Introduccion_analitica[1].docx

UNIVERSIDAD PEDAGÓGICA NACIONAL FRANCISCO MORAZÁN FACULTAD DE CIENCIA Y TECNOLOGÍA DEPARTAMENTO DE CIENCIA NATURALES QUIMICA ANALITICA

Practica de laboratorio #1 Reacciones de Oxidación-Reducción Catedrática M.sc. Rossana Bulnes Grupo N°3 Integrantes Anny Cristina Vallecillo Hernández

0801-1999-12387

Vivi Alejandra Chavarria Vásquez

1201-1998-00501

Zoyla Maricela Daniel Issac Sabillon

0501-1994-00080

Luis David Jarquín Izaguirre

0704-1998-01227

Richard Alexander Vásquez López

0801-1993-12586

Sección “U” Fecha de Ejecución De laboratorio 13 marzo, 201 Fecha de Entrega del Reporte de Laboratorio: 20 marzo, 2018

INTRODUCCIÓN El estudio de las reacciones de oxidación-reducción (REDOX) se encuentra entre las reacciones químicas más comunes e importantes. Intervienen en una extensa variedad de procesos importantes como enmohecimiento del hierro. La transferencia de electrones que ocurre durante las reacciones de oxidación-reducción también sirve para conducir en energía en

forma

de

electricidad.

En toda reacción REDOX debe haber tanto oxidación como reducción posteriormente si una sustancia se oxida, entonces otra se debe reducir. La sustancia que hace posible la oxidación se le llama agente oxidante que actúa como un receptor de electrones mientras que la sustancia que se reduce es un agente reductor donador de electrones, aunque estas reacciones ocurren simultáneamente deben considerarse como procesos individuales. Muchas de las reacciones se llevan a cabo en soluciones química con propiedades relacionadas a la conductividad eléctrica,

abriendo lado a una nueva rama de la química.

La electroquímica es el estudio de las relaciones entre la electricidad y la química junto con la rapidez, la velocidad en la que se disuelve un sólido regida por el tamaño, la temperatura, la concentración y el grado de agitación de la solución.

OBJETIVOS 1. Comprender conceptos base tales como: oxidación, reducción, oxidante y proceso REDOX. 2. Identificar los principales agentes oxidantes y agentes reductores durante la reacción. 3. Representar el comportamiento químico de las reacciones a través de la ecuación central. 4. Fundamentar experimentalmente el concepto “REDOX” , y desarrollar habilidades para determinar el proceso

PRACTICA DE LABORATORIO N°1 MATERIAL DE LABORATORIO EQUIPO 

Cuba o bandeja de cristal



Tubos de ensayo



Pipeta



Papel lija



Clavos de hierro

REACTIVOS 

Sulfato de cobre (CuSO4) 0.1 M



Nitrato de Zinc (Zn(NO3)2) 0.1M



Nitrato de Cobre (Cu(NO3)2) 0.1M



Nitrato de Plomo (Pb(NO3)2)0.1M



Sulfato de Hierro (II) (FeSO4) 0.1M



Ácido Sulfúrico Diluido (H2SO4)3M



Ácido Clorhídrico (HCl)1:1 M



Solución de Hidróxido de Sodio 0,1M



Trozos de Mg



Trozos de Zn



Trozos de Cu



Trozos de Pb



Trozos de Fe



Permanganato de Potasio (kMnO4)



Agua destilada



Grasa Solida



Solución de Cloruro de Sodio

MARCO TEORICO REACCIONES DE OXIDACION-REDUCCION La oxidación es el proceso en el cual una especie química pierde electrones y su número de oxidación aumenta. La reducción es el proceso en el cual una especie química gana electrones y su número de oxidación disminuye. Átomo o ion que se: Oxida

Reduce

Cede electrones

Acepta electrones

Aumenta su número de oxidación Disminuye su número de oxidación Es un agente reductor

