Practica de Laboratorio n 08

UNIVESIDAD NACIONAL DE SAN CRISTOBAL DE HUAMANGA 

FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y METALURGIA Departamento Departamen to Académico de Ingeniería Química ESCUELA DE FORMACIÓN PROFESIONAL DE INGENIERÍA QUÍMICA

Laboratorio de Química “B”

ASIGNATURA: QU-141 QUÍMICA I PRÁCTICA N° 08 REACCIONES DE OXIDACIÓN - REDUCCIÓN PROFESOR DE TEORIA: Ing. VARGAS CAMARENA, Mauro PROFESOR DE PRÁCTICA:Ing. VARGAS CAMARENA, Mauro 

ALUMNO: García Pizarro, cesar

DIA DE PRÁCTICAS : Miércoles

HORA: 7-10am

MESA: C

FECHA DE EJECUCIÓN: 16 de Noviembre FECHA DE ENTREGA: 23 de Noviembre

PRÁCTICA DE LABORATORIO N 08 – QU-141-UNSCH QU-141-UNSCH AYACUCHO –  PERÚ  PERÚ

INTRODUCCIÓN Una reacción de oxidación-reducción o abreviadamente una reacción redox, es aquella en la cual ocurre una transferencia de electrones. La sustancia que gana electrones se denomina oxidante y la que los cede reductor. Por lo tanto, el oxidante se reduce (le sucede una reducción) y el reductor se oxida (le acontece una oxidación). Se asevera entonces que una reacción redox se conforma de dos semi-reacciones: oxidación y reducción. Ambas se producen simultáneamente. También se da el hecho de que una misma sustancia se reduce y oxida a la vez. Esto se llama dismutación. Oxidación

En cada oxidación hay una pérdida de electrones, lo que equivale a decir que un elemento aumentó su número de oxidación Reducción

En toda reducción hay una ganancia de electrones, lo que significa que un elemento disminuyó su número de oxidación

Ayacucho, Noviembre del 2011

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 08 – QU-141-UNSCH

REACCIONES DE OXIDACION - REDUCCIÓN

I.

Objetivos:



Identificar el estado de oxidación de los diferentes elementos  Diferenciar los estados de oxidación de de los diferentes elementos que participan en una ecuaciónquímica.   Determinar los agentes oxidantes y reductores, con un mínimo de errores.  Formular y balancear las ecuaciones químicas (iónicas y moleculares).   Determinar el medio (acido, básico o neutro ) en que trascurren una reacciónquímica de oxidación y reducción.

II.

Revisión bibliográfica REACCIONES DE OXIDO –  REDUCCIÓN

Las reacciones de óxido  –  reducción o REDOX son aquellas donde está involucrado un cambio en el número de electrones asociado a un átomo determinado, cuando este átomo o el compuesto del cual forma parte se transforma desde un estado inicial a otro final. La gran mayoría de las reacciones redox ocurren con liberación de energía. Por ejemplo: la combustión de compuestos orgánicos que proporciona energía calórica, las reacciones que se realizan en una pila o batería, donde la energía química es transformada en energía eléctrica, y las reacciones más importantes, desde el punto de vista de nuestro curso, que ocurren a nivel del metabolismo de un ser viviente. Como los alimentos son substancias reducidas, el organismo las oxidada controladamente, liberando energía en forma gradual y de acuerdo a sus requerimientos. Esta energía es transformada en energía química en forma de ATP, la cual es utilizada para todos los procesos endergónicos que ocurren en los organismos.

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 08 – QU-141-UNSCH

Hoy en día, las reacciones de oxidación –reducción se utilizan en infinidad de procesos, especialmente en el campo de la industria, por ejemplo, en la generación de energía eléctrica (pilas electroquímicas), o el proceso inverso, es decir, a través de la electricidad, provocar reacciones químicas que no son espontáneas, de gran utilidad para la obtención de metales y otras sustancias de gran interés social (electrólisis). También son de gran utilidad para la labor policial, ya que una reacción de este tipo, entre el ión dicromato y el alcohol etílico, es la que permite determinar con gran precisión el grado de alcoholemia de conductores. La oxidación y la reducción son dos conceptos que se producen siempre de forma simultánea, denominando al proceso global de oxidación-reducción o redox. Esto es debido a que los electrones perdidos en la oxidación son los ganados en la reducción. No obstante, en el laboratorio, se pueden separar ambos procesos aunque se sigan produciendo de forma simultánea en lo que se llama una pila electroquímica:

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 08 – QU-141-UNSCH

Las reacciones de oxidación  – reducción, también llamadas REDOX, presentan un cierto paralelismo con las reacciones ácido  – base, ya que ambas se llaman reacciones de transferencia. Mientras que en el ácido  –  base se transfieren protones del ácido a la base, en las redox, se produce una transferencia de electrones del reductor al oxidante.

