INTRODUCCIÓN

Las reacciones 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...

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 (pilase 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).

Este informe se trata sobre una serie de experimentación con una serie de materiales para comprobar su oxidación y reducción, en las cuales algunos van a ser más pesados que otros.

MARCO TEORICO

Reacciones de Oxido Reducción

La oxidación es un cambio químico en el que un átomo o grupo de átomos pierden electrones o bien es la reacción en la que un átomo aumenta su número de oxidación. La reducción es un cambio químico en el cual un átomo o grupo de átomos ganan electrones, o también es la reacción en la que un átomo disminuye su número de oxidación. La oxidación y la reducción siempre ocurren simultáneamente ya que el número de electrones perdidos en la oxidación debe ser igual al número de electrones ganados en la reducción. Oxidante es la especie química que captando electrones (aumentando su carga negativa o disminuyendo su carga positiva) consigue la oxidación de otra. Reductor es la especie química que cediendo electrones (aumentando su carga positiva o disminuyendo su carga negativa) produce la reducción de otra. El oxidante se reduce y el reductor se oxida por lo que las reacciones redox transcurren entre pares conjugados de oxidación-reducción.

Estados de oxidaciónSe define número de oxidación o estado de oxidación de un elemento en un compuesto, como la carga que tendría un átomo de ese elemento si el compuesto del que forma parte estuviese constituido por iones.

OBJETIVOS

Analizar las características de una reacción de oxidación – reducción

Identificar las sustancias que se oxidan y las que se reducen en una reacción redox

Determinar el flujo de electrones en una reacción de oxidación-reducción mediante la aparición de colores en la solución cerca del ánodo y cátodo.

SINTESIS DEL INFORME

En la primera parte del laboratorio haremos 4 reacciones con soluciones y 2 metales (el cobre y el cinc) en donde basaremos los resultados con lo aprendido sobre las ecuaciones químicas de simple desplazamiento utilizando la tabla de actividad de los metales. Por medio de la ecuación química ya sea de la reaccione del cobre con nitrato de plata o del sulfato de cobre con cinc, podremos identificar la cantidad de electrones que se pierden y se ganan. En la segunda parte de la experiencia construimos una celda electrolítica con una batería, clavos y una sustancia (fenolftaleína) que actúa sobre los cationes, y los iones para producir una coloración específica y así determinar su flujo.

PROCEDIMIENTOI. Parte:

1.1. Colocamos 2 ml de nitrato de plata al 10% en un tubo de ensayo con un centavo.

ReducciónAg= agente oxidante Cu= agente reductor OxidaciónObservamos que al unir los reactivos inmediatamente comenzaron a reaccionar. El centavo perdió su color original y se le colocaron pedacitos de platas encimas.

2AgNO3 + CU--- CU (NO3)2+2Ag

2. En un tubo de ensayo colocamos 2 ml de sulfato de cobre 0.5M y le añadimos una lámina de cinc.

ReducciónCu=agente oxidante Zn= agente reductorOxidaciónEl aluminio cambio completamente su color de gris a negro. Se formaron pequeñas burbujas alrededor de este.

CUSO4+ZN------ZNSO4+CU

3. Obtuvimos 2ml de ácido clorhídrico 2M y lo colocamos en un tubo de ensayo con una lámina de cobre.

Esta reacción no ocurre. Hay una lista que se llama serie de actividad en donde un metal activo saca a otro, y el cobre es uno de los menos activos, así que no puede sacar al hidrógeno del HCl.

4. Colocamos 2ml de ácido clorhídrico 2M en un tubo de ensayo con una lámina de cinc.

ReducciónH=agente oxidante Zn=agente reductorOxidaciónEn esta reacción se libera el hidrógeno debido a q es un gas muy ligero y al reaccionar el ácido con el zinc se crea una sal y el hidrógeno sale liberado.

2HCL+ZN---------ZNCL2+H2

II Parte.Camino Electrónico1. Agregamos 200 mL de agua en un vaso químico de 400 mL.2. Agregamos 10 gotas de solución de fenolftaleína y agitamos.3. Luego, agregamos 10 mL de la solución de K3Fe (CN) 6 0,02 M y mezclamos.

4. Conectamos dos clavos limpios a las pinzas de los alambres conectores siguiendo las instrucciones del profesor.5. Colocamos los clavos conectados a los alambres en el vaso químico de 400 Ml. separamos los clavos lo más posible (use cinta adhesiva) y observamos.

6. Conectamos los alambres a los terminales de la batería de 6 V.

7. Después de un minuto o más, la solución cambia de coloración en el área alrededor de los clavos. Observamos y anotamos.

