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Oxidación  –  Reducción     Introducción     Las  reacciones  de  oxidación  –  reducción,  son  procesos  que  llevan  consigo  una  transferencia  de  electrones  (ganancia   y/o  pérdida).  Las  reacciones  redox,  están  presentes  en  nuestras  vidas  en  procesos  tan  importantes  como  puedan  ser   la  combustión,  la  utilización  de  agentes  blanqueadores,  la  oxidación  del  hierro,  etc.     La  experiencia  consta  de  tres  apartados:     1.-­‐  Espontaneidad  de  la  reacciones.   2.-­‐  Pila  Daniell   3.-­‐  Reacciones  de  oxidación  –  reducción     En  cualquier  libro  de  Química  Básica,  se  podrá  completar  toda  la  información  teórica.  

Materiales  a  utilizar   A PARATAJE             Polímetro  Digital.                                                               MATERIAL  DIVERSO   1  Celda  electrolítica.   2  Viales  de  vidrio  de  25  cc.   1  Tubo  de  ensayo  de  5  cc.   10  Tubos  de  ensayo  de  16  cc.   2  vasos  de  precipitados  de  100  cc.   1  Pipeta  Pasteur  de  plástico.   1  Espátula  de  plástico.   8  Cuentagotas  de  vidrio.   1  Gradilla.   1  Frasco  lavador.   R EACTIVOS   Nitrato  de  plata  0,1  M.   Alambre  de  cobre  de  2  mm  ∅.   Sulfato  de  cobre  1M.   Sulfato  de  cinc  1M.   Placas  de  Cu  y  Zn  de  1  cm2.  


Clavo  de  hierro  completamente  limpio.   Electrodo  de  cinc   Electrodo  de  cobre.   Dicromato  potásico  0,1M.   Permanganato  potásico  0,05  M.   Agua  oxigenada  3%.   Sulfato  ferroso  amónico  heptahidratado.   Sulfito  sódico.   Hidróxido  sódico  4  M.   Yoduro  potásico  0,1  M.   Yodato  potásico  0,1  M.   Ácido  sulfúrico  2  M.   Papel  indicador  de  pH   Agua  destilada.  

Método  experimental   R EACCIONES  ESPONTÁNEAS  Y  N O  ESPONTÁNEAS   1. En   un   vial   de   25   cc,   añadir   unos   20   mL   de   AgNO3   0,1M   e   introducir   un   alambre   de   cobre   arrollado,   perfectamente  limpio.  Observar  y  anotar  los  cambios  que  se  producen.   2. En  un  vial  de  de  25  cc,  añadir  unos  5  mL  de  solución  de  ZnSO4  1M  y  una  plaquita  de  cobre  de  1  cm2.  Observar   y  anotar  los  cambios  que  se  producen.   3. En  un  vial  de  de  25  cc,  añadir  unos  5  mL  de  solución  de  CuSO4  1M  y  una  plaquita  de  cinc  de  1  cm2.  Observar  y   anotar  los  cambios  que  se  producen.   4. En  un  tubo  de  ensayo  de  5  cc,  añadir  2  o  3  mL  de  solución  de  CuSO4  1M  y  un  clavo  de  hierro  completamente   limpio,  depositar  en  una  gradilla  y  observar  y  anotar  los  cambios  que  se  producen.   P ILA  D ANIELL  

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Se  toma  la  celda  electrolítica  y  se  coloca  en  un  sitio  accesible  de  la  mesa.   Tomar  dos  vasos  de  precipitados  de  100  cc  y  añadir  en  uno  de  ellos  unos  50  mL  de  solución  de  CuSO4  1M  y   en  el  otro  vaso,  unos  50  mL  de  solución  de  ZnSO4  1M.  


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Tomar   los   dos   vasos,   uno   en   cada   mano   y   añadir   a   la   vez   el   contenido   de   los   vasos   en   cada   uno   de   los   depósitos  de  la  celda.   Limpiar   los   electrodos   de   cinc   y   cobre,   con   el   papel   de   lija,   hasta   dejarlos   perfectamente   brillantes.   Enjuagarlos  con  agua  destilada  y  secarlos  con  papel.   Introducir   los   electrodos   cada   uno   con   su   catión   correspondiente,   procurando   que   queden   en   la   misma   posición.   Tomar  el  polímetro  y  seleccionar  voltios  en  corriente  continua.   Conectar  los  electrodos  con  los  terminales  (pinzas  de  cocodrilo),  respetando  la  polaridad.   Tomar   la   lectura   de   voltaje   al   cabo   de   unos   segundos.   Anotar   y   comparar   el   resultado   con   el   potencial   teórico  de  la  pila  (calcularlo).   Desconectar  el  polímetro  y  seleccionar  amperios  en  corriente  continua.   Volver  a  conectar  los  electrodos  respetando  la  polaridad.   Acercar   y   alejar   los   electrodos   colocándolos   cerca   de   la   placa   porosa   de   la   celda   (doblarlos   ligeramente)   y   anotar  las  variaciones  que  se  observen  en  la  lectura  del  polímetro.  

