Informe de Quimica 5 Intro

Experimento nº12
Reacciones de óxido reducción
OBJETIVOS ESPECÍFICOS:
1. Analizar las características de una reacción de oxidación-reducción.
2. Identificar las sustancias que se oxidan y las que se reducen en una reacción redox.
3. Determinar el flujo de electrones en una reacción de oxidación-reducción mediante la
aparición de colores en la solución cerca del ánodo y cátodo.
METODOLOGÍA
Materiales:
Vidrio reloj gradilla
Gotero batería de 6-v (1 por cada 2 parejas)
Clavos de hierro 4” vaso químico de 400ml
Tubos de ensayos 16X150mm papel lija (1 por cada 2 parejas)
Reactivos:
Solución de HCl 2m solución de AgNO3 al 10%
Solución de K3Fe(cn)6 0,02m solución de CuSO4 al 0,5m
Cu (lamina) solución de fenolftaleína
Zinc (granallas)
INTRODUCCIÓN
Entre las reacciones químicas más comunes e importantes están las reacciones de oxidación o
redox, que son reacciones en las cuales hay transferencia de electrones entre especies y en las
cuales uno o más átomos cambian de numero de oxidación.
El concepto de numero de oxidación se desarrolló para seguir una forma simple el rastro de los
electrones en una reacción, se define como la carga actual del átomo si existe como ion
monoatómico, o como una carga hipotética asignada en la sustancia mediante reglas simples. Si
llevamos la cuenta del número de oxidación de todos los elementos que se participan en la
reacción podemos determinar cuáles elementos están cambiando de estado de oxidación.
Toda reacción de óxido y reducción se puede separar en dos semi reacciones, una llamada
oxidación en la que hay perdida de electrones (o aumenta en el número de oxidación de un
átomo) y la otra llamada reducción que incluye la ganancia de electrones (o disminución del
número de oxidación de un átomo).
La especie que pierda electrones es oxidada y se llama el agente reductor (reduce a otra especie)
y la especie que gana electrones es reducida y se llama agente oxidante (oxida a la otra especie).
Ejemplo: Oxidación
Fe0(s) + Cu2+(ac) Fe2+(ac) + Cu0(s)
Agente reductor Agente oxidante
Reduccion
Algunas reacciones comunes de oxidación- reducción son clasificadas como reacciones de
combinación, de descomposición, de desplazamiento simple, de combustión y de disimulación.
Esta última se caracteriza por que la misma especie que se oxida se reduce.
Cuando se estudian reacciones redox, en solución acuosa, de desplazamiento simple es

necesario conocer la serie de electromotriz o tabla de actividad de los elementos para
determinar si las mismas se pueden llevar a cabo o no.
Con el fin de determinar el flujo de los iones y de los electrones las reacciones de oxidación-
reducción se pueden estudiar utilizando una celda electrolítica. Dicha celda emplea una fuente
externa de electricidad (una batería) para inducir la reacción, para ellos los terminales de la
batería se conectan por medio de dos cables a dos electrodos que se introducen en el vaso de
reacción. La batería actúa como una bomba de electrones empujándolos hacia un electrodo
(negativos) y tomándolos del otro (positivo). El electrodo negativo una especie recoge
electrones y se reduce. En el electrodo positivo una especie pierde electrones y se oxida.
Se designa cada electrodo como ánodo o cátodo con base al tipo de reacción que se verifique
sobre su superficie. El electrodo donde ocurre la oxidación se llama ánodo y el electrodo donde
ocurre la reducción se llama cátodo.
Mientras se produce la reacción hay un flujo estacionario de iones hacia los dos electrodos. Los
iones positivos (cationes) se dirigen hacia el cátodo y los iones negativos (aniones) hacia el
ánodo.
Para observar el flujo de los iones la reacción se puede llevar a cabo en un medio viscoso el cual
permite que sea más lenta, para ello los electrodos se sumergen en un gel. También se agregan
sustancias que al actuar sobre los cationes y iones producen una coloración especifica que
permiten determinar su formación y su flujo. Si la reacción se lleva a cabo con la liberación de
gases es fácil identificarlos.
Procedimiento:
I PARTE. Reacciones redox
1. Coloque 2ml de una solución de nitrato de plata al 10% en un tubo de ensayo
13x100mm, añádale una lámina de cobre. Observe que le sucede a la solución y al cobre.
Anote sus resultados.
Observación: La solución pasa a irse poniendo más clara de tener un turquesa a un celestoso
y como el cobre desplaza la plata se forman cristales, la plata se deposita en el fondo del tubo
de ensayo por el desplazamiento que esta sufre.
2. Coloque 2ml de la solución de sulfato de cobre (II) a 0,5 m en un tubo de ensayo

13x100mm. Añádale una lámina de cinc. Observe que le sucede a la solución y al cinc.
Ante sus resultados.
Observación: La solución pasa de un color azul puro a uno más tenue (verdoso) y el cinc
comienza a descomponerse y se caliente el tubo de ensayo solamente un poco la reacción que
presenciamos es de simple desplazamiento, ya que el cinc desplaza al cobre.
3. Coloque 2ml de una solución de ácido clorhídrico 2 m en un tubo de ensayo 13x10mm.
Añádale una lámina de cobre. Observe que le sucede a la solución y al cobre. Anote sus
resultados.
Observación: No hay reacción, por el simple hecho de la serie de actividad donde el cobre no
desplaza al hidrogeno.
4. Coloque 2ml de solución de ácido clorhídrico 2m en un tubo de ensayo 13x100mm.

