UNIVERSIDAD TECNICA DE ORURO FACULTAD NACIONAL DE INGENIERIA DEPARTAMENTO DE QUIMICA LABORATORIO QMC-1100 NOMBRE: MARTINEZ VILLCA KURT ALEJANDRO DOCENTE DE LABORATORIO: M. Sc. Ing. ELAR GONZALO ALIENDRE GARCIA AUXILIAR: UNIV. TERÁN MARIN NARDA INFORME DE LABORATORIO: 7 TEMA: REACCIONES DE OXIDACION REDUCCION PARALELO: ´´P´´ FECHA DE REALIZACION: 3-05-2022 FECHA DE ENTREGA: 10-05-2022 1. INTRODUCCION Las reacciones de oxidación-reducción o reacciones REDOX, se consideran como reacciones de transferencia de electrones. Las reacciones REDOX forman una parte importante del mundo que nos rodea. Abarcan desde la combustión de combustibles fósiles hasta la acción de los blanqueadores domésticos. Así mismo, la mayoría de los elementos metálicos y no metálicos se obtienen a partir de sus minerales por procesos de oxidación – reducción. Entre las reacciones más comunes de oxidación-reducción se encuentran las reacciones de combinación, de descomposición, de combustión y de desplazamiento. Por ejemplo: 𝐶𝑜 + 𝑁𝑖 2+ = 𝐶𝑜 2+ + 𝑁𝑖 F2 O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2 (Es evidente la transferencia de oxígeno) Los términos de oxidación y reducción se relacionan, en general, con los procesos en donde ocurren transferencias de oxígeno, hidrógeno o electrones. 2. OBJETIVOS 2.1. OBJETIVO GENERAL Comprender los conceptos de oxidación y reducción, así como la relación indispensable que hay entre ellos, en las reacciones químicas REDOX. 2.2. OBJETIVO ESPECIFICOS Adquirir destrezas para efectuar algunas reacciones de oxidación-reducción en la que interviene un oxidante típico como el permanganato de potasio con distintas sustancias químicas. Observar las manifestaciones macroscópicas y a través de ellas verificar los procesos REDOX, identificando al oxidante y reductor y sus números de oxidación en las distintas reacciones. Explicar estos fenómenos químicos, escribiendo y balanceando las ecuaciones químicas respectivas por el método del ION ELECTRON, para identificar a los agentes oxidantes y los agentes reductores. Observar la importancia del medio (ácido o básico) en el que llevan a cabo las reacciones REDOX. 