Práctica. Carácter oxidante o reductor de algunas especies químicas PDF

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Reporte completo con base en la práctica realizada. Incluye objetivos, introducción, resultados, evidencias, discusión de resultados, cuestionario, conclusiones y referencias....

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Reporte Práctica 1

Práctica 1. Carácter oxidante o reductor de algunas especies químicas. OBJETIVOS: Familiarizarse con el comportamiento oxidante o reductor de algunas especies químicas. Predecir las posibles reacciones de oxidación-reducción que ocurren al mezclar dos especies químicas con propiedades redox. Verificar experimentalmente las predicciones de las posibles reacciones de oxidación-reducción mediante la observación de cambios físicos en las mezclas de reacción.

COMPETENCIAS: Reconoce el comportamiento como oxidante o reductor de algunas especies químicas, así como el concepto de potencial estándar de reducción (Eº). Aplica el valor del potencial estándar de reducción (Eº) de cada par oxidante-reductor para realizar la predicción de reacciones redox. Analiza la ocurrencia de las reacciones redox predichas, en base a las observaciones de los experimentos realizados en el Laboratorio. Sintetiza los resultados obtenidos en una escala de predicción de reacciones redox construida en términos del potencial estándar de reducción (Eº). Comprende la importancia de una adecuada disposición final de los residuos químicos generados. NOTA: estas competencias son de acuerdo a Bloom.

INTRODUCCIÓN: La electroquímica es la rama de la química que trata el uso de las reacciones químicas espontáneas para producir electricidad y así, usarla para forzar reacciones químicas no espontáneas. La oxidación es la pérdida de electrones, sin embargo, estos nunca están libres en la realidad. Por ejemplo, cuando se utiliza oxígeno para oxidar al magnesio, los electrones se mueven directamente desde los átomos de magnesio a los átomos adyacentes de oxígeno. La reducción es ganancia de electrones.

Ejemplo: − 𝑀𝑔(𝑠) → 𝑀𝑔2+ (𝑠)+ 2𝑒

OXIDACIÓN

3+ 2+ 𝐹𝑒(𝑎𝑞) + 𝑒 − → 𝐹𝑒(𝑎𝑐)

REDUCCIÓN

Reporte Práctica 1

¿Qué es una reacción redox? Una reacción redox (o de oxidación-reducción) es un tipo de reacción química en donde se transfieren electrones entre dos especies. Se dice que hay una transferencia de electrones cuando hay un cambio en el número de oxidación entre los reactivos y los productos. Ejemplo: +3

-2

0

0

+4 -2

2𝐹𝑒2 𝑂3(𝑠) + 3𝐶(𝑠) → 4𝐹𝑒(𝑠) + 3𝐶𝑂2(𝑔) Se reduce

Se oxida

(gana electrones)

(pierde electrones)

Agente oxidante hace que el carbono pierda electrones

Números de oxidación

Agente reductor, ya que transfirió sus electrones a la otra especie

Las moléculas de alta electronegatividad tienden a ser buenos agentes oxidantes, ya que atraen a los electrones de especies que tienden a cederlos. Por ejemplo: 4− 𝐹2 , 𝑂2 , 𝐶𝑙2 , 𝑀𝑛𝑂 , 𝐻𝑁𝑂3 , 𝐻𝐶𝑙𝑂4 , 𝐻2 𝑆𝑂4 . Los agentes reductores, conocidos así porque pierden electrones y hace que otra especie los gane, suelen tener baja electronegatividad y energía de ionización y usualmente suelen ser metales como Na, Al y Mg.

