TRABAJO PRÁCTICO N°9 ÓXIDO-REDUCCIÓN Las reacciones

TRABAJO PRÁCTICO N°9
ÓXIDO-REDUCCIÓN
Las reacciones químicas de óxido - reducción (reacciones redox) son aquellas en las cuales
se produce una transferencia de electrones. Son las reacciones donde se producen cambios en el
nº de oxidación de algunas especies.
Oxidación es un proceso en el cual una especie química pierde electrones, aumentando el
nº de oxidación
Reducción es un proceso en el cual especie química gana electrones, disminuyendo el nº de
oxidación.
Para que una sustancia se oxide (pierda electrones) es necesario que se halle en contacto
con otra que se reduzca (gane electrones), es decir, que la oxidación y la reducción deben ocurrir
simultáneamente y el número total de electrones cedido debe ser igual al ganado.
Ej: si en una solución acuosa de CuSO4 se introduce un trozo de Fe, éste se recubre de un
de cobre metálico y la solución de CuSO4 se va decolorando gradualmente.
El Fe pasa de hierro metálico a ión hierro (II), proceso en el cual cada átomo de Fe cede dos
electrones: Fe → Fe2+ + 2 e-. El Fe, que es la sustancia que cede electrones, es la sustancia que
se oxida y es el agente reductor.
El ion cobre se separa de la solución como cobre metálico, proceso en el cual cada ion
cobre gana dos electrones: Cu2+ + 2 e- → Cu°. El Cu2+ es la especie química que acepta
electrones, por lo tanto se reduce y es el agente oxidante. Sumando ambas ecuaciones: Fe° +
Cu2+ → Fe2+ + Cu° tenemos la reacción de reducción – oxidación o redox.
Agente Reductor: es la especie química (átomo o grupo de átomos o ion) que al reaccionar
cede electrones, es la especie que se oxida.
Agente Oxidante: es la especie química (átomo o grupo de átomos o ion) que al reaccionar
gana electrones, es la especie que se reduce
Equivalente gramo redox: es el mol del agente oxidante o reductor dividido por el número
de electrones ganados o cedidos durante el proceso de óxido – reducción por cada molécula,
átomo o ion. Reacciona o se forma 1 equivalente redox cuando se transfiere 1 mol de electrones.
En la reacción de oxidación del ión ferroso y el permanganato de potasio en medio ácido, se
tienen las siguientes ecuaciones parciales:
Reducción: MnO4- + 8 H+ + 5 e- → Mn2+ + 4 H2O
Oxidación:
5 Fe2+ → 5 Fe3+ + 5e-
De esta manera el Eq. gramo de Fe2+ = mol / 1 = 55,85 g / 1 = 55,85 g y el Eq. gramo del
MnO4- = mol / 5 = 118,94 / 5 = 23,76 g. En síntesis: cuando reacciona un mol de MnO4- se
ganan 5 moles de electrones, entonces en 1 mol de MnO4- hay 5 equivalentes redox.
Cuando reacciona 1 mol de Fe2+ se liberan 1 mol de electrones, resulta que en 1 mol de
2+
Fe hay 1 equivalente redox
Potenciales de reducción. Electrodos. Potencial de electrodos.
Electrodos reversibles: son aquellos electrodos con los que se pueden construir pilas
reversibles.
Existen tres clases de electrodos reversibles:
I) Electrodos de primera clase.
a) Es el caso de un metal en contacto con una solución de sus propios iones. Cuando en
metal se sumerge en una solución que contiene los iones de dicho metal (barra de zinc en
solución de sulfato de zinc) se origina una diferencia de potencial entre el metal y la solución que
depende de la naturaleza del metal, de la temperatura y de la concentración de los iones de metal
en la solución; el metal pasa a la solución en forma de catión quedando retenidos los electrones
en la barra que se polariza así negativamente respecto de la solución.
Zn2+ (ac) + 2 e- → Zn (barra) Se representa un electrodo de esta clase
en las siguiente forma: Men+/ Me donde Me = metal, n+ = es el nº de oxidación del metal Para el
caso del electrodo de Zn será Zn2+/ Zn
Otros ejemplos: electrodos de cobre: Cu2+/ Cu , electrodo de plata: Ag+ / Ag.