Por ejemplo: Zn + Cu+2Zn+2 + Cu en la que existe una transferencia de electrones del Zn (que pierde 2 electrones) al Cu+2 (que los gana). Las reacciones redox son muy fáciles de identificar cuando tienen lugar entre iones o compuestos iónicos, ya que es sencillo ver entre que especies tiene lugar la transferencia de electrones; pero, cuando tiene lugar entre sustancias covalentes, no es tan obvio reconocerlas.

por ejemplo: Fe2O3+ 3C

2 Fe + 3CO2

podríamos decir que el C se ha oxidado porque ha incorporado oxígeno transformándose en la molécula de CO2 y, el Fe2O3 se reduce porque lo pierde, obteniéndose hierro metálico. Este concepto de oxidación  –  reducción, debido a Lavoisier, ha quedado desfasado, ya que hay reacciones redox en las que el oxígeno ni siquiera interviene. Según el concepto actual: Una sustancia se oxida cuando pierde electrones, que cede a otra sustancia que es la que se reduce, luego la oxidación es una pérdida de electrones y la reducción una ganancia de electrones. Cuando un compuesto se oxida, siempre hay otro que se reduce. Al primero se le llama reductor y al segundo oxidante. Por ejemplo: oxidante 1 + reductor 2  Cu+2

+

Zn

reductor 1 + oxidante 2 Cu

+

Zn+2

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 08 – QU-141-UNSCH III.

Materiales, equipos e instrumentos de laboratorio y reactivos químicos utilizados.

Gradilla para tubos de prueba Mechero de bunsen Papel toalla Piseta Tubos de ensayo (3) Vaso de precipitado de 250ml Espátula REACTIVOS QUIMICOS  Al ,Cu, Fe Metálicos H2C2O4  Solido H2O2 de 10 volúmenes H2SO4 Concentrado HNO3 Concentrado  Almidón de solución (indicador) CuSO4 0,1 M NaNO2 0,1 M K4[Fe(CN)6] 0,1 M NaOH 0,1 M HCl 0,1 M KMnO4  0,1 M K2Cr 2O7  0,1 M KIO3  0,1 M KI 0,1 M Co(N03)2  0,1 M HgCl2  0,1 M

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 08 – QU-141-UNSCH

iv.

Procedimiento experimental

REACCIONES EN MEDIO ACIDO (H+) ENSAYO Nº 1: Se coloca en un tubo el permanganato de potasio (KMnO 4) y luego lo dividimos en dos tubos: En el primer tubo adicionamos el acidosulfúrico concentrado (H2SO4   (con)) y observaremos que la solución tiende a tener un color rojizo

En el segundo tubo adicionamos el H2O2 (peróxido de hidrogeno) se observa que la solución tiende a tener un color transparente.

ENSAYO Nº 2:

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 08 – QU-141-UNSCH En otro tubo colocamos el KMnO 4 y adicionamos el ácido oxálico (H 2C2O4) y observamos una reacción y tiende a tener un color amarillo y poco a poco cambia a color transparente y hayliberación de gases.

ENSAYO Nº 3: En un tubo colocamos el dicromato de potasio (K 2Cr 2O7) de color anaranjado luego adicionamos el ácidosulfúrico (H 2SO4) y se observa que la solución cambia a un color amarillo y la presencia de la liberación de gases. Luego adicionamos gota a gota el agua oxigenada (H2O2) a la solución anterior y se observa la liberación de gases de color azul marino de un cierto tiempo se observa que cambia a un color verde y es sulfato crómico (Cr  2 (SO4)3(ac)).

ENSAYO Nº 4: En un tubo se coloca el yodato de potasio (KIO3) de color transparente, luego adicionamos gota a gota de acidosulfúrico (H 2SO4(ac)); se observa que existe la liberación de gases de color transparente. Colocamos en otro tubo el KI de color amarillo verdoso

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 08 – QU-141-UNSCH Luego adicionamos gota a gota el KI a la solución anterior y se observa que se forma un precipitado de color marrón y poco a poco cambia a un color másoscuro y luego de un cierto tiempo cambio a un color gris y esto se dio por la presencia de yodo. Luego lo dividimos en dos tubos la solución: En el primer tubo agregamos aproximadamente 2ml de agua destilada enseguida adicionamos la solución del almidón y se observa que se cambio la coloración a un color azul en la parte superior y en la base de color marrón bajo.

ENSAYO Nº 5: En un papel colocamos el cobre metálico en trozos En un tubo colocamos el HNO3 acidonítrico como también un trozo de cobre y observaremos que hay liberación de gases de color verde limón y de un momento cambia de color verde claro.