3. FUNDAMENTO TEORICO OXIDACIÓN: La oxidación es una reacción química donde un compuesto cede electrones, y por lo tanto aumenta su estado de oxidación. REDUCCIÓN: Es el proceso electroquímico por el cual un átomo o un ion gana electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación. Este proceso es contrario al de oxidación. Cuando un ion o un átomo se oxida presenta estas características: REACCIONES REDOX: Una reacción de oxidación–reducción, o reacción redox, es una reacción en la que hay una transferencia de electrones entre especies químicas (los átomos, los iones o las moléculas que intervienen en la reacción). Todo el tiempo se producen reacciones redox a nuestro alrededor: en la quema de combustibles, la corrosión de metales e incluso en los procesos de fotosíntesis y respiración celular hay oxidación y reducción. A continuación, se muestran ejemplos de reacciones redox comunes. 4. PRECAUCIONES O RIESGOS DE LA PRÁCTICA Si se derrama un reactivo en el mesón limpiarlo inmediatamente. Leer las etiquetas y las fichas de seguridad elaboradas para el manejo adecuado de los productos químicos utilizados en la práctica. El uso de guantes, gafas y guardapolvo de seguridad es necesario en el laboratorio. Si se produce un accidente, avisar inmediatamente al docente. Si algún reactivo salpica o cae en la piel o en los ojos, lavar inmediatamente con abundante agua y avisar al docente. Evitar bromas y juegos en el laboratorio que puedan atentar contra su compañero(a) y que puedan ocasionar un accidente. Trabajar bajo una campana de extracción cuando se produzcan vapores tóxicos o utilizar un barbijo. Cuidado con los ácidos porque atacan y dañan la materia orgánica. Después de cada experimento, limpiar los tubos y el material de vidrio y no arrojar los residuos sólidos al lavadero del laboratorio, sino a los tachos específicos de residuos líquidos. Ventilar bien el laboratorio y trabajar en lo posible en las campanas de ventilación para evitar en lo posible la inhalación de los gases que se puedan producir. No olerlos directamente. 5. MATERIALES REACTIVOS Tubos de ensayo y gradilla Goteros Espátula Pizeta Vaso de precipitación de 100 ml Vidrio de reloj Balanza Solución de Na2SO3 CuSO4 (solido) Solución de AgNO3 Solución de FeSO4 Solución de K3Fe(CN)6 Solución de KSCN Solución de KMnO4 Solución de HCl Solución de NaOH Agua oxigenada H2O2 Solución de HNO3 Solución de H2SO4 Solución de K2Cr2O7 6. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL 1) Disolver 0.1 g de permanganato de potasio en agua caliente en un vaso de precipitación de 100 ml, observar el color de solución formada. 