VALORES DE CONSTANTES FÍSICAS O QUÍMICAS: Ecuación de Nernst: 𝑅𝑇 𝐴𝐵𝑏 𝐸=𝐸 − 𝑙𝑛 𝑛𝐹 𝐴𝐴𝑎 0

𝐸 0 = 𝑝𝑜𝑡𝑒𝑛𝑐𝑖𝑎𝑙 𝑒𝑠𝑡á𝑛𝑑𝑎𝑟 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑑𝑢𝑐𝑐𝑖ó𝑛 𝑅 = 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 𝑑𝑒 𝑙𝑜𝑠 𝑔𝑎𝑠𝑒𝑠 = (8.314 𝑇 = 𝑇𝑒𝑚𝑝𝑒𝑟𝑎𝑡𝑢𝑟𝑎 (𝐾)

𝐽 = 8.314 (𝑉 ∙ 𝐶)/(𝐾 ∙ 𝑚𝑜𝑙)) 𝐾 ∙ 𝑚𝑜𝑙

𝑛 = 𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑡𝑟𝑎𝑛𝑠𝑓𝑒𝑟𝑖𝑑𝑜𝑠

𝐹 = 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 𝑑𝑒 𝐹𝑎𝑟𝑎𝑑𝑎𝑦 = 9.649𝑥104 𝐶/𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑖 = 𝐴𝑐𝑡𝑖𝑣𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝑒𝑠𝑝𝑒𝑐𝑖𝑒 𝑖

Reporte Práctica 1

SUSTANCIAS QUÍMICAS A UTILIZAR: Primera parte 𝑍𝑛(𝑁𝑂3 )2 : ▪ Estado físico, aspecto: cristales incoloros. ▪ Peso molecular: 297.49 ▪ Punto de fusión: 110°C ▪ Densidad relativa (agua = 1): 2.07 (hexahidratado) ▪ Solubilidad en agua: Elevada. ▪ Peligro de explosión: Puede actuar como fuente de iniciación para las explosiones de polvo o vapor.

𝑀𝑔(𝑁𝑂3 )2 :

▪ ▪ ▪ ▪ ▪

Estado Físico, apariencia: Sólido, cristales blancos. Peso molecular: 256.41 Temperatura de Ebullición: 129ºC (se descompone). Temperatura de Fusión: 95ºC Densidad (Agua1): 1.464 kg/L a 20ºC

▪ Solubilidad: Muy buena solubilidad en Agua (120 g por 100 ml de Agua a 20ºC). ▪ Riesgo Principal: Oxidante ▪ Condiciones a evitar: Altas temperaturas (se descompone). Fricción y golpes. 𝐶𝑢(𝑁𝑂3 )2 :

▪ Estado físico, color: Sólido, azul ▪ Peso molecular: 241.60 g/mol ▪ Punto de fusion: ~ 114 ˚C ▪ Densidad (20 ˚C): 2.05 g/cm3 ▪ Solubilidad en Agua (20 ˚C): 2670 g/l

▪ Efectos biológicos: Muy tóxico para organismos acuáticos. Puede provocas a largo plazo efectos negativos en el medio ambiente acuático. Peligroso para el agua potable.

𝑃𝑏(𝑁𝑂3 )2 : ▪ Aspecto, color: Sólido blanco ▪ Peso Molecular: 331,20 ▪ Punto de fusión/punto de congelación 470 °C ▪ Densidad relativa: 4,53 ▪ Solubilidad: 525 g/l agua 20 °C ▪ Riesgo para el medio acuático: Alto

Reporte Práctica 1 ▪ Riesgos especiales: Incombustible. Favorece la formación de incendios. Mantener alejado de sustancias combustibles. En caso de incendio pueden formarse vapores tóxicos de NOx. Precipitar los vapores formados con agua.

𝐴𝑔𝑁𝑂3 : ▪ Estado físico, color: Sólido, cristales incoloros. ▪ Peso Molecular: 169.87 g/mol ▪ Punto de fusión [°C]: 212 °C ▪ Punto de ebullición [°C]: 444 °C ▪ Densidad :4,4 × 103 kg/m3 ▪ Solubilidad 245 g en 100 g de agua 20.8 g/l en etanol ▪ Toxicidad: corrosivo si: inhalación, piel, ojo, ingestión ▪ Información sobre efectos ecológicos Es muy tóxico para los organismos acuáticos, puede provocar efectos negativos en el medio ambiente acuático a largo plazo. Favorece la formación de incendios por desprendimiento de oxígeno. Posibilidad de formación de vapores peligrosos por incendio en el entorno. En caso de incendio pueden producirse óxidos de nitrógeno.

