Practica de Laboratorio n 08

UNIVESIDAD NACIONAL DE SAN CRISTOBAL DE HUAMANGA

FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y METALURGIA

Departamento Académico de Ingeniería Química

ESCUELA DE FORMACIÓN PROFESIONAL DE INGENIERÍA QUÍMICA

Laboratorio de Química “B”

ASIGNATURA: QU-141 QUÍMICA I

PRÁCTICA N° 08

REACCIONES DE OXIDACIÓN - REDUCCIÓN

PROFESOR DE TEORIA: Ing. VARGAS CAMARENA, Mauro

PROFESOR DE PRÁCTICA:Ing. VARGAS CAMARENA, Mauro

ALUMNO: García Pizarro, cesar

DIA DE PRÁCTICAS: Miércoles HORA: 7-10am MESA: C

FECHA DE EJECUCIÓN: 16 de Noviembre FECHA DE ENTREGA: 23 de Noviembre

PRÁCTICA DE LABORATORIO N 08–QU-141-UNSCH

AYACUCHO – PERÚ

INTRODUCCIÓN

Una reacción de oxidación-reducción o abreviadamente una reacción redox, es aquella en la cual ocurre una transferencia de electrones. La sustancia que gana electrones se denomina oxidante y la que los cede reductor. Por lo tanto, el oxidante se reduce (le sucede una reducción) y el reductor se oxida (le acontece una oxidación).

Se asevera entonces que una reacción redox se conforma de dos semi-reacciones: oxidación y reducción. Ambas se producen simultáneamente.

También se da el hecho de que una misma sustancia se reduce y oxida a la vez. Esto se llama dismutación.

Oxidación

En cada oxidación hay una pérdida de electrones, lo que equivale a decir que un elemento aumentó su número de oxidación

Reducción

En toda reducción hay una ganancia de electrones, lo que significa que un elemento disminuyó su número de oxidación

Ayacucho, Noviembre del 2011

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REACCIONES DE OXIDACION - REDUCCIÓN

I. Objetivos:

Identificar el estado de oxidación de los diferentes elementos Diferenciar los estados de oxidación de de los diferentes elementos que

participan en una ecuaciónquímica. Determinar los agentes oxidantes y reductores, con un mínimo de

errores. Formular y balancear las ecuaciones químicas (iónicas y moleculares). Determinar el medio (acido, básico o neutro ) en que trascurren una

reacciónquímica de oxidación y reducción.

II. Revisión bibliográfica

REACCIONES DE OXIDO – REDUCCIÓN

Las reacciones de óxido – reducción o REDOX son aquellas donde está

involucrado un cambio en el número de electrones asociado a un átomo

determinado, cuando este átomo o el compuesto del cual forma parte se

transforma desde un estado inicial a otro final.

La gran mayoría de las reacciones redox ocurren con liberación de energía. Por

ejemplo: la combustión de compuestos orgánicos que proporciona energía

calórica, las reacciones que se realizan en una pila o batería, donde la energía

química es transformada en energía eléctrica, y las reacciones más

importantes, desde el punto de vista de nuestro curso, que ocurren a nivel del

metabolismo de un ser viviente. Como los alimentos son substancias reducidas,

el organismo las oxidada controladamente, liberando energía en forma gradual

y de acuerdo a sus requerimientos. Esta energía es transformada en energía

química en forma de ATP, la cual es utilizada para todos los procesos

endergónicos que ocurren en los organismos.

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Hoy en día, las reacciones de oxidación–reducción se utilizan en infinidad de procesos, especialmente en el campo de la industria, por ejemplo, en la generación de energía eléctrica (pilas electroquímicas), o el proceso inverso, es decir, a través de la electricidad, provocar reacciones químicas que no son espontáneas, de gran utilidad para la obtención de metales y otras sustancias de gran interés social (electrólisis). También son de gran utilidad para la labor policial, ya que una reacción de este tipo, entre el ión dicromato y el alcohol etílico, es la que permite determinar con gran precisión el grado de alcoholemia de conductores.

La oxidación y la reducción son dos conceptos que se producen siempre de forma simultánea, denominando al proceso global de oxidación-reducción o redox. Esto es debido a que los electrones perdidos en la oxidación son los ganados en la reducción. No obstante, en el laboratorio, se pueden separar ambos procesos aunque se sigan produciendo de forma simultánea en lo que se llama una pila electroquímica:

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Las reacciones de oxidación – reducción, también llamadas REDOX, presentan un cierto paralelismo con las reacciones ácido – base, ya que ambas se llaman reacciones de transferencia. Mientras que en el ácido – base se transfieren protones del ácido a la base, en las redox, se produce una transferencia de electrones del reductor al oxidante.

Por ejemplo:

Zn + Cu+2Zn+2 + Cu

en la que existe una transferencia de electrones del Zn (que pierde 2 electrones) al Cu+2 (que los gana).