2) Dividir la solución de KMnO4 en cinco tubos de ensayo colocando 1ml a cada tubo y agregar a cada una de ellas las siguientes sustancias: Al primer tubo: primero 1 ml de HNO3 y luego 1ml de H2O2 𝐾𝑀𝑛𝑂4 + 𝐻𝑁𝑂3 + 𝐻2𝑂2 = 𝑀𝑛(𝑁𝑂3)2 + 𝑂2 + 𝐾𝑁𝑂3 + 𝐻2𝑂 IGUALANDO METODO ION ELECTRON (MEDIO ACIDO) Primero identificamos a los atomos que cambian su EO 𝐾𝑀𝑛𝑂4 + 𝐻𝑁𝑂3 + 𝐻2𝑂2 = 𝑀𝑛(𝑁𝑂3)2 + 𝑂2 + 𝐾𝑁𝑂3 + 𝐻2𝑂 7+ 1- 2+ 0 Segundo escribimos las semirreacciones OXIDACION 𝐻2𝑂2 → 𝑂20 + 2𝐻 + + 2𝑒 − REDUCCION (𝑀𝑛𝑂4)− + 8𝐻 + + 5𝑒 − → 𝑀𝑛2+ + 4𝐻2𝑂 Tercero ajustamos el número de electrones OXIDACION 5 ∗ (𝐻2𝑂2 → 𝑂20 + 2𝐻 + + 2𝑒 − ) REDUCCION 2 ∗ ((𝑀𝑛𝑂4)− + 8𝐻 + + 5𝑒 − → 𝑀𝑛2+ + 4𝐻2𝑂) Reacción global: 5𝐻2𝑂2 + 2(𝑀𝑛𝑂4)− + 16𝐻 + + 10𝑒 − → 5𝑂20 + 10𝐻 + + 10𝑒 − + 2𝑀𝑛2+ + 8𝐻2𝑂 5𝐻2𝑂2 + 2(𝑀𝑛𝑂4)− + 6𝐻 + → 5𝑂20 + 2𝑀𝑛2+ + 8𝐻2𝑂 Cuarto escribir la reacción química completa usando los coeficientes hallados 2𝐾𝑀𝑛𝑂4 + 6𝐻𝑁𝑂3 + 5𝐻2𝑂2 = 2𝑀𝑛(𝑁𝑂3)2 + 5𝑂2 + 2𝐾𝑁𝑂3 + 8𝐻2𝑂 Las 2 moleculas de KNO3 se hallan por tanteo ya que no interviene en la reaccion redox AGENTE OXIDANTE: MnO4 AGETE REDUCTOR: H2O2 EL MANGANESO INTERVIENE CON 2+ EN LA REACCION Al segundo tubo 1 ml solo de la solución de HCl 𝐾𝑀𝑛𝑂4 + 𝐻𝐶𝑙 = 𝑀𝑛𝐶𝑙2 + 𝐶𝑙2 + 𝐾𝐶𝑙 + 𝐻2𝑂 IGUALANDO POR EL METODO ION ELECTRON (MEDIO ACIDO) Primero identificamos a los atomos que cambian su EO 𝐾𝑀𝑛𝑂4 + 𝐻𝐶𝑙 = 𝑀𝑛𝐶𝑙2 + 𝐶𝑙2 + 𝐾𝐶𝑙 + 𝐻2𝑂 7+ 12+ 0 Segundo escribimos las semirreacciones OXIDACION 𝐶𝑙1− → 𝐶𝑙20 + 2𝑒 − REDUCCION (𝑀𝑛𝑂4)− + 8𝐻 + + 5𝑒 − → 𝑀𝑛2+ + 4𝐻2𝑂 Tercero ajustamos el número de electrones OXIDACION 5 ∗ (𝐶𝑙1− → 𝐶𝑙20 + 2𝑒 − ) REDUCCION 2 ∗ ((𝑀𝑛𝑂4)− + 8𝐻 + + 5𝑒 − → 𝑀𝑛2+ + 4𝐻2𝑂) Reacción global: 5𝐶𝑙1− + 2(𝑀𝑛𝑂4)− + 16𝐻 + + 10𝑒 − → 5𝐶𝑙20 + 10𝑒 − + 2𝑀𝑛2+ + 8𝐻2𝑂 Cuarto escribir la reacción química completa usando los coeficientes hallados 2𝐾𝑀𝑛𝑂4 + 5𝐻𝐶𝑙 = 2𝑀𝑛𝐶𝑙2 + 5𝐶𝑙2 + 2𝐾𝐶𝑙 + 8𝐻2𝑂 Las 2 moleculas de KCl se hallan por tanteo ya que no interviene en la reaccion redox AGENTE OXIDANTE: KMnO4 AGENTE REDUCTOR: HCl EL MANGANESO INTERVIENE CON 2+ EN LA REACCION Al tercer tubo 1 ml solo de la solución de NaOH 𝐾𝑀𝑛𝑂4 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 𝐾2𝑀𝑛𝑂4 + 𝑂2 + 𝑁𝑎2𝑀𝑛𝑂4 + 𝐻2𝑂 IGUALANDO POR EL METODO ION ELECTRON (MEDIO BASICO) Primero identificamos a los atomos que cambian su EO 𝐾𝑀𝑛𝑂4 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 𝐾2𝑀𝑛𝑂4 + 𝑂2 + 𝑁𝑎2𝑀𝑛𝑂4 + 𝐻2𝑂 7+ 2- 6+ 0 Segundo escribimos las semirreacciones OXIDACION 4𝑂𝐻 − → 𝑂20 + 2𝐻2𝑂 + 4𝑒 − REDUCCION (𝑀𝑛𝑂4)− + 1𝑒 − → (𝑀𝑛𝑂4)2− Tercero ajustamos el número de electrones OXIDACION 1 ∗ (4𝑂𝐻 − → 𝑂20 + 2𝐻2𝑂 + 4𝑒 − ) REDUCCION 4 ∗ ((𝑀𝑛𝑂4)− + 1𝑒 − → (𝑀𝑛𝑂4)2− ) Reacción global: 4𝑂𝐻1− + 4(𝑀𝑛𝑂4)− + 4𝑒 − → 𝑂20 + 4𝑒 − + 4(𝑀𝑛𝑂4)2− + 2𝐻2𝑂 Cuarto escribir la reacción química completa usando los coeficientes hallados 4𝐾𝑀𝑛𝑂4 + 4𝑁𝑎𝑂𝐻 = 4𝐾2𝑀𝑛𝑂4 + 𝑂2 + 2𝑁𝑎2𝑀𝑛𝑂4 + 2𝐻2𝑂 Las 2 moleculas de Na2MnO4 se hallan por tanteo ya que no interviene en la reaccion redox AGENTE OXIDANTE: KMnO4 AGENTE REDUCTOR: NaOH EL MANGANESO INTERVIENE CON 6+ EN LA REACCION Al cuarto tubo: primero 1 ml de HCL y luego 1 ml de H2O2 𝐾𝑀𝑛𝑂4 + 𝐻𝐶𝑙 + 𝐻2𝑂2 = 𝑀𝑛𝐶𝑙2 + 𝑂2 + 𝐾𝐶𝑙 + 𝐻2𝑂 IGUALANDO METODO ION ELECTRON (MEDIO ACIDO) Primero identificamos a los atomos que cambian su EO 𝐾𝑀𝑛𝑂4 + 𝐻𝐶𝑙 + 𝐻2𝑂2 = 𝑀𝑛𝐶𝑙2 + 𝑂2 + 𝐾𝐶𝑙 + 𝐻2𝑂 7+ 12+ 0 Segundo escribimos las semirreacciones OXIDACION 𝐻2𝑂2 → 𝑂20 + 2𝐻 + + 2𝑒 − REDUCCION (𝑀𝑛𝑂4)− + 8𝐻 + + 5𝑒 − → 𝑀𝑛2+ + 4𝐻2𝑂 Tercero ajustamos el número de electrones OXIDACION 5 ∗ (𝐻2𝑂2 → 𝑂20 + 2𝐻 + + 2𝑒 − ) REDUCCION 2 ∗ ((𝑀𝑛𝑂4)− + 8𝐻 + + 5𝑒 − → 𝑀𝑛2+ + 4𝐻2𝑂) Reacción global: 5𝐻2𝑂2 + 2(𝑀𝑛𝑂4)− + 16𝐻 + + 10𝑒 − → 5𝑂20 + 10𝐻 + + 10𝑒 − + 2𝑀𝑛2+ + 8𝐻2𝑂 5𝐻2𝑂2 + 2(𝑀𝑛𝑂4)− + 6𝐻 + → 5𝑂20 + 2𝑀𝑛2+ + 8𝐻2𝑂 Cuarto escribir la reacción química completa usando los coeficientes hallados 2𝐾𝑀𝑛𝑂4 + 6𝐻𝐶𝑙 + 5𝐻2𝑂2 = 2𝑀𝑛𝐶𝑙2 + 5𝑂2 + 2𝐾𝐶𝑙 + 8𝐻2𝑂 Las 2 moleculas de KCl se hallan por tanteo ya que no interviene en la reaccion redox AGENTE OXIDANTE: MnO4 AGETE REDUCTOR: H2O2 EL MANGANESO INTERVIENE CON 2+ EN LA REACCION Al quinto tubo: primero 1 ml de la solución de H2SO4 y luego 1 ml de la solución H2O2 𝐾𝑀𝑛𝑂4 + 𝐻2𝑆𝑂4 + 𝐻2𝑂2 = 𝑀𝑛𝑆𝑂4 + 𝑂2 + 𝐾2𝑆𝑂4 + 𝐻2𝑂 IGUALANDO METODO ION ELECTRON (MEDIO ACIDO) Primero identificamos a los atomos que cambian su EO 𝐾𝑀𝑛𝑂4 + 𝐻2𝑆𝑂4 + 𝐻2𝑂2 = 𝑀𝑛𝑆𝑂4 + 𝑂2 + 𝐾2𝑆𝑂4 + 𝐻2𝑂 7+ 12+ 0 Segundo escribimos las semirreacciones OXIDACION 𝐻2𝑂2 → 𝑂20 + 2𝐻 + + 2𝑒 − REDUCCION (𝑀𝑛𝑂4)− + 8𝐻 + + 5𝑒 − → 𝑀𝑛2+ + 4𝐻2𝑂 Tercero ajustamos el número de electrones OXIDACION 5 ∗ (𝐻2𝑂2 → 𝑂20 + 2𝐻 + + 2𝑒 − ) REDUCCION 2 ∗ ((𝑀𝑛𝑂4)− + 8𝐻 + + 5𝑒 − → 𝑀𝑛2+ + 4𝐻2𝑂) Reacción global: 5𝐻2𝑂2 + 2(𝑀𝑛𝑂4)− + 16𝐻 + + 10𝑒 − → 5𝑂20 + 10𝐻 + + 10𝑒 − + 2𝑀𝑛2+ + 8𝐻2𝑂 5𝐻2𝑂2 + 2(𝑀𝑛𝑂4)− + 6𝐻 + → 5𝑂20 + 2𝑀𝑛2+ + 8𝐻2𝑂 Cuarto escribir la reacción química completa usando los coeficientes hallados 2𝐾𝑀𝑛𝑂4 + 3𝐻2𝑆𝑂4 + 5𝐻2𝑂2 = 2𝑀𝑛𝑆𝑂4 + 5𝑂2 + 𝐾2𝑆𝑂4 + 8𝐻2𝑂 AGENTE OXIDANTE: MnO4 AGETE REDUCTOR: H2O2 EL MANGANESO INTERVIENE CON 2+ EN LA REACCION PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL 2 A. REACCION: CU(II)/Fe En un tubo de ensayo con agua destilada hasta la mitad añadir una punta de espátula de CuSO4. 