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 08 – QU-141-UNSCH Enseguida adicionamos agua destilada y se observa que cambia de color celeste.

REACCIONES EN MEDIO ALCALINO (OH-) ENSAYO Nº 6: En un tubo colocamos el KMnO4 permanganato de potasio de color guindo y adicionamos el KOH hidróxido de potasio y observaremos que la solución cambia de coloración aun color rosado fuerte enseguida adicionamos el H2O2 peróxido de hidrogeno y se observa que hay liberación de gases de color marrón oscuro formando u precipitado.

ENSAYO Nº 7: En un tubo colocamos el (Co (CO3)2) nitrato de cobalto de color rosado

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 08 – QU-141-UNSCH

En otro tubo colocamos el NaOH de color transparente  Adicionamos el primer gota el NaOH al (Co (CO3)2) so observa que cambia a un color celeste  Adicionando la segunda gota y se observa que forma un precipitado de color turquesa liberando gases. La tercera gota observaremos que cambia a un color crema Con la cuarta gota se observa que hay liberación de gases formando un precipitado quedando así en la parte superficie la parte liquida y en la base la parte granular. Finalmente adicionamos el H2O2 a la solución y se observa la liberación de gases formando también un precipitado.

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 08 – QU-141-UNSCH ENSAYO Nº 8: En un papel colocamos un trozo de aluminio metálico (Al) luego colocamos en el tubo. En un tubo colocamos NaOH incoloro  Adicionamos el NaOH en el tubo con el metal y se observa que hay liberación de gases alrededor del metal de aluminio.  Al someterle al calor se observa que liberación de gases

REACCIONES EN MEDIO NEUTRO ENSAYO Nº 9: En un tubo colocamos el CuSO4 sulfato cúprico de color celeste Colocamos el hierrometálico (Fe) en un papel  Adicionamos el Fe al CuSO4 y se observa que el hierro se oxida y se cubre con el cobre  Al someterle al calor el Fe se DERRRITE luego la solución se divide en dos tubos En el primer tubo adicionamos el K4[Fe(CN)6] ferrocianuro de potasio y se observa que forma un precipitado que es Fe2[Fe(CN)6] de color marrón y de cierto tiempo cambia de color azul marino. El cobre es de color marrón.

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 08 – QU-141-UNSCH ENSAYO Nº 10: En tubo se coloca el CuSO4 Sulfato cúprico de color celeste En otro tubo se coloca el KI yoduro de potasio de color amarillo tenue  Adicionamos el KI al CuSO4 y se observa que forma un precipitado de color mostaza. Cu2I2 yoduro de potasio + I yodo  Adicionamos la solución de almidónal la solución (precipitado) y se observa que cambio de color azul marino.

ENSAYO Nº 11: En un tubo se coloca 1ml de KMnO4 permanganato de potasio de color morado En otro tubo se coloca el NaNO2 nitrito de sodio de color transparente Luego se le adiciona el NaNO2 al KMnO4 y se observa que la reaccion es lenta que es deun color pardo oscuro formando un precipitado  Al someterle al calor se observa que se evapora formando un dioxido de manganeso de color marrón turbio.

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 08 – QU-141-UNSCH

ENSAYO Nº 12: En un papel colocamos el cobre metálico (Cu) de color amarillo y le colocamos en un tubo.

En un tubo se coloca el HgCl2 cloruro mercúrico de color transparente  Adicionamos el HgCl2 al tubo con el metal se observa que la gota cambia de color celeste.

Finalmente el Hg se ha depositado sobre el cobre

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 08 – QU-141-UNSCH El cobre paso de la solución acuosa

v.

Observaciones, datos, resultados experimentales obtenidos, ecuaciones químicas cálculos y/o gráficos (según los casos).

REACCIONES EN MEDIO ACIDO (H+) ENSAYO Nº 1: ECUACIÒN MOLECUAR

2KMnO4 (ac) + 3H2SO4 (ac) + H2O2 (ac)2MnSO4 (ac) + O2 (g) +4H2O (l) + K 2SO4 (ac)

KMnO4 (ac)  NOMBRE

H2SO4 (ac)

Permanganato

H2O2 (ac)

MnSO4 (ac)

Agua

sulfato de

oxigenada

manganeso

Acidosulfurico

de potasio

O2 (g)

H2O (l)

K 2SO4 Sulfato

Oxigeno

Agua

de  potasio

COLOR

Guindo

Incoloro

-

ECUACIÓN IÓNICA

+

Incoloro

-

Marron

Incoloro

Incoloro Incoloro

++

2MnO4 + 16H  + 13e 2Mn  + 8H2O

Ag. Oxidante

Ag. Reductor 

Elemento que se oxida

Elemento que se reduce

Medio

 Nº de etransferidos

 MnO4-

 H  

Cobalto

 Manganeso

 Acido

2

OBSERVACIÓN.  Al (KMnO4) cuando le adicionamos (H2SO2) no ocurre ninguna reacción pero si

le añadimos (H2O2) sufre el cambio de color a transparente, luego de cierto momento se torna marrón y finalmente transparente.