Las reacciones redox son muy fáciles de identificar cuando tienen lugar entre iones o compuestos iónicos, ya que es sencillo ver entre que especies tiene lugar la transferencia de electrones; pero, cuando tiene lugar entre sustancias covalentes, no es tan obvio reconocerlas.

por ejemplo:

Fe2O3+ 3C 2 Fe + 3CO2

podríamos decir que el C se ha oxidado porque ha incorporado oxígeno transformándose en la molécula de CO2 y, el Fe2O3 se reduce porque lo pierde, obteniéndose hierro metálico. Este concepto de oxidación – reducción, debido a Lavoisier, ha quedado desfasado, ya que hay reacciones redox en las que el oxígeno ni siquiera interviene.

Según el concepto actual: Una sustancia se oxida cuando pierde electrones, que cede a otra sustancia que es la que se reduce, luego la oxidación es una pérdida de electrones y la reducción una ganancia de electrones.

Cuando un compuesto se oxida, siempre hay otro que se reduce. Al primero se le llamareductor y al segundo oxidante. Por ejemplo:

oxidante1 + reductor2 reductor1 + oxidante2

Cu+2 + Zn Cu + Zn+2

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III. Materiales, equipos e instrumentos de laboratorio y reactivos químicos utilizados.

Gradilla para tubos de pruebaMechero de bunsenPapel toallaPisetaTubos de ensayo (3)Vaso de precipitado de 250mlEspátula

REACTIVOS QUIMICOS

Al ,Cu, Fe MetálicosH2C2O4 SolidoH2O2 de 10 volúmenesH2SO4 ConcentradoHNO3 ConcentradoAlmidón de solución (indicador)CuSO4 0,1 MNaNO2 0,1 MK4[Fe(CN)6] 0,1 MNaOH 0,1 MHCl 0,1 MKMnO4 0,1 MK2Cr2O7 0,1 MKIO3 0,1 MKI 0,1 MCo(N03)2 0,1 MHgCl2 0,1 M

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http://www.google.com.pe/imgres?q=Tubos+de+ensayo&um=1&hl=es&sa=G&biw=1206&bih=587&tbm=isch&tbnid=617BpOUYHQPT4M:&imgrefurl=http://eltubodeensayo.blogspot.com/&docid=tdAx7Lawy0X4yM&w=400&h=324&ei=Wip1Tsa0II2ugQfe0enVDA&zoom=1


iv. Procedimiento experimental

REACCIONES EN MEDIO ACIDO (H+)

ENSAYO Nº 1:

Se coloca en un tubo el permanganato de potasio (KMnO4) y luego lo dividimos

en dos tubos:

En el primer tubo adicionamos el acidosulfúrico concentrado (H2SO4 (con)) y

observaremos que la solución tiende a tener un color rojizo

En el segundo tubo adicionamos el H2O2 (peróxido de hidrogeno) se observa

que la solución tiende a tener un color transparente.

ENSAYO Nº 2:

En otro tubo colocamos el KMnO4 y adicionamos el ácido oxálico (H2C2O4) y

observamos una reacción y tiende a tener un color amarillo y poco a poco

cambia a color transparente y hayliberación de gases.

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ENSAYO Nº 3:

En un tubo colocamos el dicromato de potasio (K2Cr2O7) de color anaranjado

luego adicionamos el ácidosulfúrico (H2SO4) y se observa que la solución

cambia a un color amarillo y la presencia de la liberación de gases.

Luego adicionamos gota a gota el agua oxigenada (H2O2) a la solución anterior

y se observa la liberación de gases de color azul marino de un cierto tiempo se

observa que cambia a un color verde y es sulfato crómico (Cr2 (SO4)3(ac)).

ENSAYO Nº 4:

En un tubo se coloca el yodato de potasio (KIO3) de color transparente, luego

adicionamos gota a gota de acidosulfúrico (H2SO4(ac)); se observa que existe la

liberación de gases de color transparente.

Colocamos en otro tubo el KI de color amarillo verdoso

Luego adicionamos gota a gota el KI a la solución anterior y se observa que se

forma un precipitado de color marrón y poco a poco cambia a un color

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másoscuro y luego de un cierto tiempo cambio a un color gris y esto se dio por

la presencia de yodo.

Luego lo dividimos en dos tubos la solución:

En el primer tubo agregamos aproximadamente 2ml de agua destilada

enseguida adicionamos la solución del almidón y se observa que se cambio la

coloración a un color azul en la parte superior y en la base de color marrón bajo.

ENSAYO Nº 5:

En un papel colocamos el cobre metálico en trozos

En un tubo colocamos el HNO3 acidonítrico como también un trozo de cobre y

observaremos que hay liberación de gases de color verde limón y de un

momento cambia de color verde claro.

Enseguida adicionamos agua destilada y se observa que cambia de color

celeste.

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REACCIONES EN MEDIO ALCALINO (OH-)

ENSAYO Nº 6:

En un tubo colocamos el KMnO4 permanganato de potasio de color guindo y

adicionamos el KOH hidróxido de potasio y observaremos que la solución

cambia de coloración aun color rosado fuerte enseguida adicionamos el H2O2

peróxido de hidrogeno y se observa que hay liberación de gases de color

marrón oscuro formando u precipitado.