La reacción correspondiente a este electrodo de oxidación es:
Me2+ + n e- → Me ; forma oxidada + n electrones → forma reducida.
b) Un no metal en contacto con una solución de sus propios iones, ejemplo: electrodo de
hidrógeno, de halógenos, etc.
Se representa el electrodo de hidrógeno en la siguiente forma:
2H+/ H2 / Pt.
II) Electrodos de segunda clase.
Es el caso de un metal recubierto con una sal poco soluble del metal en contacto con una
solución que contenga los mismos aniones que la sal poco soluble. Ejemplo: plata recubierta con
cloruro de plata sumergida en una solución que contenga iones cloruro.
Se representa en la forma siguiente:
AgCl/ Ag
HCl / ClIII) Electrodos de tercera clase.
Es el caso de un metal noble (no atacable) en contacto con una solución que contenga tanto
el estado oxidado como el estado reducido de un sistema redox. Ejemplo: platino sumergido en
una solución redox Fe2+ y Fe3+.
Se representa de la siguiente forma:
Pt/ Fe3+, Fe2+
Potenciales normales.
Se miden los potenciales de reducción comparándolos con el electrodo estándar o electrodo
normal de hidrógeno, al cual se le asigna E0 (potencial normal) igual a cero volts.
Electrodo normal de hidrógeno.
Consiste en un alambre de platino sumergido en una solución 1 M de iones hidrógeno (H+),
a 25°C, en la que se hace burbujear gas hidrógeno (H2) a la presión de 1 atm.
Se indica en la siguiente forma:
E° H+ /H2 = 0
En caso de no encontrarse los electrodos en condiciones normales (25°C, concentración 1
M, presión de 1 atm, si se tratara de gases) se calcula la diferencia de potencial entre el electrodo
y la solución de sus iones mediante la ecuación de Nernst:
E = E° - RT ln [red]p
nF [ox]n
E = E° - 0,06 log [red]p
n
[ox]n
Donde:
E° = potencial normal de reducción del electrodo
R = constante de los gases = 8,31 J. K-1.mol-1
T = temperatura absoluta: 298 K
[ox] = concentración de la forma oxidada
[red] = concentración de la forma reducida
F = 96500 coulombs 1 C = 1 J/V
n = número de electrones indicados en la ecuación de oxidación o de reducción que
corresponda.
p y n = coeficientes estequiométricos
ln = 2,303 log
Aquellos metales cuyos potenciales de reducción sean más negativos, serán los que con
mayor facilidad cedan electrones, es decir, serán más reductores.
Por ejemplo: si E° Zn2+/ Zn = -0,76 v y E° Fe2+ /Fe = -0,44 v; al sumergir un trozo de Zn en
una solución de iones Fe2+, el Zn cederá electrones al Fe2+ transformándose en ión Zn2+ mientras
que el ión Fe2+ pasa a Fe metálico.
El hidrógeno puede pasar de ión H+ a hidrógeno gaseoso cuando reacciona con cualquier
metal que contenga un potencial de electrodo más negativo que él. A su vez, pasará de H2 a H+
en cuanto reaccione con la solución acuosa de cualquier metal que tenga un potencial de
electrodo más positivo que él.
Es decir se formará H2 (g) cuando El Eº Mn+ / M < Eº H+ /H2 y se formará iones H+ cuando
Eº Mn+ / M >Eº H+ /H2
Analizando tablas de potenciales de reducción, se puede predecir distintas reacciones. Por
ejemplo el comportamiento de los metales con los ácidos.
PARTE EXPERIMENTAL
Reactivos necesarios::
Granallas de Zn (pequeñas)
Cobre (granallas pequeñas)
Hierro en virutas
HCl concentrado
H2SO4 concentrado (bajo campana)
HNO3 concentrado (bajo campana)
H2SO4 10%
Solución de CuSO4 al 0,5%
Solución de KI al 0,5%
Agua de cloro
Solución de almidón
Solución de FeSO4 0,01 M
Solución de KMnO4 al 0,1%
Solución de KSCN 0,01 M
Agua oxigenada
Solución de Na2SO3
¾ EXPERIENCIA N° 1: Desplazamiento del ion hidrógeno por los metales.
Ataque de metales por ácidos.
Colocar en una gradilla tubos de ensayos limpios, numerarlos y agregar:
− Tubo N° 1: 1cm3 de HCl y una granalla pequeña de Zn.
