Practica 1 - Electro.docx

Universidad Anáhuac México Norte Facultad de Ingeniería

Práctica 1 Reacciones de óxido reducción

Kevin B. Chávez Landeros Juan Carlos Benítez Hernández

Marco Teórico Las reacciones REDOX, nombre simplificado de las reacciones de reducción - oxidación, son aquellas reacciones de tipo químico que llevan a la transferencia de electrones entre reactivos, alterando el estado de oxidación. De este modo, un elemento libera electrones que otro elemento acepta. Aquel elemento que aporta los electrones recibe la denominación de agente reductor. Se trata del elemento que se oxida en el marco de la reacción REDOX. El elemento que recibe los electrones, por su parte, se denomina agente oxidante, este agente se reduce ya que minimiza su estado de oxidación. Las reacciones REDOX son procesos que llevan a la modificación del estado de oxidación de los compuestos. La reducción implica captar electrones y reducir el estado de oxidación, mientras que la oxidación es justo lo contrario (el elemento entrega electrones e incrementa su estado de oxidación). Es importante destacar que ambos procesos se desarrollan en conjunto: siempre que un elemento cede electrones y se oxida, hay otro que los recibe y se reduce.

Objetivo 1. Visualizar experimentalmente la presencia de agentes oxidantes y reductores en diversas reacciones químicas. 2. Plantear para cada reacción, las ecuaciones balanceadas de las semirreacciones de oxidación y reducción, así como la ecuación completa en su forma iónica y en su forma molecular. 3. Identificar en cada experimento los iones en solución acuosa que están como simples espectadores. 4. Comprender la importancia de las reacciones REDOX en la vida cotidiana, así como sus aplicaciones industriales.

Hipótesis Las reacciones REDOX que se van a realizar en esta práctica son de carácter espontaneo, por lo tanto, habrá formación de productos nuevos que se pondrán identificar visualmente a través de cambios de coloración, liberación de gases o desprendimiento de calor.

Resultados Reacción

Observaciones

1

Esta reacciones se tuvo que llevar acabo en la campana, ya que desprende gases como el H2S que pueden ser tóxico; por otro lado, tuvimos que dejarla enfriar para observar pequeños cristales en el vidrio de reloj que se ocupó para tapar el vaso de precipitado.

2

La solución de KMnO4 al inicio era morada, y con la solución de H2SO4, tampoco cambio, sino que hasta que se le agregó el H2O2, y se volvió de transparente, mientras más H2O2, el color cambiaba a color café.

3

Al inicio, al preparar la solución de K2Cr2O7 se observaba un color naranja, mientras que la solución de SnCl2 se apreciaba que era de color blanco, parecido a la leche, mientras que, con H2SO4 se ionizaron los compuestos, y al final de la reacción, se observó un color verde lechoso por el Cr y el Sn.

4

En esta reacción, se agregó H2O2 a una probeta, después se le puso jabón de manos, y se revolvió la mezcla para disolver el jabón, y después, se le agregó una solución de NaI, para que empezará la reacción con la creación de mucha espuma durante unos 10 o 15 segundos, pero también, era una reacción exotérmica, ya que la espuma y los productos, estaban calientes.

5

Al mezclar el FeSO4 con el H2O2, no pasaba nada, pero al agregar el medio básico NH4OH, se formó un compuesto complejo [Fe(NH3)6]+3, el cual parecían bolas de color plateado, suspendidas en un líquido rojizo.

Las reacciones redox llevadas a cabo en el laboratorio, se agregarán al final del escrito. Cuestionario 1. ¿Cuáles son los puntos en común de todas las reacciones REDOX? Son aquellas que ocurren mediante transferencia de electrones, por lo tanto, hay sustancias que pierden electrones (se oxidan) y otras que ganan electrones (se reducen). Oxidación: Es el fenómeno mediante el cual una especie química pierde electrones, por lo que, el número de oxidación (N.O.) aumenta algebraicamente, pues pierde cargas negativas.

El agente reductor, es la sustancia química que al oxidarse provoca o causa la reducción de otro; por lo tanto la sustancia que se oxida es agente reductor. Reducción: Es el fenómeno mediante el cual una especie química gana electrones, por lo tanto, el número de oxidación (N.O.) disminuye algebraicamente porque gana cargas negativas. El agente oxidante, es la sustancia química que al reducirse provoca la oxidación de otro; por lo tanto la sustancia que se reduce es agente oxidante.

