuación:
Cu0 +H+ +NO3− Cu +2 +NO
1° paso: Identificación de la especie que se oxida y de la que se reduce.
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Cu0 se oxida a Cu+2
(NO3−) se reduce a NO
2° paso: Semirreacción de Oxidación: Cu0 Cu+2
Semirreacción de reducción: (NO3−) NO
3° paso: Igualar los átomos de O y luego los H
(los N están igualados)
(NO3−) + 4H+ NO + 2H2O
4° paso: Igualar las cargas eléctricas
Cu0 Cu+2 + 2é
(NO3−) + 4H+ +3é NO +2H2O
5º Paso.− Igualar número de electrones multiplicando la primera semirreacción por 3 y la segunda por 2.
Nos queda:
3 Cu 3 Cu +2 + 6 e
2( NO3− ) + 8 H+ + 6 e 2 NO + 4 H2O
6to Paso.− Sumar ambas semirreacciones para obtener la Reacción Redox.
3 Cu 3 Cu +2 + 6 e
2( NO3− ) + 8 H+ + 6 e 2 NO + 4 H2O
3 Cu + 2( NO3− ) + 8 H+ 3 Cu +2 + 2NO + 4 H2O
Igualación de ecuaciones en medio básico.
Sólo cambian dos reglas con respecto a las reglas en medio ácido. Esto sucede en el numeral 3 de las
anteriores.
• Para igualar un átomo de 0, se agregan dos iones OH− al lado deficiente de 0.
• Para igualar los H se agrega una molécula de H2O al otro lado de la ecuación.
Ejemplo:
Igualar la siguiente ecuación:
MnO4− + NO2− MnO2 + NO3−
1er Paso.− Identificación de la especie que se oxida y de la que se reduce.
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NO2− es oxidado a NO3−
MnO4− es reducido a MnO2
2do Paso.−
Semirreacción de oxidación: NO2− NO3−
Semirreacción de reducción: MnO4− MnO2
3er Paso.− Igualar los átomos de 0 y luego los átomos de H. (los átomos de N y Mn están igualados)
NO2− + 2 OH− NO3− + H2O
MnO4− + 2 H2O MnO2 + 4 OH−
4to Paso.− Igualar las cargas eléctricas.
NO2− + 2 OH− NO3− + 6 e + H2O
MnO4− + 2 H2O + 3 e MnO2 + 4 OH−
5to Paso.− Igualar el N° de electrones multiplicando la primera semirreacción por 3 y la segunda por 2.
3 NO2− + 6 OH− 3 NO3− + 6 e + 3 H2O
2 MnO4− + 4 H2O + 6 e 2 MnO2 + 8 OH−
6to Paso.− Sumar ambas semirreacciones para obtener la Reacción Redox.
3 NO2− + 6 OH− 3 NO3− + 6 e + 3 H2O
2 MnO4− + 4 H2O + 6 e 2 MnO2 + 8 OH−
3 NO2− + 2 MnO4− + H2O 3 NO3− + 2 MnO2 + 2 OH−
Oxidantes y reductores
Son oxidantes las sustancias químicas que producen la oxidación de otra sustancia o elemento, reduciéndose
ellas. Intervienen en las semireacciones de reducción y tienen elementos con números de oxidación altos y de
signo positivo.
Entre las sustancias oxidantes más habituales, tanto en el ámbito industrial como de laboratorio, cabe citar:
− Compuestos con algún elemento con número de oxidación alto que se reduce disminuyendo su numero de
oxidación: MnO−4, Cr, entre otras.
− Cationes metálicos, que se reducen perdiendo total o parcialmente su carga. A este grupo pertenece también
el Ion.
− No metales libres, que se reducen a iones negativos.
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Son reductores las sustancias que producen la reducción de otras, oxidándose ellas. Intervienen en las
semirreacciones de oxidación y tienen generalmente números de oxidación bajos o de signo negativo. Entre
las sustancias reductoras cabe citar:
− Los metales en su estado elemental, que se oxidan a iones positivos, especialmente los alcalinos y
alcalino−térreos: Cs, Na, K, Mg, entre otras.
− Algunos no metales, que se oxidan a sus compuestos con números de oxidación positivos: C, S, Cl2, entre
otras.
− Compuestos con estado de oxidación bajo, que aumentan su numero de oxidación: NO2, entre otras.
En algunos casos sustancias como Cl2, I2, H2O2, entre otras pueden actuar como oxidantes o reductores
según la fuerza relativa del reductor y oxidante al que se enfrentan en una reacción concreta.
Pares redox
Las reacciones redox y las reacciones ácido−base presentan algunas semejanzas. En estas últimas llamáremos
pares conjugados ácido−base aun ácido y su base conjugada o bien a una base y su ácido conjugado. En las
reacciones redox se cumple:
−El agente oxidante y su forma reducida forman un par conjugado redox. La forma reducida es el reductor
conjugado.
−El agente reductor y su forma oxidada forman un par conjugado redox. La forma oxidada es el oxidante
conjugado.
Por ejemplo:
H2 + Cl2 2H+ + 2Cl−
Reducto oxidante oxidante reductor
conjugado conjugado
La influencia del voltaje
Si al formar una pila las concentraciones no son la unidad, la diferencia de potencial eléctrico debe calcularse
aplicando la fórmula anterior. Por ejemplo en la pila:
Influencia del pH
Un caso muy interesante de la concentración se presenta cuando interviene el Ion H+ en la reacción. Lo
analizaremos con un ejemplo la variación del potencial de oxidación del sistema Mn2+ / MnO4+ en función
del pH:
Mn2+ +4H2O MnO4− + 8H+ + 5e
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