8. Para mejores resultados, mantuvimos el sistema por unos 30 minutos.9. Observamos el flujo de electrones.

El flujo de electrones va del ánodo al cátodo.Reacciones:En el cátodo:2 H2O+ 2 ℮- H2 (g) + 2 OH-En el ánodo:Fe0 Fe 2+ + 2 ℮-Resultados:II Parte Camino ElectrónicoPara la reacción estudiada escriba:1. El agente oxidante y el agente reductor.Fe0 Fe 2+ + 2 ℮- Agente Reductor2 H2O+ 2 ℮- H2 (g) + 2 OH- Agente Oxidante

2. Total de electrones transferidos.2 electrones en el agente redactor y en el agente oxidante.

3. La ecuación iónica total para la reacción.En el cátodo:2 H₂O + 2e⁻ H₂ (g) + 2 OH⁻4 H₂O + 4e⁻ 2H₂ (g) + 4 OH⁻En el ánodo:Fe⁰ Fe²⁺ + 2e⁻2Fe⁰ 2Fe²⁺ + 4e⁻Ecuación Iónica total para la reacción: 4H₂O + 2Fe⁰ 2Fe² + 2H₂ (g) + 4OH⁻ 

CUESTIONARIO

1. ¿Qué sustancia se genera en el medio para que aparezca el color rosado en la solución al agregar fenolftaleína? ¿Cómo se produce esta sustancia?R: La sustancia que se genera en el medio es concentración de PH entre 8 y 9.2 por eso al agregar fenolftaleína 2. Identifique el ánodo y el cátodo.El cátodo produce después de varios minutos una coloración azul oscuro.El ánodo después de producir una coloración roja porque tiene pH de 8.3 a 10.0 y empieza a burbujear.3. Haga un diagrama que represente el flujo de iones y de electrones.4. De ejemplos de reacciones químicas de oxidación reducción que se llevan a cabo en nuestra vida cotidiana.- Cualquier comida que dejemos en contacto con el oxígeno del aire se oxida (cuando cortamos una manzana y la dejamos al aire libre).-Cualquier material compuesto de metal, se oxida (corrosión) continuamente a una mayor o menor velocidad, gracias al oxígeno del aire.5. ¿De ejemplos de agentes oxidantes y reductores que se usan comúnmente en los laboratorios de química?Agentes oxidantes utilizados en el laboratorio son: KMnO(permanganato de potasio)H2O2(peróxido de hidrógeno)K 2Cr 2O7(dicromato de potasio)Na2O2(peróxido de sodio)HNO3(ácido nítrico)Agentes reductores más utilizados en el laboratorio son: FeSO4(sulfato de hierro) SO2(dióxido de azufre)KBr (bromuro de potasio)Na2SO3(sulfato de sodio)SnCl2(cloruro de estaño)6. ¿Cuál es la semireaccion de oxidación del agua, si se lleva a cabo la electrolisis del agua en medio acido?2 H2O+ 2 ℮- H2 (g) + 2 OH- Se reduce. Agente oxidanteEn el ánodo:Fe0 Fe 2+ + 2 ℮- Se oxida. Agente reductorÁnodo=oxidación HgCátodo=reducción Cu7. Identifique las posibles fuentes de errores experimentales.Posibles Errores Experimentales:Errores Personales: depende de la persona que realiza la medida. Surge por el descuido del observador al realizar la medida.Errores Sistemáticos: error asociado con el instrumento de medición o las técnicas al utilizarlos.Errores Aleatorios: se asocian al resultado de variaciones no predecibles durante la experimentación.

DISCUSIÓN FINAL EN BASE A LOS RESULTADOS

Todo sistema que genere corriente eléctrica a partir de una reacción química, o que utilice una corriente eléctrica para producir una reacción química, recibe el nombre de celda electroquímica.Una celda electroquímica que emplea electricidad para impulsar una reacción química es una celda electrolítica, y si genera corriente eléctrica se llama celda voltaica o galvánica.El ánodo se oxida y el cátodo se reduce.

CONCLUSIÓN

Aprendimos que en una reacción de oxidación-reducción se encuentran 2 semi reacciones donde se identifican los elementos que ganaron y perdieron electrones mediante el proceso de reacción.

Las sustancias que se oxidan son aquellas que pierden electrones y las sustancias que se reducen son las que ganan electrones

Por medio de la celda electrolítica se identificó al ánodo de color azul y el cátodo de color rosado.

BIBLIOGRAFÍA

1.Química General II. Folleto de Laboratorio para Estudiantes de Ingeniería Civil. Segunda Edición.2. Summerlin, L.R. Y Bogford, C. Y Early, J.L. 1988 Chemical Demostrations, Vol. 2, pág 119-1202. Summerlin, L.R. Y Bogford, C. Y Early, J.L. 1988 Chemical Demostrations, Vol. 1, pág 195-1963. Chang, R., 1999, Quimica 6ta Edicion, Editorial McGrawn-Hill