2. ¿En qué consiste la espontaneidad de las reacciones REDOX? La energía libre de Gibbs es la energía para hacer un trabajo, eso significa que el cambio de energía libre representa la cantidad máxima de trabajo útil que se obtiene la reacción. Si la energía libre de Gibbs es negativa significa que hay energía libre por lo tanto la reacción es espontánea. Para que ocurra esto el potencial debe ser positivo. Una reacción espontánea puede ser utilizada para generar energía eléctrica, por ejemplo, lo que sucede en una pila de combustible 3. ¿Cuál es la importancia industrial y analítica de las reacciones REDOX? Los procesos de óxido - reducción tienen aplicación industrial con la finalidad de purificar y encontrar sustancias, éstas son muy frecuentes en la industria: constituyen el principio de funcionamiento de las pilas eléctricas y se emplean para refinar, electroquímicamente, determinados metales. Otras aplicaciones industriales de estos procesos son: obtención de cloro, hidrógeno e hidróxido de sodio es la electrólisis de una solución de cloruro de sodio, producción de aluminio o hierro, prevención para la corrosión, horno eléctrico, que se utiliza para fabricar aluminio, magnesio y sodio. 4. Investigar algunas aplicaciones prácticas. Existen pilas de diferentes tipos, formas, colores, tamaños, capacidades, especialidades, funcionalidades, etc. Algunos ejemplos, son los siguientes: • No recargables: también llamadas primarias, son aquellas baterías que contienen una carga determinada, que al finalizarse deben desecharse. Es decir, su uso está limitado a la carga que esta contenga, y por supuesto, al uso que se le dé al aparato que la utilice como fuente de energía. Técnicamente, esto sucede porque están compuestas de sistemas electroquímicos irreversibles. Generalmente, se caracterizan por tener una forma cilíndrica. Por ejemplo, las pilas (comunes) que usa un equipo de audio portátil o las cámaras desechables.

• Recargables: estas son el opuesto exacto de las nombradas anteriormente. Son también llamadas secundarias, y su principal característica es la posibilidad de volver a cargar sus sistemas cuantas veces sea requerido. En este caso, sus sistemas electroquímicos son totalmente reversibles. 5. Investigar otra reacción REDOX y cómo llevarla a cabo en el laboratorio. La otra reacción redox sería para la producción de Cobre metálico, que sigue la siguiente reacción: 𝐶𝑢𝑆𝑂4 + 𝐹𝑒 → 𝐹𝑒𝑆𝑂4 + 𝐶𝑢 Con semirreacciones de: Oxidación:

𝐹𝑒 +2 + 2𝑒 − → 𝐹𝑒

Reducción:

𝑆𝑂4− + 4𝐻 + 2𝑒 − → 2𝐻2𝑂 + 𝑆𝑂2 𝐶𝑢+2 + 2𝑒 − → 𝐶𝑢

El procedimiento a seguir sería: primero, disolver sulfato de cobre 5-10g en agua destilada en un vaso de precipitado de 125mL; el segundo paso es opcional, se le agrega cloruro de sodio, esto para acelerar la reacción; una vez, bien disuelto el sulfato de cobre, se le agrega una lámina de hierro, y se espera de 5-10 minutos, hasta que vea cambios. Los principales cambios que se observarán son que el tono característico azul del sulfato de cobre, cambiará a verde por el sulfato de hierro que se formará, y de paso, el cobre se depositará alrededor de la lámina de hierro, y ésta cambiará a color rojizo por el mismo cobre. Conclusiones Al ser de carácter espontáneo, las reacciones fueron llevadas a cabo sin necesidad de proporcionarles energía, salvo en algunos casos (experimento 1 y 5) para acelerar la reacción. Se observaron, de manera cualitativa, los cambios de color, olores y desprendimiento de gases que señalan la presencia de los productos de cada reacción. Para el primer experimento de la obtención de yodo molecular, en medio acido, como se mencionó anteriormente, no es espontanea, ya que se necesitó de una energía externa para acelerar el proceso, pero aun así se observó el desprendimiento de los gases y la creación de cristales en el vidrio de reloj; el segundo experimento para la obtención de oxígeno molecular, en medio ácido, se inició la solución con un color morado, el cual se fue tornando a una solución sin color, debido al peróxido de hidrógeno, y para finalizar, se le agrego de nuevo permanganato

de potasio, y la solución se volvió de color café; el tercer experimento con ion dicromato, en medio ácido, también fue espontanea e inició como una solución lechosa, pero al agregar el cloruro de estaño, se volvió una solución lechosa pero de color verde; el cuarto experimento, para el equipo, fue la reacción más interesante, ya que, el peróxido de hidrógeno, en medio básico, con la sal de yoduro de potasio, crea una reacción espectacular y a gran escala, siendo también exotérmica, finalizando con la obtención de yodo y oxigeno molecular, mientras que también se obtuvo agua; para el quinto experimento para la obtención del complejo del hierro, en medio alcalino, se le agregó peróxido de hidrogeno, y después surgió el complejo en forma de bolas metálicas suspendidas en un liquído color rojo. Todas las reacciones tuvieron sus propias características que las vuelven interesantes de observar, pero sobre todo de comprender mediante su análisis con las reacciones químicas que se llevan a cabo en estas.

Bibliografía

Full Química. (2012). Reacciones REDOX. 20/01/18, de Full Química Sitio web: http://www.fullquimica.com/2011/12/reaccionesredox.html

Anexo