Práctica 2. Reacciones Químicas de Óxido Reducción PDF

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Práctica 2 del Laboratorio de Química de Soluciones, reacciones químicas de óxido reducción con cálculos previos completos e imágenes de la experimentación realizada....

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ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA QUÍMICA E INDUSTRIAS EXTRACTIVAS

LABORATORIO DE QUÍMICA DE SOLUCIONES PRÁCTIC A 2: REACCIONE S PRÁCTICA REACCIONES QUÍMICA S DE ÓXIDO QUÍMICAS REDUCC IÓN REDUCCIÓN IÓN.. ALUMNA: Durán Morales Karla Ivonne PROFESORA: Rodríguez Irma GRUPO: 1IM24 SECCIÓN: B FECHA DE ENTREGA: 18 marzo 2021

Sesión 2: “REACCIONES QUÍMICAS DE ÓXIDO REDUCCIÓN”

OBJETIVO GENERAL •

Aplicar los métodos del estado de oxidación y del ión electrón para el ajuste de las ecuaciones químicas de las reacciones químicas.

OBJETIVOS PARTICULARES • • •

Identificar las especies químicas oxidante y reductora en una reacción de oxidación-reducción (redox). Manejar experimentalmente diversas reacciones redox tipo Actuar de forma responsable en el manejo y uso de materiales y reactivos.

INTRODUCCIÓN En química, se conoce como reacciones redox, reacciones óxido-reducción o reacciones reducción-oxidación a las reacciones químicas en las que ocurre un intercambio de electrones entre los átomos o moléculas involucrados. Ese intercambio se refleja en el cambio de estado de oxidación de los reactivos. El reactivo que cede electrones experimenta oxidación y el que los recibe, reducción. El estado de oxidación indica la cantidad de electrones que un átomo de un elemento químico cede o acepta cuando forma parte de una reacción química. Se puede interpretar también como la supuesta carga eléctrica que tendría determinado átomo si todos sus enlaces con otros átomos fuesen completamente iónicos. También se denomina número de oxidación o valencia. El estado de oxidación se expresa en números enteros, siendo cero el estado de oxidación para los elementos neutros. Así, puede tomar valores positivos o negativos dependiendo del tipo de átomo y de la reacción donde participe. Por otra parte, algunos átomos tienen estados de oxidación variables según la reacción en que estén involucrados. Saber determinar correctamente el estado o número de oxidación de cada átomo en un compuesto químico es indispensable para poder entender y analizar las reacciones redox. Existen determinadas reglas que permiten calcular sus valores: • • • •

•

El número de oxidación de los elementos o moléculas neutras es cero. Por ejemplo: metales sólidos (Fe, Cu, Zn…), moléculas (O2, N2, F2). Los iones compuestos por un solo átomo tienen su número de oxidación igual a su carga. Por ejemplo: Na+, Li+, Ca2+, Mg2+, Fe2+, Fe 3+, Cl–. El flúor siempre tiene estado de oxidación -1 porque es el elemento más electronegativo que existe (F–). El hidrógeno siempre tiene número de oxidación +1 (H +), con excepción de los hidruros metálicos (hidruro de potasio, KH), donde tiene número de oxidación -1 (H-). El oxígeno tiene número de oxidación -2, salvo algunas excepciones: a) Cuando forma compuestos con flúor tiene número de oxidación 2+. Por ejemplo: difluoruro de oxígeno (OF2). b) Cuando forma peróxidos tiene número de oxidación -1 (O22-). Por ejemplo: peróxido de hidrógeno (H2O2), peróxido de sodio (Na2O2). c) Cuando forma superóxidos tiene número de oxidación -½ (O2–). Por ejemplo: superóxido de potasio (KO2).

• •

•

La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos que constituyen un compuesto neutro es cero. La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos que constituyen un ión poliatómico es igual a la carga del ión. Por ejemplo: el anión sulfato (SO42-) tiene número de oxidación -2, el cual es igual a la suma de los números de oxidación del azufre y del oxígeno, cada uno multiplicado por la cantidad de cada átomo en el compuesto, en este caso, tiene un átomo de azufre y cuatro átomos de oxígeno. Los números de oxidación de algunos elementos químicos pueden variar dependiendo del compuesto neutro o ion del que formen parte. Entonces, es posible calcular el número de oxidación de un átomo en un compuesto de la siguiente forma:

Donde no() significa número de oxidación, y el elemento químico se encuentra dentro de los paréntesis.

