Practica 8 Balanceo redox PDF

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balanceo por el metodo redox, practica de laboratorio....

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Balanceo redox 1. Biología. Facultad de ciencias básicas. Universidad de Pamplona, Norte de Santander, Colombia. 2. Ingeniería ambiental. Facultad de Ingeniería y Arquitectura. Universidad de Pamplona, Norte de Santander, Colombia. 3. Ingeniería Industrial. Facultad de Ingeniería y Arquitectura. Universidad de Pamplona, Norte de Santander, Colombia. 4. Ingeniería Telecomunicaciones. Facultad de Ingeniería y Arquitectura. Universidad de Pamplona, Norte de Santander, Colombia. Resumen Recordemos que el balanceo de una ecuación química no es más que hacer cumplir que el número de átomos en un lado de la ecuación sea igual al número de átomos del otro lado. Como ejemplo tenemos el caso de la oxidación del hierro con oxígeno para producir ácido férrico, estos es: Fe+O2→Fe2O3. Como se puede observar hay más átomos de hierro a un lado de la ecuación que en el otro lado, así que debe ser balanceada. Para balancear esta ecuación por el método Redox, se deben tener en cuenta las siguientes definiciones: una sustancia se oxida cuando pierde electrones y se reduce cuando gana electrones, así que el balance dependerá del número de oxidación de cada uno de los elementos o compuestos. Las sustancias que se encuentran puras tienen un estado de oxidación igual a cero, los números de oxidación de las demás sustancias dependerán de su distribución electrónica. Hay valores típicos de número de oxidación para elementos como el hidrógeno y el oxígeno cuando están en una molécula, por lo general son +1 y -2 respectivamente. El método consiste en que se debe buscar que se cumpla la siguiente condición: el número de oxidación tanto a la izquierda como a la derecha de la ecuación debe ser cero. Aplicando este método la ecuación balanceada queda de la siguiente manera: 4Fe+3O2→2Fe2O3. Palabras claves: Balanceo, ecuación, oxidación, método redox, electrones, compuestos, elementos, sustancias, distribución electrónica, iones. Introducción De acuerdo a sus características químicas, las reacciones pueden ser agrupadas de muy diferentes maneras. Así es posible hablar de reacciones ácido-base, de síntesis, de doble descomposición o metátesis, de sustitución, de

neutralización, de oxidaciónreducción, etcétera. En esta presentación nos abocaremos a la resolución de las ecuaciones mediante las cuales se representa a las reacciones de oxidación-reducción, y estudiaremos el balanceo de ecuaciones por el método del ion-electrón. Este

procedimiento es llamado "método del ion-electrón", porque en su resolución aparecen iones y electrones, por cuanto la mayor parte de las reacciones presentadas ocurren en medio acuoso. Aunque a veces también aparecen especies al estado sólido o líquido, las que se expresan por sus símbolos, sus fórmulas mínimas o sus fórmulas globales. Durante el balanceo de las ecuaciones se emplean los iones y moléculas que cambian durante el proceso, es decir, aquellas especies químicas en las cuales el elemento principal (el elemento central de las especies poliatómicas) aumenta o disminuye su número de oxidación. En los iones poliatómicos se hace

hincapié sobre el átomo central, porque es el que experimenta el cambio en el número de oxidación durante el proceso de óxido reducción. Metodología experimental Se utilizaron varios reactivos y materiales para determinar ciertas reacciones, se utilizaron 12 tubos de ensayos que eran flamebles y se encontraban mojados, también se utilizaros 4 pipetas que se encontraban con una cascadura en su interior y estas se encontraba mojadas. Estos también se utilizaron para los procedimientos que se dieron en clase.

Resultado y discusión 1) -

#3 (HCL + Fe) : se logró observar una reacción constante implicando un burbujeo

Fig. 1: Tubos de ensayo # 1, # 2, # 3 Ácido clorhídrico + elementos (Cu, Zn, Fe) -

#1 (HCL + Zn): Se observó una serie de burbujas incrustadas en el zinc #2 (HCL + Cu): No se ve ninguna clase o tipo de reacción, que se pueda captar a simple vista

Fig. 2: Tubo de ensayo #4 Ácido Sulfúrico + Zinc -

Se forma una efervescencia, al producirse un gas hidrogeno que oxida el zinc.

oxida (en este caso el Fe que cambia su estado de oxidación de cero, hierro metálico a 2+ en el FeSO4) al que se reduce (H, que cambia su estado de oxidación de 2+ en el H2SO4, a cero en el H2 molecular).