− Tubo N° 2: 1 cm3 de HCl y un trozo pequeño de cobre.
− Tubo N° 3: 1cm3 de H2SO4 al 10% y un trozo pequeño de cobre.
− Tubo N° 4: 1cm3 de H2SO4 concentrado y un trozo pequeño de cobre (bajo
campana y demostrativa).
− Tubo N° 5: 1 cm3 de HNO3 concentrado y un trozo pequeño de cobre (bajo
campana y demostrativa).
Calentar los tubos N° 3 y 4 con SUMO CUIDADO (sin llegar a ebullición) y observar en cual
de ellos hay desprendimiento gaseoso aun después de retirado el tubo de la llama.
Interpretar qué ocurre en cada tubo.
¾ EXPERIENCIA N° 2:
Desplazamiento de un ión en solución por un elemento.
Colocar en una gradilla 3 tubos de ensayos limpios, numerarlos y agregar:
− Tubo N° 1: 2 cm3 de solución de CuSO4 al 0,5% y Fe en virutas. Observar.
− Tubo N° 2: 2 cm3 de solución de CuSO4 al 0,5% y un trocito de Zn.
− Tubo N° 3: 2 cm3 de solución de KI al 0,5 %; agregar 2 cm3 de agua de cloro y
observar el cambio de color. Agregar 3 gotas de solución de almidón.
Observar e interpretar lo que ocurre en cada tubo.
¾ EXPERIENCIA N° 3:
Oxidación de Fe2+ por MnO4-
Colocar en una gradilla 2 tubos de ensayos limpios y agregar en ambos 2 cm3 de solución
de FeSO4 al 2%, y 3 gotas de H2SO4 al 10%. Agitar y agregar en el tubo N° 1 solamente, 3 gotas
de KMnO4 al 1%.
Añadir luego a cada tubo 3 gotas de solución de KSCN al 10%.
Observar e interpretar lo que ocurre en cada caso.
¾ EXPERIENCIA N° 4:
Otras reacciones redox.
Colocar en una gradilla 3 tubos de ensayos limpios y agregar a cada uno de ellos: 1 cm3 de
FeSO4 0,01 M y 1 cm3 de KSCN 0,01M.
− Tubo N° 1: testigo
− Tubo N° 2: agregar gotas de agua oxigenada.
− Tubo N° 3: agregar gotas de agua oxigenada y luego gotas de Na2SO3.
Observar e interpretar.
INFORME TRABAJO PRÁCTICO N° 9
¾ EXPERIENCIA N° 1: Desplazamiento del ion hidrógeno por los metales.
Ataque de metales por ácidos.
.
Completar el siguiente cuadro:
Tubo N°
Observación
Interpretación química
(producto formado)
1
2
3
4
5
Cuestionario de aplicación correspondiente a la EXPERIENCIA N° 1:
Escribir las ecuaciones iónicas globales y hemirreaciones que se llevan a cabo en cada
tubo. Justificar además por medio de los potenciales standard de reducción.
Tubo N° 1:
Tubo N° 2:
Tubo N° 3:
Tubo N° 4:
Tubo N° 5:
¾ EXPERIENCIA N° 2:
Desplazamiento de un ión en solución por un elemento..
Completar el siguiente cuadro:
Tubo N°
Observación
Elemento desplazado de la
solución: hemirreacción
1
2
3
Cuestionario de aplicación correspondiente a la EXPERIENCIA N° 2:
Escribir las reacciones iónicas globales y hemirreacciones llevadas a cabo en los tubos:
Tubo N° 1:
Tubo N° 2:
Tubo N° 3:
¾ EXPERIENCIA N° 3:
Oxidación de Fe2+ por MnO4-
Completar:
Tubo N°
1
2
Observación
Cuestionario de aplicación correspondiente a la EXPERIENCIA N°3:
a) Escribir las ecuaciones iónicas globales y semiecuaciones redox llevadas a cabo en:
Tubo N° 1
Tubo N°2
b) Justificar el uso de KSCN 10 %.
¾ EXPERIENCIA N° 4:
Otras reacciones redox.
Completar:
Tubo N°
1
Observación
2
3
Cuestionario de aplicación correspondiente a la EXPERIENCIA N°4:
Escribir las ecuaciones iónicas globales y semiecuaciones redox correspondientes a:
Tubo N° 1:
Tubo N° 2:
Tubo N° 3: