Informe de laboratorio Reacciones de oxidación − reducción (redox) Objetivos.

Informe de laboratorio
Reacciones de oxidación − reducción (redox)
1.Objetivos.
− Determinar las diferentes clases de reacciones.
• Determinar las características de las reacciones.
• Ver los agentes de reducción y oxidación.
• Igualar las ecuaciones.
2.Parte teórica.
Reacción de oxidación−reducción
Es una reacción química correspondiente a la acción de un cuerpo oxidante sobre un cuerpo reductor, que da
lugar a la reducción del oxidante y a la oxidación del reductor.
Oxidante y reductor
Una disolución acuosa de iones Cu2+ es azul. Si se le añaden limaduras de hierro (Fe), se comprueba que el
color azul desaparece: los iones Cu2+ han reaccionado. Por otra parte, en la disolución se forman iones Fe2+,
lo que se manifiesta por el precipitado verdoso que forman en presencia de sosa. También se observa que el
hierro queda recubierto por un depósito rojo. Efectivamente, se forma cobre metálico, Cu. El balance de la
reacción es el siguiente:
Fe + Cu2+ ± Fe2++ Cu
El hierro ha sido oxidado por los iones Cu2+, que a su vez han sido reducidos por el hierro. La reacción
anterior es una reacción de oxidación−reducción (o reacción redox) en la que el hierro es el reductor y el
cobre el oxidante.
La reacción es de hecho la suma de las dos semirreacciones siguientes:
oxidación: Fe ± Fe2+ + 2e−
reducción: Cu2+ + 2e− ± Cu
Por tanto, la oxidación de un cuerpo corresponde a una pérdida de electrones y la reducción corresponde a una
ganancia de electrones. Un oxidante (en este caso los iones Cu2+) es una sustancia susceptible de captar uno o
varios electrones; un reductor (en este caso el hierro) cede fácilmente uno o varios electrones.
Si se designa el oxidante por Ox, el reductor por Red y el número de electrones implicados por n, las
semirreacciones pueden escribirse del modo siguiente:
Par redox
1
A cualquier oxidante de un tipo se le puede asociar un reductor del mismo tipo, y viceversa: de este modo se
define un llamado `par redox', que se designa por Ox/Red. Una reacción de oxidación−reducción es un
intercambio de electrones entre el oxidante de un par redox y el reductor de otro par. Se puede observar que
este tipo de reacción es análoga a las reacciones ácido−base, que corresponden a un intercambio de protones
entre la base de un par ácido−base y el ácido de otro par
.
Consideremos dos pares redox designados como Ox1/Red1 y Ox2/Red2. Si se sabe que el oxidante Ox1
reacciona con el reductor Red2, se producirán las siguientes semireacciones:
Ox1 + n1e− Â Red1
Red2 Â Ox2 + n2e−
con el siguiente balance final:
n2Ox1 + n1Red2 Â n2Red1 + n1Ox2
(Se ha multiplicado la primera ecuación por n2 y la segunda por n1 para que el número de electrones
intercambiados en ambas semirreacciones sea el mismo.)
Número de oxidación
En la medida en que cada especie puede existir en una forma más o menos oxidada, es posible definir un
`número de oxidación' para caracterizar la forma que se está considerando. Cuanto más elevado es el número,
más oxidada está la forma.
En los cuerpos simples, el número de oxidación corresponde a la carga del elemento químico. Así, el hierro
puede existir en su forma reducida, el hierro metálico Fe (número de oxidación 0), o en dos formas oxidadas,
los iones Fe2+ (número de oxidación II) y Fe3+ (número de oxidación III). En casos más complejos, el
número de oxidación está ligado a la valencia del elemento químico considerado.
Cuando un cuerpo se oxida, aumenta su número de oxidación; cuando se reduce, disminuye. Por tanto, un
oxidante es un compuesto cuyo número de oxidación puede disminuir, mientras que un reductor es una
sustancia cuyo número de oxidación puede aumentar.
Previsión de las reacciones
Un par redox está caracterizado por un potencial normal de electrodo, E0, que, según la Unión Internacional
de Química Pura y Aplicada (IUPAC), es su potencial de reducción, es decir, el que corresponde a la
semirreacción:
Ox + ne− ± Red
Así, los pares redox se ordenan según el valor de su potencial normal de reducción: cuanto más elevado es el
potencial, mayor es el poder oxidante de la forma oxidada.
En disolución, cuando hay dos pares redox Ox1/Red1 y Ox2/Red2 con potenciales normales respectivos E01
y E02, si E01>E02 la reacción que se produce es:
n2Ox1 + n1Red2 ± n2Red1 + n1Ox2
2
balance de las semirreacciones siguientes:
Ox1 + n1e− Â Red1
Red2 Â Ox2 + n2e−
Es necesario comparar los potenciales de electrodo para prever termodinámicamente el sentido de la reacción
de oxidación−reducción. Sin embargo, aunque la termodinámica permite predecir en qué sentido tendrán lugar
las reacciones de oxidación−reducción cuando están presentes varios pares redox, no puede prever la cinética
de dichas reacciones. De hecho, algunas reacciones termodinámicamente posibles no tienen lugar en la
práctica porque son demasiado lentas.