Es un agente oxidante

Número o estado de oxidación: número que representa la cantidad de electrones que un átomo recibe (signo menos) o cede (signo más) cuando forma un compuesto determinado. Es decir, el número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones, o los comparte; Y será negativo cuando el átomo gane electrones, o los comparta. Agente oxidante: Es la especie química que acepta electrones y, por tanto, se reduce su número de oxidación (disminuye). Agente reductor: Es la especie química que pierde electrones y, por tanto, se oxida en dicho proceso aumentando su número de oxidación. Reacción de oxidación: implica la pérdida de electrones. Reacción de reducción: implica la ganancia de electrones. Las reacciones de oxidación-reducción (redox) implican la transferencia de electrones entre especies químicas. Se llaman también reacciones de transferencia de electrones ya que la partícula que se intercambia es el electrón. En una reacción de oxidación-reducción tienen lugar estos dos procesos simultáneos, la oxidación y la reducción. Ejemplo: El aluminio reacciona con el oxígeno para formar óxido de aluminio, 4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3 En el transcurso de esta reacción, cada átomo de aluminio pierde tres electrones para formar un ión Al3+ Al → Al3+ + 3 e-

Y cada molécula de O2 gana cuatro electrones para formar dos iones O2O2 + 4 e- → 2 O2Como los electrones ni se crean ni se destruyen en las reacciones químicas, la oxidación y la reducción son inseparables.

El aluminio cede electrones y el oxígeno los gana. El aluminio actúa como agente reductor, se oxida (su número de oxidación pasa de 0 a +3) cediendo tres electrones, mientras que el oxígeno actúa como agente oxidante, se reduce (su número de oxidación pasa de 0 a -2) ganando dos electrones. Tipos de reacciones redox Reacciones de combinación: Dos sustancias o más se combinan para dar un compuesto. S(s) + O2(g) → SO2(g) Reacciones de descomposición: Una sustancia se descompone en sus componentes. 2KClO3(s) → 2KCl(s) + 3O2(g) Reacciones de combustión: Se dan en presencia de oxígeno y tienen la característica de generar llama. C3H8(g) + 5O2(g) → 3Co2(g) + 4H2o(l) Reacciones de desplazamiento: Un átomo o ion es desplazado por otro. Según sea éste átomo se puede clasificar en: 

Desplazamiento de hidrogeno: Ca(s) + 2H2O(l) → Ca(OH)2(s) + H2(g)



Desplazamiento de un metal. Útiles en la industria metalúrgica para separar metales que se encuentran en forma de mineral en la naturaleza. TiCl4(g) + 2Mg(l) ⎯→ Ti(s) + 2MgCl2(l)



Desplazamiento de un halógeno: Aquí se produce el Desplazamiento de un halógeno por otro.

Cl2(g) + 2KBr(ac) → 2KCl(ac) + Br2(l) Ejemplos de reacciones Redox en la vida cotidiana      

Combustible de automóvil Sistema de calefacción Respiración La corrosión del hierro La cera al arder una vela Un papel quemándose

PROCEDIMIENTO Y ANÁLISIS DE RESULTADOS Parte I. Acción reductora de los metales. A. Acción de los metales sobre el agua. a) En distintos tubos de ensayo se ponen por separado los siguientes metales: Magnesio (Mg) Zinc (Zinc), Cobre (Cu), hierro (Fe), Sodio (Na). b) Añade a cada tubo 5mL de agua destilada. c) Calienta los tubos en donde no haya reacción hasta que el agua hierva. d) Según lo sucedido en b y c organiza a los metales según la actividad decreciente de los metales con respecto al agua.

OBSERVACIONES: NOMBRE DEL METAL Magnesio Mg

DESCRIPCION DE LA REACCION 





 Beaker en donde se está hirviendo el Mg

El magnesio comenzó a liberar hidrogeno gaseoso en pequeñas cantidades cuando reaccionó con el agua destilada. El magnesio reaccionó débilmente con el agua destilada porque es elemento del grupo IIA y es menos reactivo que los del grupo IA. El magnesio reacciona generalmente débilmente con el agua destilada fría ya que ocupa la sexta posición en la serie de actividad de los metales, por lo que reacción es débil en comparación al litio que está en la primera posición. El magnesio no reaccionó con la fenolftaleína, porque es un alcalinotérreo tienen propiedades básicas y en este caso la fenolftaleína se muestra incolora.