Zinc granalla: ▪ Estado físico, apariencia: sólido, cristales, gránulos irregulares ▪ Peso molecular: 65.39 ▪ Densidad relativa (Agua=1) 7.14 ▪

Temperatura de ebullición (ºC): 907

▪

Temperatura de fusión (°C): 419

▪ Condiciones a evitar: Calor y humedad. ▪ Movilidad: Insoluble en agua, no se adsorbe apreciablemente en el suelo.

Plomo: ▪ Estado físico, aspecto: Sólido azulado o gris en diversas formas, vira a marrón en contacto con el aire. ▪ ▪ ▪ ▪

Masa atómica: 207.2 Punto de ebullición: 1740°C Punto de fusión: 327.5°C Densidad: 11.34 g/cm³

▪ Solubilidad en agua: ninguna ▪ Peligros Químicos: Por calentamiento intenso se producen humos tóxicos. Reacciona con oxidantes. Reacciona con ácido nítrico concentrado caliente, ácido clorhídrico concentrado en ebullición y ácido sulfúrico. Atacado por agua y ácidos orgánicos débiles en presencia de oxígeno.

▪ Datos ambientales: Puede producirse una bioacumulación de esta sustancia en los vegetales y en mamíferos. Evítese efectivamente que el producto químico se incorpore al ambiente.

Reporte Práctica 1

SUSTANCIAS QUÍMICAS A UTILIZAR: Segunda parte 𝐶𝑢𝑆𝑂4 : ▪ Estado físico a 20°C, color: Sólido, cristales triclínicos azules transparentes, gránulos cristalinos o polvo. ▪ Peso Molecular : 249.68 g/mol ▪ Punto de fusión [°C] : 110 °C (230 °F) pierde 4H2O a esta temperatura. ▪

Punto de ebullición [°C] : > 150 °C (> 302 °F) se descompone con la pérdida de 5H2O

▪ Solubilidad en agua 20,3 g/100 ml de agua (20 °C) ▪ Toxicidad: Irritaciones y enrojecimiento en piel expuesta. Por inhalación: Lesiones en hígado y pulmones. Por ingestión: Daños al hígado, riñones, cerebro y músculos.

𝐾2 𝑆𝑂3 : ▪ Estado físico, aspecto: sólido, polvo ▪ Peso molecular 158.26 ▪ Punto de fusión/punto de congelación 590 °C ▪ Densidad 2.35 g/cm3 ▪ Resumen Para Emergencias: El producto no contiene sustancias que, en la concentración en la que se presentan, se consideren peligrosas para la salud

𝐾𝐼𝑂3 :

▪ Aspecto, color: En polvo, blanco ▪ Punto de fusión: 560 °C ▪ Densidad a 20 °C: 3,93 g/cm³ ▪ Solubilidad en / miscibilidad con agua a 25 °C: 92 g/l

𝐾𝐼:

▪ Aspecto, color: sólido blanco ▪ Punto de fusión/punto de congelación: 680 °C ▪ Punto inicial de ebullición e intervalo de ebullición: 1.330 °C ▪ Densidad relativa: 3,12 ▪ Solubilidad: 1.270 g/l agua 20 °C ▪ Riesgos especiales: Incombustible. En caso de incendio pueden formarse vapores tóxicos.

𝐾𝑀𝑛𝑂4 : ▪ Estado físico, color: Sólido, púrpura ▪ Temperatura de fusión (°C) 240

Reporte Práctica 1 ▪

Densidad relativa (AGUA=1) 2.7

▪ Incompatibilidad (sustancia a evitar) Reductores fuertes, metales, ácido sulfúrico, compuestos orgánicos, sales ferrosas o mercúricas,, hiposulfitos, oxalatos. ▪ Riesgos: No es un material combustible, pero es un fuerte oxidante y el calor de reacción con agentes oxidantes fuertes puede provocar fuego o una explosión.