5H2O y agitar para disolver, se consigue una solución azul. Añadir unas limaduras de hierro y agitar fuertemente. Preguntas: -Escribir las reacciones REDOX en su forma iónica y molecular. CuII + 2 e- → Cu0 (reducción) Fe0 - 2 e- → FeII (oxidación) Fe + CuSO4 → Fe(SO4) + Cu -¿Quién es el agente oxidante y el agente reductor? El cobre es el agente oxidante y el hierro el agente reductor B.REACCIÓN KMNO4/NA2SO3 En un tubo de ensayo con agua destilada hasta la mitad, añadir 6 o 7 gotas de una disolución de KMnO4, sobre esta disolución adicionar 3 gotas de H2SO4 y después gota a gota una disolución de Na2SO3 hasta observar perdida completa de color. Preguntas: -Escribir e igualar la reacción por el método del ion electrón, señalado el agente oxidante y el reductor y las reacciones de oxidación y reducción. 𝐾𝑀𝑛𝑂4 + 𝐻2𝑆𝑂4 + 𝑁𝑎2𝑆𝑂3 = 𝑀𝑛𝑆𝑂4 + 𝑁𝑎2𝑆𝑂4 + 𝐾2𝑆𝑂4 + 𝐻2𝑂 IGUALANDO METODO ION ELECTRON (MEDIO ACIDO) Primero identificamos a los atomos que cambian su EO 𝐾𝑀𝑛𝑂4 + 𝐻2𝑆𝑂4 + 𝑁𝑎2𝑆𝑂3 = 𝑀𝑛𝑆𝑂4 + 𝑁𝑎2𝑆𝑂4 + 𝐾2𝑆𝑂4 + 𝐻2𝑂 7+ 4+ 2+ 6+ Segundo escribimos las semirreacciones OXIDACION (𝑆𝑂3)2− + 𝐻2𝑂 → (𝑆𝑂4)2− + 2𝐻 + + 2𝑒 − REDUCCION (𝑀𝑛𝑂4)− + 8𝐻 + + 5𝑒 − → 𝑀𝑛2+ + 4𝐻2𝑂 Tercero ajustamos el número de electrones OXIDACION 5 ∗ ((𝑆𝑂3)2− + 𝐻2𝑂 → (𝑆𝑂4)2− + 2𝐻 + + 2𝑒 − ) REDUCCION 2 ∗ ((𝑀𝑛𝑂4)− + 8𝐻 + + 5𝑒 − → 𝑀𝑛2+ + 4𝐻2𝑂) Reacción global: 5(𝑆𝑂3)2− + 5𝐻2𝑂 + 2(𝑀𝑛𝑂4)− + 16𝐻 + + 10𝑒 − → 5(𝑆𝑂4)2− + 10𝐻 + + 10𝑒 − + 2𝑀𝑛2+ + 8𝐻2𝑂 5(𝑆𝑂3)2− + 2(𝑀𝑛𝑂4)− + 6𝐻 + → 5(𝑆𝑂4)2− + 2𝑀𝑛2+ + 3𝐻2𝑂 Cuarto escribir la reacción química completa usando los coeficientes hallados 2𝐾𝑀𝑛𝑂4 + 3𝐻2𝑆𝑂4 + 5𝑁𝑎2𝑆𝑂3 = 2𝑀𝑛𝑆𝑂4 + 5𝑁𝑎2𝑆𝑂4 + 𝐾2𝑆𝑂4 + 3𝐻2𝑂 AGENTE OXIDANTE: MnO4 AGETE REDUCTOR: Na2SO3 - calcular el peso equivalente del KMnO4 para esta reacción. 𝐸𝑞 𝐾𝑀𝑛𝑂4 = 𝑃𝑀 98 = = 27,6 5 5 -Calcular el peso equivalente del Na2SO3 para esta reacción. 𝐸𝑞 𝑁𝑎2𝑆𝑂3 = 𝑃𝑀 126 = = 63 2 2 C. Reaccion: K2CR2O7/NA2SO3 En un tubo de ensayo con agua destilada hasta la mitad, añadir 6 o 7 gotas de una disolución de K2CR2O7, y 4 gotas de H2SO4 y después gota a gota una disolución de Na2SO3 hasta observar el color persistente. Preguntas: -calcular el peso equivalente del K2Cr2O7 para esta reacción. 𝐸𝑞 𝐾2𝐶𝑟2𝑂7 = 𝑃𝑀 294 = = 49 3∗2 6 7. BIBLIOGRAFIA https://www.quimica.es/enciclopedia https://es.wikipedia.org/ https://es.khanacademy.org/ Guia de Laboratorio 8. CUESTIONARIO 8.1. ¿A qué se denomida numero de oxidacion? El número de oxidación o también llamado estado de oxidación es la carga eléctrica ficticia que se le asigna a un átomo. Se utiliza para indicar la posible carga neta del mismo y un posible método de contabilidad de electrones. Por ejemplo, se utiliza para conocer si una reacción es redox o no. 8.2. ¿Cuál es la diferencia entre el número de oxidacion y la valencia de un atomo? La diferencia clave entre la valencia y el número de oxidación es que la valencia es el número máximo de electrones que un átomo puede perder, ganar o compartir para estabilizarse, mientras que el número de oxidación es el número de electrones que un átomo puede perder o ganar para formar un enlace con otro átomo. 