ENSAYO Nº 2:

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 08 – QU-141-UNSCH ECUACIÒN MOLECUAR

 NOMBRE

2KMnO4 (ac) + 3H2SO4 (ac) + H2C2O4(s)2MnSO4 (ac) + 2CO2(g) +4H2O(l) + K 2SO4(ac KMnO4 (ac)

H2SO4 (ac)

H2C2O4(s)

MnSO4 (ac)

CO2(g)

Permanganato

Acidosulfurico

Acidooxálico

Sulfato de

Dioxido

manganeso

de

de potasio

H2O (l)

Sulfato Agua

carbono COLOR

Guindo

Incoloro

MnO4

-

de  potasio

marron

incoloro incoloro

2Mn04- + 6H+ + 5H2C2O42Mn++ + 8H2O + 10CO2

ECUACIÓN IÓNICA Ag. Oxidante

K 2SO4

Ag. Reductor  H2C2O4

Elemento que se oxida C

Elemento que se reduce C

Medio  Acido

 Nº de etransferidos 10

ENSAYO Nº 3: ECUACIÒN MOLECUAR

K 2Cr 2O7 (ac) + 4H2SO4 (ac) +H2O2(ac) K 2Cr 2O7 (ac) H2SO4 (ac) Dicromato

 NOMBRE

Acidosulfurico

de potasio

H2O2(ac) Agua

Cr 2(SO4)3(ac) + 3O2(g) + 5H2O(l) + K 2SO4(ac) Cr 2(SO4)3(ac) O2(g)

H2O (l)

K 2SO4

sulfato

Sulfato

oxigenada cromico

Oxigeno

Agua

de  potasio

COLOR

Anaranjado

ECUACI N IÓNICA

Incoloro

Incoloro

Verde

Incoloro Incoloro Incoloro

Cr 2O7= + 8H+ + I - 2Cr 3+ + 4H2O + IO3-

Ag. Oxidante

Ag. Reductor 

Cr 2O7=

Elemento que se oxida

 I 

-

I

Elemento que se reduce Cr 

Medio  Acido

 Nº de etransferidos 6

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 08 – QU-141-UNSCH OBSERVACION :

cuando adicionamos al bicromato de potasio las solución de acido sulfúrico

luego se forma un concentrado luego se adiciona agua oxigenada y de inmediato se torna negro de cierto tiempo de color azul marino pero al final cambia a verde pero en la base seguía anaranjado .

ENSAYO Nº 4: ECUACIÒN MOLECUAR 

 NOMBRE 

KIO3 (ac) + 3H2SO4 (ac) +KI(ac)I2(s) + 3H2O(l) + K 2SO4(ac) KIO3 (ac)

H2SO4 (ac

KI(ac)

Yodato

AcidoSulfurico Yoduro

de potasio

I2(s)

H2O(l)

K 2SO4(ac)

Yodo

Agua

Sulfato de

de

 potasio

Potasio COLOR 

Amarillo

incoloro

Azul

Incoloro

Incoloro

IO3- +I- + 6H+ + 5e-I2- + 3H2O

ECUACI N IÓNICA Ag. Oxidante

Incoloro

Ag. Reductor 

Elemento que se oxida

-

I

 I 

Elemento que se reduce Cr 

 Nº de etransferidos 6

Medio  Acido

I2(s) + AlmidonI2 Almidon (azul)

ENSAYO Nº 5: ECUACIÒN MOLECUAR 

Cu(s) + 2HNO3 (ac)Cu(NO3)2(ac) + NO2(g) +H2O(l) Cu(s)

 NOMBRE

Cobre

HNO3 (ac) 

Cu(NO3)2(ac)

Acidonitrico Nitarto de cobre (II)

COLOR  

NO2(g)

H2O(l)

Dioxido de

Agua

nitrogeno Incoloro

ECUACI N

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 08 – QU-141-UNSCH I NICA Ag. Oxidante

Ag. Reductor

Elemento que Elemento que se oxida se reduce

 Nº de etransferidos

Medio

OBSERVACIÓN: En el ensayo se observa que hay liberacion de gasesy que cambia un color pardo rojizo.

REACCIONES EN MEDIO ALCALINO (OH-) ENSAYO Nº 6: ecuación molecular

KMnO4 (ac) + KOH (ac) +H2O2(ac) KMnO4

nombre

KOH (ac)

MnO2(ac) + O2(g) + KOH(ac)

H2O2(ac)

MnO2(ac)

O2(g)

KOH(ac)

Permanganato Hidroxido

Agua

Dioxido de Oxigeno

Hidroxido

de potasio

oxigenada

manganeso

de potasio

color

de potasio

guindo

incoloro

incoloro

incoloro

ECUACIÓN IÓNICA Ag. Oxidante

Ag. Reductor 

Elemento que se oxida

Elemento que se reduce

Medio

 Nº de etransferidos

OBSERVACION. Cuando adicionamos al permanganato de potasio la solución de hidróxido de

potasio no ocurre ninguna reacción pero cuando añadimos agua oxigenada y de cierto tiempo se libera oxigeno en forma de gases y teniendo la solución de color marrón.

ENSAYO Nº 7: Ecuaciòn molecuar 

2Co (NO3)2(ac) + 2 NaOH(ac) +H2O2(ac)2Co(OH)3(s) +O2(s) + 2 NaNO3(ac) + H2O(l) Co(NO3)2(ac)  NaOH(ac)

H2O2(ac) 

Co(OH)3(s) O2(s) 

NaNO3(ac)

H2O(l)

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 08 – QU-141-UNSCH  Nombre

 Nitrato de

Hidroxidode Agua

cobalto

sodio

oxigenada de cobalto

incoloro

incoloro

incoloro

Color

Ecuación iónica

Hidróxido incoloro

2Co+2 + 4OH -+ H2O2

Ag. Oxidante

Ag. Reductor

H2O2

Co+2

→

Agua

sodio incoloro

Polvo/blanco incoloro

2Co (OH)3

Elemento que Elemento que se oxida se reduce Cobalto

Oxigeno Nitratode

Oxígeno

Medio

 Nº de etransferidos

Básico

2

OBS. Al nitrato de cobalto le añadimos la solución de hidróxido de sodio se da un color azul

pero después de un momento se torna crema opaco y se separa el liquido de solido, el liquido se separa a otro tubo le añadimos a este agua oxigenada y vemos la liberación de gases.

ENSAYO Nº 8: Al(s) +NaOH(ac) +H2O(l) Na[Al(OH)4](ac) + H2(g) Ecuación molecular

2Al(s) +2NaOH (ac)+2H2O (l)

→

2NaAlO2(l) + 3H2(g)

2Al(s)

2NaOH (ac)

2H2O (l)

 Nombre

Aluminio metálico

Hidróxido de sodio

Agua

Color

 blanco

incoloro

incoloro

Ecuación iónica Ag. Oxidante OH-

2Al(s) + 2H2O (l) + 2OHAg. Reductor Al

Elemento que se oxida Aluminio

→

2NaAlO2(l) Aluminato de sodio Ámbar claro

3H2(g) Hidrógeno incoloro

2AlO2- + 3H2

Elemento que se reduce

Medio

 Nº de etransferidos

Hidrógeno

Básico

6

OBSERVACION:Al combinar el aluminio con el hidróxido de sodio empezó a salir burbujas; y cuando lo calentamos se liberó más gas y desapareció el aluminio.

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 08 – QU-141-UNSCH REACCIONES EN MEDIO NEUTRO ENSAYO Nº 9: CuSO4 + Fe(s)FeSO4 (ac) + Cu(s) FeSO4(ac) + K 4[Fe(CN)6](ac) Ecuación molecular

Fe2[Fe(CN)6](s) + K 2SO4(ac)

2CuSO4 (ac) + 2Fe(s) + K 4 [Fe (CN)6] (ac) → 2CuSO4

2Fe(s)

(ac)

K 4 [Fe (CN)6] (ac)

Fe2 [Fe

(CN)6](ac) + 2K 2SO4(s) + 2Cu(s)

Fe2 [Fe (CN)6]

2K 2SO4

2Cu(s)

 Nombre

Sulfato cúprico

Hierro metálico

Ferrocianuro de  potasio

Ferrocianuro ferroso

sulfato de  potasio

Cobre metálico

Color

Cristal azul

Blanco  plateado

Incoloro

Azul prusia

blanco

Rojo claro

Ecuación iónica

2Cu+2(ac) + 2Fe(s)

Ag. Oxidante

Ag. Reductor 

Cu+2

Fe

Elemento que se oxida Hierro

→ Fe2

+2 (ac) +

Elemento que se reduce Cobre

2Cu(s)

Medio  Neutro

 Nº de etransferidos 4

OBSERVACION:Al combinar el sulfato cúprico con el hierro sólido resulto una solución de color azulino (azul oscuro).