¿Cómo reacciona el magnesio con el agua hirviendo? Los metales de magnesio no están afectados por el agua a temperatura ambiente. El magnesio generalmente es un elemento poco reactivo, pero su reactividad aumenta con niveles de oxígeno. Además, el magnesio reacciona con el vapor de agua para dar lugar a hidróxido de magnesio y gas hidrógeno: Mg (s) + 2H2O(g) -> Mg(OH)2(aq) + H2(g)

Sodio

Reacción de NaOH y al agregar fenolestaleína.



El sodio tuvo una reacción exotérmica debido a que liberó energía, el tubo de ensayo se calentó y el agua estaba turbia. (liberó burbujas que es hidrógeno).  Cuando se añadió fenolftaleína el sodio se tornó de color purpura ya que es una disolución básica, debido a que es un indicador.  Se formó hidróxido de sodio cuando entro en contacto con la fenolftaleína.  Hubo liberación de hidrógeno cunado el sodio entró en contacto con el agua destilada.  Es una reacción muy fuerte porque el sodio ocupa el quinto lugar en la serie de actividad de los metales. ¿Cómo reacciona el sodio con el agua? El sodio elemental reacciona fácilmente con el agua de acuerdo con el siguiente mecanismo de reacción: 2Na(s) + 2H2O --> 2NaOH(aq) + H2(g)

Hierro (Fe)



 

La reacción del hierro es muy lenta, se formaron burbujas dentro del tubo de ensayo, no hay cambio de color, y no liberó hidrógeno. Parte del hierro subió a la superficie del tubo de ensayo. ¿Por qué no reacciona el Fe con el agua? No reacciono por que el Fe ocupa la posición 10 en serie de actividad de los

metales lo que lo hace poco reactivo con el agua fría y el agua hirviendo.  El Fe ocupa la posición 10 de la serie de actividad de los metales, por lo que no reacciona con el agua fría y la caliente.  Mecanismo de reacción química: Fe(s) + 1/2 O2 (g) +2H+(ac) –>Fe2+(ac) + H2O (l)

Zinc (Zn)



Reacciono un poco con el agua, experimenta cierta descomposición del metal.  Mecanismo de esta reacción química: Zn(s) + 2H+ -> Zn2+(aq) + H2(g)

Reacción de Zn con agua hirviendo Cobre (Cu)

Reacción de Cu con agua hirviendo

 

No tuvo reacción. Mecanismo de esta reacción: Cu +H2O -> CuO +H2

*Organización de los metales según la actividad decreciente con respecto al agua fría y caliente: 1° Sodio (Na)

2° Magnesio (Mg)

3° Zinc (Zn)

4° Hierro (Fe)

5° Cobre (Cu)

B. Acción de ácido clorhídrico sobre los metales. a) En diferentes tubos de ensayo se ponen por separado los metales siguientes: Na(sodio), Mg(magnesio), Fe(hierro), Cu(cobre), Pb(plomo). b) Añade a cada tubo 5mL de ácido clorhídrico. Donde no se observe reacción, calienta suavemente hasta ebullición. Anota los resultados de las pruebas en frio y en caliente. Anota tus observaciones. Con los resultados, elabora una lista de los metales según el orden de actividad de los mismos con ácido clorhídrico (descendente). OBSERVACIONES: METALES Sodio

DESCRIPCION DE LA REACCION  El sodio reacción de forma muy rápida al agregarle el ácido clorhídrico al sodio la reacción fue muy similar que con la del agua.  Esta reacción libero bastante calor, por lo que es una reacción exotérmica.  Mecanismo de reacción; HCl + NaOH => NaCl + H2O

Reacción de NaOH con agua hirviendo

Magnesio



Esta reacción de HCl con Mg es una reacción que se da menor grado que la de sodio.