Añádale una lámina de cobre. Observe que le sucede a la solución y al cobre. Anote sus
resultados.
Observación: Solamente en esta reacción hubo efervescencia y se liberó hidrogeno

II PARTE. Camino electrónico.
1. Agregue 200ml de agua a un vaso químico de 400ml.
2. Agregue 10 gotas de solución de fenolftaleína y agite.
3. Luego, agregue 10ml de la solución de K3Fe(cn)6 a 0,02m y mezcle.
4. Conecte dos clavos limpios a las pinzas de los alambres conectores siguiendo las
instrucciones del profesor.
5. Coloque los clavos conectados a los alambres en el vaso de 400ml. Separe los clavos lo
más posible (use cinta adhesiva) y observe.
6. Conecte los alambres a los terminales de una batería de 6v.
7. Después de un minuto o más, la solución cambia de coloración en el área alrededor de

los clavos. Observe y anote.
8. Para mejores resultados, mantenga el sistema por unos 30 minutos.
9. Observe el flujo de electrones.
RESULTADOS
Reacciones redox
Para cada una de las reacciones estudiadas escriba:
1. La reacción completa con reactivos y productos.
2. Las dos semirreacciones: de oxidación y de reducción.
3. El número total de electrones transferidos.
4. El agente oxidante y el agente reductor.
5. La ecuación molecular balanceada.
Camino electrónico
Para reacciones estudiadas escriba:
1. El agente oxidante y el agente reductor.
2. Total, de electrones transferidos.
3. La ecuación iónica total para la reacción.
Reacciones redox
1. Ag(NO3) + Cu Ag + Cu(NO3)2
2e- 1e- + Ag1+ Ag0 Semirreaccion de reducción Agente oxidante
1e- Cu0 Cu2+ + 2e- Semirreacciones de oxidación Agente reductor
2e- + 2Ag1+ 2Ag0

Electrones transferidos: 2e-
0 2+ -
Cu Cu + 2e
2Ag(NO3) + Cu 2Ag + Cu(NO3)2 Ecuación molecular balanceada
2. Cu(SO4) + Zn Cu + Zn(SO4)
2e- + Cu2+ Cu0 Semirreaccion de reducción Agente reductor
Zn0 Zn2+ + 2e- Semirreaccion de oxidación Agente oxidante
Cu(SO4) + Zn Cu + Zn(SO4) Educación molecular balanceada Electrones transferidos: 2e-
3. HCl + Cu NO HAY REACCION
4. HCl + Zn ZnCl2 + H2
2e- + 2H1+ H2 Semirreaccion de reduccion Agente oxidante
Zn0 Zn2+ + 2e- Semirreaccion de oxidación Agente reductor

2HCl + Zn ZnCl2 + H2 Ecuación molecular balanceada Electrones transferidos: 2e-

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Experimento nº12

Reacciones de óxido reducción

Fe0(s) + Cu2+(ac) Fe2+(ac) + Cu0(s)

Agente reductor Agente oxidante

Cuando se estudian reacciones redox, en solución acuosa, de desplazamiento simple es

2. Coloque 2ml de la solución de sulfato de cobre (II) a 0,5 m en un tubo de ensayo

4. Coloque 2ml de solución de ácido clorhídrico 2m en un tubo de ensayo 13x100mm.

Observación: Solamente en esta reacción hubo efervescencia y se liberó hidrogeno

2. Agregue 10 gotas de solución de fenolftaleína y agite.

3. Luego, agregue 10ml de la solución de K3Fe(cn)6 a 0,02m y mezcle.

6. Conecte los alambres a los terminales de una batería de 6v.

7. Después de un minuto o más, la solución cambia de coloración en el área alrededor de

8. Para mejores resultados, mantenga el sistema por unos 30 minutos.

9. Observe el flujo de electrones.

2e- 1e- + Ag1+ Ag0 Semirreaccion de reducción Agente oxidante

1e- Cu0 Cu2+ + 2e- Semirreacciones de oxidación Agente reductor

2e- + 2Ag1+ 2Ag0

2Ag(NO3) + Cu 2Ag + Cu(NO3)2 Ecuación molecular balanceada

2e- + Cu2+ Cu0 Semirreaccion de reducción Agente reductor

Zn0 Zn2+ + 2e- Semirreaccion de oxidación Agente oxidante

Cu(SO4) + Zn Cu + Zn(SO4) Educación molecular balanceada Electrones transferidos: 2e-

3. HCl + Cu NO HAY REACCION

2e- + 2H1+ H2 Semirreaccion de reduccion Agente oxidante

Zn0 Zn2+ + 2e- Semirreaccion de oxidación Agente reductor

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