R EACCIONES  D E  O XIDACIÓN  –  REDUCCIÓN   Todas  las  cantidades  que  se  indican  a  continuación  son  aproximadas,  ya  que  se  trata  de  reacciones  cualitativas.  En  la   memoria  se  excluye  la  concentración  de  cada  una  de  las  disoluciones  de  los  respectivos  reactivos.   A.-­‐  YODURO  POTÁSICO/YODATO  POTÁSICO   1. Tomar  un  tubo  de  ensayo  y  añadir  2  mL  de  KI  y  6  gotas  de  H2SO4.   2. Añadir  3  gotas  de  KIO3  y  agitar.   3. Observar  y  anotar  los  cambios  habidos.   B.-­‐  PERMANGANATO  POTÁSICO/SULFITO  SÓDICO   1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8.

Tomar  tres  tubos  de  ensayo  y  añadir  a  cada  uno  de  ellos  3  mL  de  agua  destilada.   A  los  tres  tubos  añadir  una  punta  de  espátula  de  Na2SO3.   Al  primer  tubo  añadir  6  gotas  de  H2SO4.   Al  segundo  no  añadir  nada.   Al  tercer  tubo  añadir  15  o  20  gotas  de  NaOH.   Comprobar  pH  de  los  tres  tubos.   Añadir  a  los  tres  tubos  3  gotas  de  KMnO4  y  agitar.   Observar  y  anotar  los  cambios  habidos.  

C.-­‐  DICROMATO  POTÁSICO/AGUA  OXIGENADA   1. 2. 3. 4.

Tomar  un  tubo  de  ensayo  y  añadir  2  mL  de  H2O2  y  6  gotas  de  H2SO4.   Comprobar  el  pH.   Añadir  gota  a  gota  y  agitando  K2Cr2O7.   Observar  y  anotar  los  cambios  habidos.  

D.-­‐  AGUA  OXIGENADA/SULFATO  FERROSO   1. 2. 3. 4. 5. 6.

Tomar  un  tubo  de  ensayo  y  añadir  2  mL  de  H2O2  y  6  gotas  de  H2SO4.   Comprobar  el  pH.   Añadir  una  punta  de  espátula  Fe(NH4)2(SO4)2.7H2O  y  agitar.   Observar  y  anotar  los  cambios  habidos.   Añadir  2  gotas  de  KSCN.   Observar  y  anotar  los  cambios  habidos.  


A   continuación   se   detallan   los   colores   característicos   de   los   iones   que   intervienen   en   las   reacciones   para   su   identificación,  así  como  una  tabla  de  potenciales:  

IONES  

COLORES  

Cr3+  

Verde  o  violeta,  según  la  concentración  

Cr2O72-­‐  

Naranja  

Mn2+  

Rosado  muy  pálido  (prácticamente  incoloro)  

MnO4-­‐  

Violeta  muy  intenso  

MnO2  

Pardo  negruzco  

MnO42-­‐  

Verde  muy    intenso  

Fe2+  

Verde  muy  pálido  (prácticamente  incoloro)  

Fe3+  

Amarillo  

I-­‐  

Amarillo  muy  pálido  (prácticamente  incoloro)  

IO3-­‐  

Incoloro  

I3-­‐  

Pardo  

SO42-­‐  

Incoloro  

SO32-­‐  

Incoloro  

 

TABLA  DE  POTENCIALES  

 

I2  /  I-­‐  

0.535  

IO3-­‐  /  I2  

1.19  

Fe3+  /  Fe2+  

0.770  

H2O2  /  H2O  

1.776  

SO42-­‐  /  H2SO3  

0.200  

MnO4-­‐  /  Mn2+  

1.491  

SO42-­‐  /  SO32-­‐  

-­‐  0.930  

MnO4-­‐  /  MnO2  

0.588  

Cr2O72-­‐  /  Cr3+  

1.330  

O2  /  H2O2  

0.680  


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