𝐻𝐶𝑙 ▪ Aspecto: Líquido transparente e incoloro. ▪ Punto de ebullición :85°C ▪ Punto de fusión : -25°C ▪ Densidad (20/4): 1,19 ▪ Solubilidad: Miscible con agua ▪ Efectos peligrosos para la salud: Por inhalación de vapores: Irritaciones en vías respiratorias. Sustancia muy corrosiva. En contacto con la piel: quemaduras.

𝐻2 𝑆𝑂4 : ▪ ▪ ▪ ▪ ▪ ▪

Aspecto: Líquido transparente e incoloro. Punto de ebullición :330 °C Punto de fusión: -15°C Densidad (20/4): 1,84 Solubilidad: Miscible con agua Efectos peligrosos para la salud: Por inhalación de vapores: Irritaciones en vías respiratorias. Sustancia muy corrosiva. En contacto con la piel: Provoca quemaduras.

MATERIALES Y EQUIPO A UTILIZAR:

Reporte Práctica 1

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: Primera parte: Lija los metales antes de emplearlos

Introduce un metal en cada serie de tubos de ensaye conteniendo las disoluciones del punto anterior. Anota todas tus observaciones.

Adiciona de 1-2 mL de las disoluciones de la primera parte en tubos de ensayo

Repite el proceso de manera que obtengas cuatro series de tubos de ensayo del 1 al 5

Reporte Práctica 1

Segunda parte: Lija toda la parte que se encuentra debajo de la cabeza del clavo y pésalo en la balanza.

Añade 3.0 mL de una disolución de yoduro de potasio (KI) 0.1 M a un volumen igual de agua de cloro.

Introdúcelo cuidadosamente a una disolución de sulfato de cobre (CuSO4) 0.l M por lo menos 1 hora.

Coloca 3.0 mL de ácido sulfúrico (H2SO4) (1:3), 3 gotas de disolución de yodato de potasio (KIO3), 3 gotas de disolución de yoduro de potasio (KI) y 2 gotas de disolución de almidón.

Transcurrido el tiempo, retira el clavo, déjalo secar y vuelve a pesarlo.

Añade a 2.0 ml de sulfito de potasio (K2SO3) un volumen igual de ácido sulfúrico diluido (H2SO4) y 1.0 mL de disolución de permanganato de potasio (KMnO4).

Coloca 2.0 mL de la disolución de permanganato de potasio (KMnO4) y añade 1.0 mL de ácido clorhídrico diluido (HCl) (1:1).

CONOCIMIENTOS PREVIOS: 1. Define los siguientes conceptos: a) Número de oxidación: Es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado. El número de oxidación aumenta si el átomo pierde electrones y disminuye cuando el átomo gana electrones.

Reporte Práctica 1

Reglas para su asignación: 1) Los átomos en estado elemental tienen un número de oxidación 0. 2) Los átomos en iones monoatómicos (es decir, de un solo átomo) tienen un número de oxidación igual a su carga. 3) En los compuestos: flúor se asigna un número de oxidación de -1, al oxígeno de -2 (excepto en compuestos con peróxido en donde es -1) 4) Al Hidrógeno siempre se le asigna un número de oxidación de +1 excepto cuando está en hidruro. 5) En los compuestos, a todos los demás átomos se les asigna un número de oxidación de forma que la suma de los números de oxidación de todos los átomos en las especies sea igual a la carga de las especies. b) Oxidación: Proceso en el que una especie química pierde electrones y aumenta su número de oxidación. Reducción: Disminución del número de oxidación, gana electrones. Agente reductor: Es la especie química que un proceso redox pierde electrones y, por tanto, se oxida en dicho proceso. (Aumenta su número de oxidación) Agente oxidante: Es la especie química que un proceso redox acepta electrones y, por tanto, se reduce en dicho proceso. (Disminuye su número de oxidación).