ENSAYO Nº 10: Ecuación molecular

CuSO4(ac) + KI (ac)Cu2I2 (ac) + I2(s) + K 2SO4 (ac) CuSO4(ac)

KI (ac)

 Nombre

Sulfato cúprico

Yoduro de potasio

Color

Cristal azul

Blanco plateado

Cu2I2 (ac)

Incoloro

I2(s)

K 2SO4

Yodo

sulfato de potasio

Azul prusia

Blanco

Ecuación iónica

Página 20

PRÁCTICA DE LABORATORIO N 08 – QU-141-UNSCH Ag. Oxidante

Ag. Reductor 

Elemento que se oxida

Elemento que se reduce

 Nº de etransferidos

Medio

ENSAYO Nº 11: Ecuación molecular

KMnO4 (ac) + NaNO2 (ac) + H2O(l)MnO2(s)+ NaNO3(ac) + KOH KMnO4 (ac)

 NaNO2 (ac)

H2O(l)

MnO2(s)

 NaNO3(ac)

KOH

 Nombre

Permanganato de  potasio

Hierro metálico

Agua

Ferrocianuro ferroso

sulfato de  potasio

Hidroxido de  potasio

Color

Cristal azul

Blanco  plateado

incoloro

Azul prusia

blanco

Rojo claro

Ag. Reductor 

Elemento que se oxida

Ecuación iónica Ag. Oxidante

Elemento que se reduce

Medio

 Nº de etransferidos

ENSAYO Nº 12: Cu(s) + HgCl2 (ac)CuCl(ac) + Hg(s)

Ecuación molecular

Cu(s)

HgCl2 (ac)

CuCl(ac)

Hg(s)

 Nombre

Cobre

Cloruro mercurico

Cloruro cuprico

Mercurio

Color

Anaranjado

Transparente

Celeste

Ecuación iónica Ag. Oxidante

Ag. Reductor 

Elemento que se oxida

Elemento que se reduce

Medio

 Nº de etransferidos

Página 21

PRÁCTICA DE LABORATORIO N 08 – QU-141-UNSCH OBSERVACIÓN: Cuando le adicionemos una gota de (HgCl2) encima del metal de (Cu) y

quitamos de cierto tiempo observamos que el color del metal de esa parte ha cambiado por que el (Cu) deposita su color en el líquido.

vi.

Conclusiones y recomendaciones

Conclusión En conclusión decimos que una reacción de oxidación-reducción son muy importantes para nuestra vida cotidiana. La energía que necesitamos para realizar cualquier actividad, la obtenemos fundamentalmente de procesos de oxidación –reducción, como el metabolismo de los alimentos, la respiración celular, etc. Además, son responsables de procesos tan dispares como la corrosión de los metales, el oscurecimiento de una manzana cortada, la acción de los conservantes alimenticios, la combustión, el blanqueado de las lejías.  Algunas reacciones químicas son como llamadas telefónicas. En una llamada telefónica tenemos un intercambio de palabras con una o más personas. Así mismo, en una reacción tipo oxidación-reducción (reacciones redox ) tenemos un intercambio de electrones. Para que una reacción pueda ser clasificada como redox, debe envolver la transferencia de uno o más electrones de una especia a otra. De la sustancia que pierde electrones durante una reacción química se dice que se oxida. Esto conlleva un aumento en el número de oxidación de esa sustancia. El número de oxidación es simplemente un número que se asigna a cada elemento en un compuesto para llevar una contabilidad de los electrones durante el transcurso de una reacción. La especie que gana electrones en una reacción redox es la que se reduce, puesto que al ganar electrones disminuye su número de oxidación. Si un reactivo gana electrones, otro reactivo debe perder un igual número de electrones. Por lo tanto, la oxidación y reducción deben ocurrir simultáneamente.

Recomendaciones  Anotar los datos que se realizan en el laboratorio cada ensayo con su modo de observación. Tener en cuenta que cuando se realiza reacciones químicas la seguridad es primero. Saber el tipo de sustancia que se utiliza en el laboratorio. Página 22

PRÁCTICA DE LABORATORIO N 08 – QU-141-UNSCH Seguir los procedimientos que se experimentan.

vii.

Cuestionario

7.1 Formular las ecuaciones iónicas y molecular balanceadas de la oxidación del etanol al anhídrido carbónico con solución de bicromato de potasio en medio acido (H2O2). El bicromato cambia al sulfato crómico.