Aplicaciones de la oxidación−reducción
Las reacciones de oxidación−reducción son muy frecuentes en la industria: constituyen el principio de
funcionamiento de las pilas eléctricas y se emplean para refinar electroquímicamente determinados metales.
En la naturaleza, intervienen en la respiración celular y la fotosíntesis.
La electrólisis de las disoluciones salinas es una reacción de oxidación−reducción: se produce oxidación en el
ánodo y reducción en el cátodo. Para llevar a cabo una electrólisis se establece una diferencia de potencial
entre los electrodos con el fin de seleccionar la reacción deseada.
3.Parte experimental
• Materiales y reactivos
1.a
• Tubos de ensayo
• Almidón
• KI
• K2Cr2O7
• H2SO4
1.b
• Tubos de ensayo
• Beakers
• KI
• K2Cr2O7
• H2SO4
• Tubo en u
2.a
• Tubos de ensayo
• MnSO4
• H3PO4
• KBrO3
• Mechero de alcohol
• Pinza para tubos
3
2.b
• Tubos de ensayo
• MnSO4
• NaOH
• H2O2
2.c
• Tubos de ensayo
• NaCl
• MnO2
• H2SO4
3.a
• Tubos de ensayo
• KMnO4
•KOH
• KI
3.b
• Tubos de ensayo
• KMnO4
• NaOH
• H2O2
3.c
• Tubos de ensayo
• KMnO4
• H3PO4
• MnSO4
3.d
• Tubos de ensayo
• K2Cr2O7
• H2SO4
• FeSO4
3.e
• Tubos de ensayo
• K2Cr2O7
• Zn
• Benceno
• Mechero de alcohol
3.f
4
• Tubos de ensayo
• Lugol
• Na2S2O3
4.a
• Tubos de ensayo
• KMnO4
• H2SO4
• NaNO2
4.b
• Tubos de ensayo
• FeSO4
• NaNO2
• Agua destilada
b)Procedimiento
1.a
• Colocar en un tubo de ensayo KI
• Colocar en el tubo de ensayo almidón
• Agregar gotas de K2Cr2O7 (acidulado), con H2SO4
1.b
• Colocar en un Beaker KI mas almidón.
• Colocar en otro Beaker K2Cr2O7 con H2SO4
• Colocar un tubo en u en los Beakers, y los grafitos tambien
2.a
• En un tubo de ensayo colocarMnSO4 mas H3PO4
• Colocar e el tubo de ensayo KBrO3
• Calentar con el mechero de alcohol el tubo de ensayo.
2.b
• En un tubo de ensayo colocar MnSO4 mas gotas de NaOH
• Colocar H2O2 en el tubo de ensayo
2.c
• Colocar en un tubo de ensayo NaCl
• Agregar MnO2
• Colocar H2SO4 en el tubo de ensayo
3.a
• En un tubo de ensayo colocar KMnO4
5
• En el tubo de ensayo colocar K O H
• Agregar KI
3.b
• En un Tubo de ensayo colocar KMnO4
• Agregar NaOH al tubo de ensayo.
• Colocar H2O2 en el tubo de ensayo.
3.c
• Colocar en un tubos de ensayo KMnO4 mas H3PO4
• Colocar gotas de MnSO4 en el tubo de ensayo
3.d
• En un tubo de ensayo colocar K2Cr2O7
• Colocar H2SO4 en el tubo de ensayo
• Agregar FeSO4 al tubo de ensayo
3.e
• En un tubo de ensayo colocar K2Cr2O7 mas Zn granulado
• Colocar benceno en el tubo de ensayo.