c) Potencial estándar de reducción y su uso en la predicción de una reacción de óxidoreducción: Tendencia de las especies químicas en una reacción redox o de un electrodo en una celda galvánica adquirir electrones. Cuanto más positivo es el potencial estándar de reducción, mayor es la fuerza oxidante de la especie oxidada que aparece en la semirreacción. Cuanto más negativo, o menos positivo, es el potencial estándar de reducción, mayor es la fuerza reductora de la especie reducida que aparece en la semirreacción. El que tenga mayor potencial de reducción será el que se reduzca, actuando como cátodo. El que tenga menor potencial de reducción será el que se oxida, actuando como ánodo. Los pasos a seguir para la predicción serían: • Determinar las semireacciones del proceso que queremos evaluar; la semirreacción de oxidación y reducción. • Determinar el proceso global • •

Calcular el potencial estándar de la reacción igual que si formásemos una pila 0 galvánica con ambas semirreacciones, usando la fórmula: 𝐸𝑝𝑖𝑙𝑎 = 𝐸 0 𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜 − 𝐸 0 á𝑛𝑜𝑑𝑜 Una vez calculado, lo relacionamos con la variación de energía libre de Gibbs del proceso. Ambos valores están relacionados mediante la ecuación de Nernst, el potencial estándar es directamente proporcional a la variación de la energía libre intercambiada de signo, es decir:

Reporte Práctica 1 𝐸𝑟0 ∝ −∆𝐺 0 ∴ 𝑆𝑖𝐸 0 𝑒𝑠 + (𝑙𝑎𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛𝑒𝑠𝑒𝑠𝑝𝑜𝑛𝑡á𝑛𝑒𝑎) 𝑆𝑖𝐸 0 𝑒𝑠 − (𝑙𝑎𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛𝑛𝑜𝑒𝑠𝑒𝑠𝑝𝑜𝑛𝑡á𝑛𝑒𝑎)

2) Asigna el número de oxidación a cada uno de los elementos en los compuestos que se utilizarán en esta práctica. Los compuestos están descritos en las Tablas de la sección Reactivos. +2 +5 -2 𝑍𝑛(𝑁𝑂3 )2 +2 +6 -2