K 2Cr 2O7(ac)+CH3-CH2OH(l)+H2SO4(ac)

Cr 2(SO4)+CH3-COOH(l)+ H2O(l)+K 2SO4(ac)

2(Cr 2O7-2+14H++6e 2Cr +3+7H2O) 3(C2H6O+H2O C2H4O2+4H++4e) 2Cr 2O7-2+28H+3C2H6O+3H2O 4Cr +3+14H2O+C2H4O2+12H+ 7.2 Escribir dos ecuaciones balanceadas (iónica y molecular) de reacciones de oxidación  – reducción que ocurren en la vida diaria. Ecuación molecular: 4HCl + MnO2

→MnCl2

+ 2H2O

Ecuación iónica: 4Cl- + MnO2 → Mn2+Cl2- + 2H20 Ejemplo 2.

Ecuación molecular 4 HCl + MnO2 → Cl2 + MnCl2 + 2 H2O

Ecuación iónica

Página 23

PRÁCTICA DE LABORATORIO N 08 – QU-141-UNSCH MnO2 →Mn++ + 2H2O Otros: Fotosíntesis: 6 CO2 + 6 H2O + Energía lumínica ----> C 6H12O6 + 6 O2 Respiración: C6H12O6 + 6 O2 ----> 6 CO 2 + 6 H2O + Energía (ATP)

7.3 Formular dos ecuaciones químicas de oxidación - reducción en medio acido, medio básico, y neutro, diferenciar a lo realizado en la práctica. Medio acido 1.

3 AsO2- + 2 MnO4- + 4 OH-

2.

2 (MnO4)- + 6(H)+ 5 H2O2-→ 2 (Mn)2+ + 8 H2O + 5 O2

→

3 AsO4-3 + 2H2O + 2MnO2

Medio básico 1.

3 KNO3 + 8 Al + 5 KOH + 18 H2O

2.

8 KMnO4 + 3 HC2H3O2 + 4 KOH → 8 MnO2 + 6 K 2CO3 + 8 H2O

→

3 NH3 + 8KAl(OH)4

Neutro 1.

KMnO4 + Na2SO3 + H2O→ KOH + MnO2 + Na2SO4

2.

H2 + Fenolftaleína + 2OH-

7.4 Describa la constitución de una pila seca y de un acumulador de plomo (batería). Además formule las ecuaciones de oxidación  – reducción que ocurre en cada uno de ellos. PILA SECA: Se entiende por pila o acumulador eléctrico a aquel artilugio capaz de acumular y proporcionar energía eléctrica gracias a ciertas reacciones químicas que tienen lugar en su interior. Las pilas y acumuladores eléctricos aparecen en el mercado en distintos formatos. Una pila seca esta formada por celdas electrolíticas galvánicas con electrolitos pastosos.

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 08 – QU-141-UNSCH Oxidación (ánodo): Zn - 2e- 2Zn2+ Reducción (cátodo): 2 MnO2 + 2 NH4+ + 2e- Mn2O3 + 2 NH3 + H2O Reacción global: Zn + 2 MnO2 + 2 NH4 Zn2+ + Mn2O3 + H2O + 2 NH3}

ACUMULADORES DE PLOMO: Se llama acumulador a todo tipo de dispositivo capaz de transformar la energía eléctrica en energía química, conservándola almacenada en esta forma, pudiendo igualmente transformarla de nuevo en energía eléctrica cuando sea necesario.

Acumulador de plomo Se utiliza para proveer de energía eléctrica a los automóviles, consta de dos placas o rejas de plomo (Pb) sumergidas en ácido sulfúrico diluido La placa que actúa como cátodo está recubierto de óxido de plomo y la que funciona como ánodo es de plomo. Las reacciones que se llevan a cabo durante la descarga (reacciones de media pila) son las siguientes: En el ánodo se lleva a cabo la oxidación:

En el cátodo se lleva a cabo la reducción:

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La reacción completa del proceso es:

Durante el proceso de descarga se forman sulfato de plomo y agua, y se consume el ácido sulfúrico. Cuando se conecta un generador de corriente contínua (como un alternador en el caso de los automóviles) entre los polos del acumulador descargado y se pasa corriente eléctrica, la reacción se invierte, por lo que se dice que el acumulador se ha recargado.

Estructura de un Acumulador de Plomo: En una batería podemos distinguir una caja llamada mano-bloque, dividida en varios compartimentos o celdas, fabricadas generalmente de ebanito al que el ácido no ataca, aunque actualmente se emplea también el polipropileno por su menor peso y mejores características. En el interior de cada una de las celdas, se introduce una serie de placas constituidas por un armazón de aleación de plomo y antimonio en forma de rejilla, en cuyos huecos se incrusta una pasta llamada materia activa. La rejilla desempeña la misión de distribuir la corriente uniformemente en toda la placa, evitando que la materia activa se desprenda de ellas durante la carga y la descarga. En una batería cada elemento de un acumulador de plomo tiene la propiedad de almacenar energía a una tensión de dos voltios, es de 6v cuando se unen 3 elementos y de 12v su se emplea 6 elementos. El electrolito del acumulador completamente cargado es un 36% de ácido sulfúrico y un 64% de agua. Descargado está compuesto por un 12% de ácido sulfúrico y un 88% de agua

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Señale tres aplicaciones industriales de los reacciones de oxidación  –reducción.