De esta manera, en toda reacción redox hay dos tipos de reactivos, uno que cede electrones y otro que los acepta: Un agente oxidante. Es el átomo que capta los electrones. En este sentido, disminuye su estado de oxidación inicial, y se experimenta una reducción. De esta forma, aumenta su carga eléctrica negativa al ganar electrones. Un agente reductor. Es el átomo que cede los electrones y aumenta su estado de oxidación inicial, experimentando una oxidación. De esta forma, aumenta su carga eléctrica positiva al ceder electrones.

Algunos elementos químicos pueden oxidarse y reducirse a la vez. A estos elementos se les llaman anfolitos y el proceso en el cual sucede esto se denomina anfolización.

Características de las reacciones redox Las reacciones redox se encuentran a nuestro alrededor a diario. La oxidación de los metales, la combustión del gas en la cocina o incluso la oxidación de la glucosa para obtener ATP en nuestro organismo son algunos ejemplos. En la mayoría de los casos, las reacciones redox liberan una importante cantidad de energía. La reacción redox total, que se obtiene como resultado de combinar algebraicamente todas las semirreacciones, se suele llamar “reacción global”. La cantidad de electrones cedidos durante la oxidación debe ser la misma que la cantidad de electrones ganados durante la reducción, y la masa de cada reactivo debe ser igual a la masa de cada producto. Por ejemplo: Semirreacción de reducción. Reducción del cobre al captar dos electrones. Disminuye su estado de oxidación.

Semirreacción de oxidación. Oxidación del hierro al perder dos electrones. Aumenta su estado de oxidación.

Reacción global:

Tipos de reacciones redox Las reacciones de combustión (reacciones redox) liberan energía que puede crear movimiento. Existen distintos tipos de reacciones redox, dotados de características distintas. Los tipos más comunes son: •

•

•

•

Combustión. Las combustiones son reacciones químicas redox que liberan una importante cantidad de energía en forma de calor y luz. Estas reacciones son oxidaciones rápidas que desprenden mucha energía. La energía liberada puede ser utilizada de forma controlada para generar movimiento en los motores de los autos. En estas reacciones participa un elemento llamado comburente (que se reduce y oxida al combustible) y un elemento combustible (que se oxida y reduce al comburente). Algunos ejemplos de combustibles son la gasolina y el gas que usamos en nuestras cocinas, mientras que el comburente más conocido es el oxígeno gaseoso (O2). Oxidación de metales. Son reacciones más lentas que las combustiones. Son descritas comúnmente como la degradación de ciertos materiales, especialmente metálicos, por acción del oxígeno sobre ellos. Es un fenómeno mundialmente conocido y cotidiano, especialmente en las poblaciones costeras, donde las sales del ambiente aceleran (catalizan) la reacción. Es por eso que un automóvil, luego de llevarnos a la playa, debe ser limpiado de todo rastro de agua salada. Desproporción. También conocidas como reacciones de dismutación, presentan un único reactivo que se reduce y se oxida al mismo tiempo. Un caso típico de esto es la descomposición del agua oxigenada (H2O2). Desplazamiento simple. También llamadas “reacciones de sustitución simple”, ocurren cuando dos elementos intercambian sus lugares respectivos dentro de un mismo compuesto. Es decir, un elemento sustituye a otro en su exacto lugar de la fórmula, balanceando sus respectivas cargas eléctricas con otros átomos según convenga. Un ejemplo es lo que ocurre cuando un

metal desplaza al hidrógeno en un ácido y se forman sales, como ocurre cuando las baterías de un aparato se descomponen.

Aplicaciones industriales Las aplicaciones industriales de las reacciones redox son infinitas. Por ejemplo, las reacciones de combustión son idóneas para producir trabajo que sirve para generar movimiento en los grandes motores que se utilizan en las plantas eléctricas para producir electricidad. El proceso consiste en quemar combustibles fósiles para obtener calor y producir vapor de agua en una caldera, luego este vapor de agua se usa para mover grandes motores o turbinas. Por otra parte, las reacciones de combustión también son utilizadas para que funcione el motor de los vehículos motores que utilizan combustibles fósiles, como nuestros autos. Por otro lado, reacciones redox de sustitución y desplazamiento son útiles para obtener ciertos elementos en un estado de pureza que no es frecuente ver en la naturaleza. Por ejemplo, la plata es sumamente reactiva. Aunque es poco frecuente encontrarla pura en el subsuelo mineral, sí puede obtenerse un alto grado de pureza a través de una reacción redox. Lo mismo ocurre a la hora de obtener sales y otros compuestos.

DIAGRAMA DE BLOQUES

1.- En un tubo de ensaye colocar 1 mL de solución de ácido nítrico concentrado e introduce un pequeño trozo de alambre de cobre metálico.