Su reacción es debido a la ubicación cerca a los valores máximos de la serie de la actividad de los metales Mecanismos de la reacción: 2H+ + Mgº = H_2 + Mg2+

Reacción de Zn con agua 

Hierro

  

El Hierro es un metal que no reacciono, esto debido a la lejanía del de los valores máximos de la serie de la actividad de los metales. Tendió a oxidarse debido a la presencia de Cloruro férrico. Mecanismo de reacción: Fe + 2 HCl → FeCl2 + H2

Reacción de Fe con HCl

Cobre

Reacción de Cobres con HCl



No reacciono Mecanismo de reacción 2HCl +Cu = H2(gas)+ CuCl2

 

Plomo

No reacción Mecanismos de reacción-

Reacción 4 con HCl

C. Acción de los metales sobre otros iones. a) Añade en dos tubos de ensayo soluciones de nitrato de zinc y nitrato de plomo (II) respectivamente. b) Añadir una granalla de zinc a la solución de nitrato de plomo (II). c) Añadir un trozo de plomo a la solución con nitrato de zinc. d) Añadir unos dos (2) mL de sulfato de cobre (II) en un tubo de ensayo e introducir un clavo de hierro con la superficie limpia de óxido. e) Observe en todos los casos las superficies de los metales al cabo de unos minutos. OBSERVACIONES: COMPUESTO Zinc + Nitrato de plomo

DESCRIPCIÓN  Su reacción no fue tan rápida.  Se comenzó a deformar.  Se agregó sulfato de cobre y el agua se tornó azul celeste.  Minutos después se tornó a un color blanco.

D. Parte 2. Corrosión de los metales. a) Tomar cinco clavos y limpiar su superficie con papel de lija para eliminar cualquier herrumbre depositada en sus superficies. b) Pasar aceite o grasa solida a la superficie de uno de los clavos e introducirlo en un tubo de ensayo o cualquier otro recipiente seco. Taparlo herméticamente con un tapón. c) Introducir tres clavos en tres beakers, añadirles respectivamente agua, solución de NaCl, solución de de NaOH/NaCl 1:1 en volumen.

OBSERVACIONES: CLAVO + SOLVENTE Clavo en Agua

DESCRIPCION DEL CAMBIO El clavo se oxidó totalmente. ¿Por qué se oxida el clavo totalmente con en el agua? R/= El clavo se oxida con el agua porque hay tras-base de electrones donde hay un desplazamiento de hidrogeno, partiendo que el hierro tiene la capacidad de desplazar al hidrogeno, formándose el Hidróxido de hierro.

Clavo en NaOH

El clavo no se oxidó. ¿Por qué el clavo no se oxido en NaOH? R/= La razón es que el Hierro en este caso lo tenemos como se dice inactivo, pasivado Feº y que el NaOH no reacciona porque no se produce la migración de sus electrones, porque para que ello se produzca se necesita de un electrólito, por ejemplo, agua.

Clavo en NaCl

El clavo se oxidó poco. ¿Por qué se oxido un poco el clavo en el HCl? R/= el ácido clorhídrico (HCl) reacciona bien con el hierro, porque la mayoría de los ácidos corroe los metales. Al reaccionar un ácido con un metal, se forma hidrógeno gaseoso y la sal correspondiente. Al colocar el hierro en el beaker, que contiene una solución de ácido clorhídrico, se observa que el metal se distingue y se desprenden burbujas de hidrógeno. La sal que se forma es, en este caso, el cloruro de hierro (II). Y si se evapora lentamente el solvente, obtendremos los cristales de dicha sal. El clavo no se oxidó ¿Por qué el clavo no se oxido en NaCl + NaOH? R/= Porque la solución del ácido y la base se neutralizaron. No reaccionó debido a la ausencia de otras sustancias químicas y oxígeno.

Clavo en NaCl + NaOH

Clavo en Glicerina