𝐶𝑢𝑆𝑂4

+2 +5 -2 𝑀𝑔(𝑁𝑂3 )2 +1 +4 -2

𝐾2 𝑆𝑂3

+1 +3 -2

𝐾𝐼𝑂3

+2 +5 -2 𝐶𝑢(𝑁𝑂3 )2 +1 -1

+2 +5 -2 𝑃𝑏(𝑁𝑂3 )2 +1 +7 -2

𝐾𝐼

𝐾𝑀𝑛𝑂4

+1 -1

𝐻𝐶𝑙

+1 +3 -2 𝐴𝑔𝑁𝑂3 +1 +6 -2

𝐻2 𝑆𝑂4

3) Escribe el valor del potencial estándar de reducción (Eº) para todas las posibles reacciones redox en las que puede participar cada uno de los compuestos químicos listados en las Tablas de la sección de Reactivos. 1)𝐴𝑔+ + 𝑒 − ⇌ 𝐴𝑔(𝑠) 2)𝑀𝑛𝑂4− + 8𝐻+ + 5𝑒 − ⇌ 𝑀𝑛2+ + 4𝐻2𝑂 3)𝐶𝑢2+ + 2𝑒 − ⇌ 𝐶𝑢(𝑠) 4)2𝐻+ + 2𝑒 − ⇌ 𝐻2(𝑔) 5)𝐶𝑑 2+ + 2𝑒 − ⇌ 𝐶𝑑(𝑠) 6)𝐾 + + 𝑒 − ⇌ 𝐾(𝑠) + − 7)𝑁𝑂− 3 + 4𝐻 + 3𝑒 ⇌ 𝑁𝑂(𝑔) + 2𝐻2 0 − + 3𝐻+ + 2𝑒 − ⇌ 𝐻𝑁𝑂 + 𝐻 0 8)𝑁𝑂3 2 2 9)𝑍𝑛2+ + 2𝑒 − ⇌ 𝑍𝑛(𝑠) 10)𝑀𝑔2+ + 2𝑒 − ⇌ 𝑀𝑔(𝑠) 11)𝑃𝑏4+ + 2𝑒 − ⇌ 𝑃𝑏2+ 12)𝑆𝑂42− + 4𝐻2 𝑂 + 6𝑒 − ⇌ 𝑆(𝑠) + 8𝑂𝐻− 13)𝑆𝑂42− + 𝐻2 𝑂 + 2𝑒 − ⇌ 𝑆𝑂32− + 2𝑂𝐻− − − 14)𝑆𝑂2− 3 + 3𝐻2 𝑂 + 6𝑒 ⇌ 𝐼 + 6𝑂𝐻 2− + 2𝐻 𝑂 + 2𝑒 − ⇌ 𝑆 𝑂 2− + 4𝑂𝐻− 15)2𝑆𝑂3 2 2 4 16)𝐼𝑂3− + 3𝐻2 𝑂 + 6𝑒 − ⇌ 𝐼 + 6𝑂𝐻− 1 17)𝐼𝑂3− + 6𝐻+ + 5𝑒 − ⇌ 𝐼2(𝑠) + 3𝐻2 𝑂 2 18)𝐶𝑙2(𝑎𝑞) + 2𝑒 − ⇌ 2𝐶𝑙− 19)𝐶𝑙2(𝑔) + 2𝑒 − ⇌ 2𝐶𝑙− 20)𝐵𝑟2(𝑎𝑞) + 2𝑒 − ⇌ 2𝐵𝑟 −

𝐸 0 = 0.799 = 1.507 0 𝐸 = 0.399 𝐸0 = 0 𝐸 0 = −0.402 𝐸 0 = −2.936 𝐸 0 = 0.955 𝐸 0 = 0.940 𝐸 0 = −0.762 𝐸 0 = −2.360 𝐸 0 = 1.69 𝐸 0 = −0.751 𝐸 0 = −0.936 𝐸 0 = 0.269 𝐸 0 = −1.130 𝐸 0 = 0.269 𝐸0

𝐸 0 = 1.210

𝐸 0 = 1.396 𝐸 0 = 1.360 𝐸 0 = 1.098

Reporte Práctica 1 21)𝐵𝑟2(𝑙) + 2𝑒 − ⇌ 2𝐵𝑟 − 22)𝐼2(𝑎𝑞) + 2𝑒 − ⇌ 2𝐼− 23)𝐼2(𝑙) + 2𝑒 − ⇌ 2𝐼−

𝐸 0 = 1.078 𝐸0 = 0.620 𝐸 0 = 0.535

4) Realiza los cálculos para preparar 10 mL de cada una de las disoluciones.

Primera parte: 0.01𝑙 ×

0.5𝑚𝑜𝑙 𝑍𝑛(𝑁𝑂3 )2 189.39𝑔 = 0.964𝑔 × 1𝑚𝑜𝑙 𝑙

0.01𝑙 ×

0.5𝑚𝑜𝑙 𝑀𝑔(𝑁𝑂3 )2 250.41𝑔 = 1.282𝑔 × 1𝑚𝑜𝑙 𝑙

0.01𝑙 ×

0.5𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑢(𝑁𝑂3 )2 187.56𝑔 = 0.938𝑔 × 1𝑚𝑜𝑙 𝑙

0.01𝑙 ×

0.5𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔𝑁𝑂3 169.87𝑔 × = 0.8435𝑔 𝑙 1𝑚𝑜𝑙

Segunda parte: 0.01𝑙 ×

0.5𝑚𝑜𝑙 𝐾2 𝑆𝑂3 128.26𝑔 × = 0.6413𝑔 𝑙 1𝑚𝑜𝑙

0.01𝑙 ×

0.5𝑚𝑜𝑙 𝐾𝐼𝑂3 214.001𝑔 × = 0.214𝑔 𝑙 1𝑚𝑜𝑙

0.01𝑙 ×

0.5𝑚𝑜𝑙 𝐾𝐼 166.00𝑔 = 0.166𝑔 × 1𝑚𝑜𝑙 𝑙

10 ml HCl 1:1 en agua= 5ml de HCl y 5ml de H2O 10 ml H2SO4 1:3 en agua= 2ml de H2SO4 y 7.5 ml de H2O Fecha de elaboración experimento: 22/08/17.