8.3. ¿ que es la escala REDOX? Redox es el nombre que recibe una reacción de tipo químico que implica la transferencia de electrones entre distintos reactivos, lo que lleva a una modificación del estado de oxidación. ... El término redox refiere a la REDucción-OXidación que se da en el marco de la reacción. 8.4. ¿Quién es el agente oxidante y el agente reductor en una reacción REDOX? Un agente reductor es aquel que cede electrones a un agente oxidante. Existe una reacción química conocida como reacción de reducción-oxidación, en la que se da una transferencia de electrones. Así mismo, la mayoría de los elementos metálicos y no metálicos se obtienen de sus minerales por procesos de oxidación o de reducción. Una reacción de reducciónoxidación consiste en dos semireacciones: una semireacción implica la pérdida de electrones de un compuesto, en este caso el compuesto se oxida; mientras que en la otra semireacción el compuesto se reduce, es decir gana los electrones. Uno actúa como oxidante y el otro como reductor. Como ejemplos tenemos: Carbón Monóxido de carbono Muchos compuestos ricos en carbón e hidrógeno Elementos no metálicos fácilmente oxidables tales como el azufre y el fósforo Sustancias que contienen celulosa, tales como maderas, textiles, etc. Muchos metales como aluminio, magnesio, titanio, circonio Los metales alcalinos como el sodio, potasio, etc. Los hidruros Los azúcares reductores 8.5. ¿Que son las semirreacciones de oxidacion y reduccion en el balanceo de reacciones REDOX? Una reacción de oxidación-reducción (redox) es una reacción de transferencia de electrones. ... Para que tenga lugar una reacción redox necesitamos dos semireacciones o sistemas redox. Podemos ver que siempre la oxidación y la reducción tienen lugar a la vez. No puede darse una sin la otra. 8.6. ¿Cuándo se lleva a cabo una reacción redox en medio acido? R.- Cuando hay presencia de un acido en los reactivos como HSO4, HNO3, HCl,etc 8.7. ¿Cuándo se lleva acabo una reacción básica? R.- Cuando hay presencia de una base en los reactivos como NaOH, KOH 8.8. ¿Por qué se usa el método ion electron para balancear reacciones redox? R.- Porque son mas exactas y no se tantea mas de uno o dos coeficientes 9. ANEXOS