• Calentar el tubo de ensayo con el mechero de alcohol
3.f
• En un tubo de ensayo colocar lugol mas cristalino de Na2S2O3
• Agitar el tubo de ensayo
4.a
• En un tubo de ensayo colocar KMnO4 mas H2SO4
• Colocar en el tubo de ensayo NaNO2
4.b
• En un tubo de ensayo mezclar FeSO4 y NaNO2
• Colocar agua destilada en el tubo de ensayo
Dibujos
4.Calculos y resultados
1.a
K2Cr2O7 + KI + H2SO4 Cr2 (SO4)3+ K2SO4 + I2 + H2O
1− 0
2I I2 (Agente reductor) oxidación
6
6+ 3+
Cr2 Cr2 (Agente oxidante) reduccion
1− 0
2I I2 + 2e− (x 1)
6+ 3+
6e−+ Cr2 Cr2 ________ (x3)
6I + 6e−+ Cr2 Cr2 + 3I2 + 6e−
K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4 Cr2 (SO4)3+ 4K2SO4 + 3I2 +7H2O
1.b 1− 0
2I I2
2− 3+
Cr2O7 Cr2 + H2O
2.a
MnSO4 + KBrO3 + H3PO4 MnPO4+ KBr + H2SO4 + H2O
2+ 3+
Mn Mn (Agente reductor) oxidación
5+ 1−
Br Br (Agente oxidante) reducctor
2+ 3+
Mn Mn + 1 e− (x6)
5+ 1−
6e− +Br Br (x1)
6Mn +6e− +Br 6Mn + 6 e− +Br
6MnSO4 + 3KBrO3 + 6H3PO4 6MnPO4+ 3KBr + 6H2SO4 + 9H2O
2.b
MnSO4 + 2NaOH+ H2O2 MnO2 +NaSO4+ 2H2O
7
2+ 4+
Mn Mn (Agente reductor) oxidación
1− 2−
O2 O 2 (Agente oxidante) reducctor
2.c
MnO2 + NaCl + H2SO4 MnSO4 + Cl2 + Na2SO4+ H2O
4+ 2+
Mn Mn (Agente reductor) oxidación
1− 0
2Cl Cl 2 (Agente oxidante) reducctor
Mn + 2Cl +2e Mn + 2e− +Cl 2
MnO2 +2 NaCl + 2H2SO4 MnSO4 + Cl2 + Na2SO4+ 2H2O
3.a
KMnO4+KI+KOH K2MnO4+KIO3+ H2O
7+ 6+
1e−+ Mn Mn (Agente oxidante) reducctor (x6)
1− 5+
I I +6e− (Agente reductor) oxidación (x1)
6e−+ 6 Mn + I 6 Mn + I +6e−
6KMnO4+KI+6KOH 6 K2MnO4+KIO3+ 3H2O
3.b
KMnO4 +NaOH +H2O2 MnO2 +O2 +KOH+ Na2 O + H2O
7+ 4+
Mn Mn (Agente oxidante)reduccion
1− 0
O 2 O 2 (Agente reductor) oxidacion
8
3.c
KMnO4 + MnSO4 + H3PO4 MnPO4 + HKSO4 + H2O
2+ 3+
Mn Mn (Agente reductor) oxidación
7+ 3+
Mn Mn (Agente reductor) oxidación
3.d
K2Cr2O7 + H2SO4+ FeSO4 Cr2(SO4)3+ Fe2(SO4)3 +K2SO4+ H2O
2+ 3+
2 Fe Fe2 +2e− (Agente reductor) oxidación (x3)
6+ 3+
6 e− + Cr2 Cr2+ 6 e− (Agente reductor) oxidación (x1)
6e− + 6Fe + Cr2 3 Fe + Cr2+ 6 e
K2Cr2O7 + 7H2SO4+ 6FeSO4 Cr2(SO4)3+ 3Fe2(SO4)3 +K2SO4+ 7H2O
3.e
K2Cr2O7 + Zn + H2SO4 CrSO4+ ZnSO4+ K2SO4 + H2O
6+ 3+
6e−+ Cr2 2Cr (Agente oxidante)reducción (x1)
0 2+
Zn Zn +2e−(Agente reductor) oxidación (x3)
6e−+ Cr2 + 3Zn 3 Zn +6e +2Cr
K2Cr2O7 + 4Zn + 6H2SO4 2CrSO4+ 4ZnSO4+ K2SO4 + 7H2O
3.f
I2+ S2O3 S4O6 + I
0 1−
I2 I (Agente oxidante) reducción
9
4.a
KMnO4 + H2SO4 + NaNO2 MnSO4 + KNO3 +Na2SO4 + H2O
1− 1−
NO2 NO3 (Agente reductor)
4.b
2 + 1− 1+ 3+
Fe +No2 + H Fe + NO + H2O
1− 0
NO2 NO (Agente reductor)
5.Conclusiones y observaciones
1.a El tubo se calienta y queda un color azul, por la reacción.
1.b En el aparato, de 1 pasa a 2, demostrando el traspaso de electrones en la reacción.
2.a La reacción cambia de color, de un color transparente, pasa a un color rojo oscuro.
2.b Después de colocar el agua destilada, la reacción, pasa de un color anaranjado a café.
2.cSale un gas verdoso, medio amarillo del tubo de ensayo, de un olor muy fuerte.
3.a Del color morado que tenia la reacción pasa a un color verde oscuro.
3.b Del color morado que tenia la reacción pasa a un color café.
3.cLa reacción pasa a un color pasa a un color azul oscuro
3.d Se calienta, y pasa a un color verde.
3.eCambia de color
3.fSe vuelve medio azul y se aclara
4.aDe un color morado se vuelve transparente
4.b Tiene un olor fuerte, y cambia de color.
6.Bibligrafia
Atlas de Química, Editorial Thema
Enciclopedia encarta 99
10