Reporte Práctica 1

RESULTADOS: Tabla 1.1 Observaciones a los experimentos de la primera parte Disoluciones 0.5 M

Metales Zn(NO3)2

Zinc

Cobre

Plata

Plomo

---

(Ver evidencia 1 y 2)

---

(Ver evidencia 3 y 4)

---

(Ver evidencia 7 y 8)

---

(Ver evidencia 9 y 10)

Mg(NO3)2

---

(Ver evidencia 1 y 2)

---

(Ver evidencia 3 y 4)

---

(Ver evidencia 7 y 8)

---

(Ver evidencia 9 y 10)

Cu(NO3)2 Al comienzo, la disolución era de color azul y transcurridos 8 minutos, se tornó azul- verdoso. Presentó burbujeo. (Ver evidencia 1 y 2)

---

(Ver evidencia 3 y 4)

---

(Ver evidencia 7 y 8)

Pb(NO3)2 Se formó un precipitado gris brillante. (Ver evidencia 1 y 2)

---

(Ver evidencia 3 y 4)

---

AgNO3 Se formó un precipitado blanco brillante y transcurridos 10 minutos un precipitado negro. (Ver evidencia 1 y 2) Transcurridos 5 minutos, se formó un precipitado blanco brillante. (Ver evidencia 5 y 6)

---

(Ver evidencia 7 y 8)

(Ver evidencia 7 y 8)

Al comienzo, la disolución era de Se presentó burbujeo. (Ver evidencia 9 y 10) color azul y transcurridos 5 minutos se tornó verde. (Ver evidencia 9 y 10)

Transcurridos 5 minutos, se observó un precipitado negro. (Ver evidencia 9 y 10)

--- No se observó ningún cambio.

EVIDENCIAS: Evidencia 1: https://www.youtube.com/watch?v=nFqmnroKJ7A&feature=youtu.be Evidencia 2:

Reporte Práctica 1

Evidencia 3: https://youtu.be/5upIQBUIgtw

Evidencia 4:

Evidencia 7: https://youtu.be/WSykDbIPvnA Evidencia 8:

Evidencia 9: https://youtu.be/fCEZMvbRjE0 Evidencia 10:

Evidencia 5:

Evidencia 6:

Reporte Práctica 1

Tabla 1.2 Observaciones a los experimentos de la segunda parte Exp

Aspecto físico de cada Antes de mezclar sustancia los reactivos

Cambio observado

experimentalmente

Disolución verde muy claro (color poco perceptible) (Ver evidencia 12)

Clavo oxidado en su totalidad, tono naranjarojizo. (Ver evidencia 12)

Al añadir agua de cloro se tornó amarilla (Ver evidencia 13)

Al transcurrir el tiempo, se tornó incolora de nuevo.

1

Disolución azul (Ver evidencia 11)

Clavo de color metálico (Ver evidencia 11)

2

Disolución incolora

incolora

3

Disolución incolora (Ver evidencia 14)

incolora

Al añadir KI se tornó café (Ver evidencia 15)

4

Morado (Ver evidencia 16)

Morado

Morado

Morado (No se observó ningún cambio de color)

5

Morado (Ver evidencia 17)

Morado

Se puede observar un efecto tipo cromado (Ver evidencia 18 y 19)

Ocurrió desprendimiento de gases

Evidencia 11:

Evidencia 15:

Evidencia 12:

Evidencia 16:

Al agregar el almidón el color fue disminuyendo su tonalidad, haciéndose más claro

Evidencia 13:

Evidencia 17:

Evidencia 18:

Evidencia 14:

Evidencia 19:

Reporte Práctica 1 DISPOSICIÓN DE RESIDUOS:

R1: Co...