2.- En un tubo de ensaye colocar 1 mL de solución de ácido clorhídrico concentrado y agrega 0.1g de limadura de hierro.

3.- En un vaso de precipitados de 100 mL colocar 0.75g de dicromato de potasio y agrega 10 mL de agua destilada, agita hasta incorporar totalmente la sal.

Agregar 0.8 mL de ácido sulfúrico concentrado, lentamente y con agitación cuidar que la temperatura de la reacción no exceda de 35°C.

Adiciona gota a gota 0.6 mL de alcohol etílico agitando constantemente.

4.- Preparar dos tubos de ensayo que contengan 10 gotas de solución de permanganato de potasio en cada uno.

Adiciona 10 gotas de solución de ácido clorhídrico a uno de los tubos de ensaye y 10 gotas de solución de hidróxido de sodio al otro.

Después, agregar solución de tiosulfato de sodio a cada tubo de ensaye, gota a gota, hasta que se presente un cambio de coloración.

CÁLCULOS PREVIOS

Cu0(s) + H+1N+5 O-23 (ac)

Cu+2(N+5O-23)2 (ac) + N+4O-22 + H+12O-2 (l)

Cu0

Cu+2 ∴ Cu se oxida (-2e-); Agente reductor= Cu

N+5

N+4

Cu0

Cu+2 + 2e-

2(1e- + N+5

∴ N se reduce (1e-); Agente oxidante= HNO3

N+4)

Cu0 + 2e- + 2 N+5

Cu+2 + 2e- + 2N+4

Cu(s) + 4HNO3 (ac) 1 4 4 12

Cu(NO3)2 (ac) + 2NO2 + 2H2O (l)

Cu N H O

1 4 4 12

Cu0(s) + H+1N+5 O-23 (ac)

Cu+2(N+5O-23)2 (ac) + N+2O-2 + H+12O-2 (l)

Cu0

Cu+2 ∴ Cu se oxida (-2e-); Agente reductor= Cu

N+5

N+2

3(Cu0

∴ N se reduce (3e-); Agente oxidante= HNO3

Cu+2 + 2e-)

2(3e- + N+5

N+2)

3Cu0 + 6e- + 2N+5

3Cu+2 + 6e- + 2N+2

3Cu(s) + 8HNO3 (ac) 3 8 8

Cu N H

3Cu(NO3)2 (ac) + 2NO2 + 4H2O (l) 3 8 8

24

O

24

Fe0(s) + H+1Cl-1(ac)

Fe+2Cl-12 (ac) + H02

Fe0

Fe+2 ∴ Fe se oxida (-2e-); Agente reductor= Fe

H+1

H02 ∴ H se reduce (1e-); Agente oxidante= HCl

Fe0

Fe+2 + 2e-

2(2H+1 + 1eFe0 + 4H+1 + 2e-

H 02) Fe+2 + 2e- + 2H02

2Fe(s) + 4HCl(ac) 2 4 4

Fe Cl H

2FeCl2 (ac) + 2H2 2 4 4

Fe0(s) + H+1Cl-1(ac)

Fe+3Cl-13 (ac) + H02

Fe0

Fe+3 ∴ Fe se oxida (-3e-); Agente reductor= Fe

H+1

H02 ∴ H se reduce (1e-); Agente oxidante= HCl

Fe0

Fe+3 + 3e-

3(2H+1 + 1eFe0 + 6H+1 + 3e-

H 02) Fe+3 + 3e- + 3H02

2Fe(s) + 6HCl(ac) 2 6 6

Fe Cl H

2FeCl2 (ac) + 3H2 2 6 6

K+12Cr+62O-27 + H+12S+6O-24 + C-22H+16O-2 + H+12O-2

Cr+62

K+12Cr+32(S+6O-24)4∙24H+12O-2 + C-12H+14O-2

Cr+32 ∴ Cr se reduce (3e-); Agente oxidante= K2Cr2O7

C-22

C-12 ∴ C se oxida (-1e-); Agente reductor= C2H6O

Cr+62

Cr+32 + 3e-

3(C-22 + 1e-

C-12)

Cr+62 + 3C-22 + 3e-

Cr+32 + 3e- + 3C-12

K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3C2H6O + 17H2O

2 6 2 4 60 43

Cr C K S H O

K2Cr2(SO4)4∙24H2O + 3C2H4O

2 6 2 4 60 43

K+1Mn+7O-24 + Na+12S+2 2O-2 3 + H+1Cl-1

Mn+2Cl-12 + Na+1 2S+2.54O-26 + Na+1Cl-1 + K+1Cl-1 + H+12O-2

Mn+7O-24 + S+22O-23

Mn+2 + S+2.54O-26

8H+ + MnO41-

Mn+2 +4H2O ∴ Se oxida (5e-); Agente reductor= MnO4

2(S2O32-)