Las reacciones de oxidación-reducción son muy frecuentes en las industrias electrónicas ya que constituyen el principal funcionamiento de las pilas eléctricas. Se calcula que en el mundo cada persona consume, en promedio, cinco pilas al año. Cada hombre, mujer y niño encuentra en este sencillo y práctico dispositivo una fuente invaluable de energía para hacerfuncionar un sinfín de aparatos eléctricos, que van desde radios y relojes, hasta juguetes

Reacciones Redox En El Revelado El potencial real de óxido-reducción, Erev, puede medirse para los sistemas reversibles como el revelador de oxalatoferrato (II) y oxalatoferrato (III), que se ha utilizado en varias investigaciones. Es evidente que la reducción del haluro no podría producirse si no fuera termodinámicamente posible, y por consiguiente E = Erev - EAgtiene que ser una cantidad positiva. Sin embargo, Reinders y Beukers encontraron que para iniciar el revelado, E tiene que exceder un valor mínimo de 70-100 mv. Una vez que se ha iniciado el revelado, puede continuar en una solución en la cual Erev es simplemente más positiva que EAg. Abribat, Pouradier y David encontraron que el valor crítico de E necesario para iniciar el revelado varía algo con la naturaleza de la emulsión, pero obtuvieron el mismo valor crítico para el revelado de imagen latente que para la formación de niebla. La razón para la existencia del valor criticoaun no está clara. Reinders supone que las minúsculas partículas de plata que forman la imagen latente son más solubles que la plata maciza, y por consiguiente el valor real de EAg para el sistema de haluro de plata e imagen latente es más positivo para el valor crítico que el potencial determinado experimentalmente con un electrodo de plata maciza. Esta explicación exigiría una solubilidad de la plata latente 16-50 veces mayor que la plata maciza.

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 08 – QU-141-UNSCH LA OXIDACIÓN REDUCCIÓN EN INDUSTRIAS METALÚRGICAS Y SIDERÚRGICAS. La primera es de gran importancia debido a que así el mineral se convierte en un oxido abarcando los procesos de obtención de metales (a partir de óxidos, sulfuros, carbonatos, etc.), y la reducción de los metales, así como en la preparación de aleaciones y amalgamas. La metalurgia del hierro recibe el nombre especial de siderurgia. La obtención del hierro es un claro ejemplo de obtención de un metal por reducción. En la actualidad, la obtención del hierro se realiza principalmente por el método del alto horno; así para reducir el mineral y obtener el hierro, el horno se carga por la parte superior o tragante con una mezcla de mena, coque y caliza.

-LAS INDUSTRIAS ALIMENTICIAS para evitar la oxidación y reducción de los compuestos presentes en los mismos, utilizan sustancias llamadas antioxidantes (un tipo de conservador). La función de éstas es evitar la alteración de las cualidades originales de los alimentos. Mediante las sustancias antioxidantes, diversos alimentos susceptibles a la oxidación, alargan su vida útil.

-INDUSTRIAS DE COSMÉTICOS, productos de higiene y perfumes, las cuales están constituidas por sustancias naturales o sintéticas, de uso externos en las diversas partes del cuerpo humano, piel, sistema capilar, uñas, labios, órganos genitales externos, dientes, entre otros. Las empresas tienen la responsabilidad de evaluar la estabilidad de sus productos, antes de ponerlos a disposición de consumo, requisitos fundamental para la seguridad y calidad de los mismos; uno de los factores intrínsecos de la cual se debe tener cuidado es de las reacciones de oxido- reducción. Ocurren procesos de oxidación o de reducción llevando a alteraciones de la actividad de las sustancias activas, de las características organolépticas y físicas de la formulación

viii. Bibliografía

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Chang, Raymond. (1998). Química. México: McGraw-Hill. Sexta Edición. Whitten, K. W., Davis R.E. y Peck, M. L. (1998). Química General.

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Petrucci, R. H. (1977). Química general. México: Fondo Educativo BROWN, T. L., H.E. Y BURSTEN, B.E. (1993) .Química la ciencia central. México: Prentice-Hail. Hispanoamericana. Quinta Edición. www.monografias.com

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www.wikipedia.com (Enciclopedia Libre)

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http://html.rincondelvago.com/reacciones-redox_1.html http://es.wikipedia.org/wiki/Reducci%C3%B3n-oxidaci%C3%B3n http://es.scribd.com/doc/7116789/Quimica9-Reacciones-de-OxidacionReduccion

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