Fig. 3: Tubo de ensayo #5 Ácido Sulfúrico + Cobre -

El cobre por estar debajo del hidrogeno en la tabla de fuerza de electromotriz, no es capaz de reemplazar el hidrogeno de los ácidos “condición normal” para que el cobre reaccione, se debe hacer con el ácido sulfúrico concentrado y caliente, la cual reacciona liberando un gas hidrogeno y vapor de agua. Otra seria pasar el cobre a una sal y después reaccionar con el ácido sulfúrico.

Fig. 5: Tubos de ensayo #7, #8, #9 Ácido Nítrico + elementos (Cu, Zn, Fe) -

-

Fig. 4: Tubo de ensayo #6 Ácido Sulfúrico + Hierro -

La reacción que ocurre es denominada “redox”, al acido oxida el hierro, produciendo sulfato de hierro, e este tipo de reacciones se produce una transferencia de electrones desde el compuesto que se

#7 (HNO3 + Zn): Hubo un desprendimiento de vapor color rojizo #8 (HNO3 + Cu): Al gotear ácido nítrico en un tubo de ensayo con cobre, se supone que esta reacción libera un gas, de color rojizo. Al final el color dio verde, después de este desprendimiento quedo de color azul. Como se muestra en la Fig. 6 #9(HNO3 + Fe): En este caso el ácido nítrico actúa sobre el hierro y produce burbujas de gas incoloro rápidamente, ya que no es nitrógeno si no óxido de nitrógeno (I), poco soluble en el agua que queda pegado al metal que se oxida a hierro (II).

2) 3)

Fig. 6: Tubo de ensayo #10 CuSO4 + Fe - En esta reacción se observa que cierta parte de la limadura del hierro se sumerge al fondo con un color negro, y otra parte sale a flote de color rojo vino tinto.

Fig. 8: tubo de ensayo #12 FeSO4 + H2SO4 + KMnO4 + KSCN -

Al añadir KSCN a la solución de FeSO4 se forma Fe(SCN)2 y luego al agregar H2O2 este oxida al Fe2+ convirtiéndolo en Fe3+ formando con el ion SCN- dejando el compuesto Fe(SCN)6-3 de color rojo.

Fig. 7: Tubo de ensayo #11 CuSO4 + Zn -

A medida que la reacción avanza, el zinc se disuelve, el color azul debido a que el cobre se desvanece y se deposita cobre metálico (material oscuro)”como se puede leer, el ZnSO4 no tiene color (es incoloro). Si al realizar la reacción se ve un poco celeste, es porque queda un zinc CuSO4 sin reaccionar.

Fig. 9: Tubo de ensayo # 13 FeSO4 + H2O2+ KSCN -

Se observó una alteración constante, ya que hace una serie de burbujas incoloras.

Fig. 10: Tubo de ensayo #14 FeSO4 + Na2SO3 + KSCN -

No se observa ninguna clase de reacción a simple vista

Fig. 12: Tubo de ensayo # 16 FeSO4 + KSCN -

No se observa ninguna clase de reacción a simple vista

Conclusiones

Fig. 11: Tubo de ensayo #15 FeSO4 + NaOH + K2CrO4 + KSCN -

Se observó un sólido naranja, espeso en el fondo del tubo de ensayo, y más líquido en la parte de la superficie de este mismo.

En las reacciones de oxidación y reducción o llamadas también reacciones redox se produce un cambio químico puesto que hay transferencias de electrones. Muchas reacciones REDOX importantes ocurren en el agua, pero no implica que todas las REACCIONES REDOX sucedan en medio acuoso. El termino reacción de oxidación se refiere a la semirreaccion que implica una pérdida de electrones, por otro lado la reacción de reducción es una semireaccion que implica una ganancia de electrones. Los agentes oxidantes siempre se reducen, mientras que los agentes reductores siempre se oxidan....