S4O62-

2(5e- + 8H+ + MnO415(2(S2O32-)

∴ Se reduce (2e-); Agente oxidante= S2O3 Mn+2 +4H2O)

S4O62- + 2e-)

10 e- + 16H+ + 2MnO41- + 10S2O322KMnO4 + 10Na2S2O3 + 16HCl

2 20 2

Mn S K

2 20 2

2Mn+2 +8H2O + 5S4O62- + 10e2MnCl2 + 5Na2S4O6 + 10NaCl + 2KCl + 8H2O

20 16 16 38

Na Cl H O

20 16 16 38

K+1Mn+7O-24 + Na+12S+2 2O-2 3 + Na+1O-2H+1

Na+12Mn+6O-2 4 + Na+12S+2.54O-2 6 + K+1O-2H+1

Mn+7O-24 + S+22O-23

Mn+6O-24 + S+2.54O-26

MnO41-

∴ Se oxida (1e-); Agente reductor= MnO41-

MnO42-

2(S2O32-)

S4O62-

2(1e- + MnO412(S2O32-)

MnO42-) S4O62- + 2e-

2e- + 2MnO41- + 2(S2O32-)

2KMnO4 + 2Na2S2O3 + 2NaOH 2 4 2 6 2 16

∴ Se reduce (2e-); Agente oxidante= S2O3

Mn S K Na H O

2 4 2 6 2 16

2MnO42- + S4O62- + 2e-

2Na2MnO4 + Na2S4O6 + 2KOH

DIAGRAMA DE FLUJO

1.- REACCIÓN COBRE CON ÁCIDO NÍTRICO

Al momento de agregar el ácido nítrico, en presencia del cobre, se libera dióxido de nitrógeno, el cuál se puede observar de color café.

Después de un lapso de tiempo, se puede observar como el cobre se deshace y así se forma el nitrato de cobre, el cual se torna de un color verde.

2.- REACCIÓN HIERRO CON ÁCIDO CLORHÍDRICO

Al momento de agregar el hierro con el ácido clorhídrico se puede observar que en la reacción se libera un gas y hay un leve cambio de color.

3.- REACCIÓN DICROMATO DE POTASIO

Tras haber combinado el dicromato de potasio, el agua destilada, el ácido sulfúrico y el alcohol etílico, se puede observar un cambio de color de naranja a negro.

4.- MEDIO ÁCIDO Y BÁSICO DEL PERMANGANATO DE POTASIO

Para la reacción en medio ácido, se puede observar un cambio de color de morado a transparente.

Para la reacción en medio básico, se puede observar un cambio de color de morado a verde.

CONCLUSIONES Una vez concluida la práctica se puede afirmar que los objetivos esperados fueron cumplidos del todo, pues se realizaron los ajustes a las ecuaciones para q ue estuvieran balanceadas y de esta forma, se pudo identificar el agente reductor y el agente oxidante. Estos balances se pudieron realizar sin problema ya que el balance de ecuaciones es un tema que se domina. Por otra parte, tras visualizar el comportamiento que presentan las 4 reacciones, se puede notar que cada una reacciona de manera distinta, sin embargo, una de las reacciones más notorias fue la del medio ácido y básico del permanganato de potasio, pues a través del cambio de color se pudo identificar si se trataba de un medio ácido o un medio básico. Cabe destacar que aunque la práctica no fue realizada de manera presencial, no hubo problema en poder distinguir los cambios que se hacían presentes en las reacciones, tal caso fue el de la reacción de cobre con ácido nítrico ya que aunque se esperaría que no se distinguiera el color o la presencia del gas desprendido de la reacción, resultó ser todo lo contrario.

BIBLIOGRAFÍA S. (2020, 12 diciembre). https://concepto.de/reacciones-redox/

Reacciones

Redox.

Concepto.

Balancing redox equations (article). (s. f.). Khan Academy. Recuperado 17 de marzo de 2021, de https://www.khanacademy.org/science/ap-chemistry/redox-reactionsand-electrochemistry-ap/redox-oxidation-reduction-tutorial-ap/a/oxidationreduction-redox-reactions EcuRed. (s. f.). Agente reductor - EcuRed. Recuperado 17 de marzo de 2021, de https://www.ecured.cu/Agente_reductor EcuRed. (s. f.-a). Agente oxidante - EcuRed. Recuperado 17 de marzo de 2021, de https://www.ecured.cu/Agente_oxidante...