ENSAYO Nº 7:

En un tubo colocamos el (Co (CO3)2) nitrato de cobalto de color rosado

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En otro tubo colocamos el NaOH de color transparente

Adicionamos el primer gota el NaOH al (Co (CO3)2) so observa que cambia a

un color celeste

Adicionando la segunda gota y se observa que forma un precipitado de color

turquesa liberando gases.

La tercera gota observaremos que cambia a un color crema

Con la cuarta gota se observa que hay liberación de gases formando un

precipitado quedando así en la parte superficie la parte liquida y en la base la

parte granular.

Finalmente adicionamos el H2O2 a la solución y se observa la liberación de

gases formando también un precipitado.

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ENSAYO Nº 8:

En un papel colocamos un trozo de aluminio metálico (Al) luego colocamos en

el tubo.

En un tubo colocamos NaOH incoloro

Adicionamos el NaOH en el tubo con el metal y se observa que hay liberación

de gases alrededor del metal de aluminio.

Al someterle al calor se observa que liberación de gases

REACCIONES EN MEDIO NEUTRO

ENSAYO Nº 9:

En un tubo colocamos el CuSO4 sulfato cúprico de color celeste

Colocamos el hierrometálico (Fe) en un papel

Adicionamos el Fe al CuSO4 y se observa que el hierro se oxida y se cubre con

el cobre

Al someterle al calor el Fe se DERRRITE luego la solución se divide en dos

tubos

En el primer tubo adicionamos el K4[Fe(CN)6] ferrocianuro de potasio y se

observa que forma un precipitado que es Fe2[Fe(CN)6] de color marrón y de

cierto tiempo cambia de color azul marino. El cobre es de color marrón.

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ENSAYO Nº 10:

En tubo se coloca el CuSO4 Sulfato cúprico de color celeste

En otro tubo se coloca el KI yoduro de potasio de color amarillo tenue

Adicionamos el KI al CuSO4 y se observa que forma un precipitado de color

mostaza.

Cu2I2 yoduro de potasio + I yodo

Adicionamos la solución de almidónal la solución (precipitado) y se observa que

cambio de color azul marino.

ENSAYO Nº 11:

En un tubo se coloca 1ml de KMnO4 permanganato de potasio de color morado

En otro tubo se coloca el NaNO2 nitrito de sodio de color transparente

Luego se le adiciona el NaNO2 al KMnO4 y se observa que la reaccion es lenta

que es deun color pardo oscuro formando un precipitado

Al someterle al calor se observa que se evapora formando un dioxido de

manganeso de color marrón turbio.

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ENSAYO Nº 12:

En un papel colocamos el cobre metálico (Cu) de color amarillo y le colocamos

en un tubo.

En un tubo se coloca el HgCl2 cloruro mercúrico de color transparente

Adicionamos el HgCl2 al tubo con el metal se observa que la gota cambia de

color celeste.

Finalmente el Hg se ha depositado sobre el cobre

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El cobre paso de la solución acuosa

v. Observaciones, datos, resultados experimentales obtenidos, ecuaciones químicas cálculos y/o gráficos (según los casos).

REACCIONES EN MEDIO ACIDO (H+)

ENSAYO Nº 1:

ECUACIÒN

MOLECUAR 2KMnO4 (ac) + 3H2SO4 (ac) + H2O2 (ac)2MnSO4 (ac) + O2 (g) +4H2O (l) + K2SO4 (ac)

KMnO4 (ac) H2SO4 (ac) H2O2 (ac) MnSO4 (ac) O2 (g) H2O (l) K2SO4

NOMBRE Permanganato

de potasio

Acidosulfurico Agua

oxigenada

sulfato de

manganeso Oxigeno Agua

Sulfato

de

potasio

COLOR Guindo Incoloro Incoloro Marron Incoloro Incoloro Incoloro

ECUACIÓN IÓNICA

2MnO4- + 16H+ + 13e- 2Mn++ + 8H2O

Ag. Oxidante Ag. ReductorElemento que

se oxidaElemento que

se reduceMedio

Nº de e- transferidos

MnO4- H Cobalto Manganeso Acido 2

OBSERVACIÓN. Al (KMnO4) cuando le adicionamos (H2SO2) no ocurre ninguna reacción pero si le añadimos (H2O2) sufre el cambio de color a transparente, luego de cierto momento se torna marrón y finalmente transparente.

ENSAYO Nº 2:

ECUACIÒN

MOLECUAR 2KMnO4 (ac) + 3H2SO4 (ac) + H2C2O4(s)2MnSO4 (ac) + 2CO2(g) +4H2O(l) + K2SO4(ac

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KMnO4 (ac) H2SO4 (ac) H2C2O4(s) MnSO4 (ac) CO2(g) H2O (l) K2SO4

NOMBRE

Permanganato

de potasio

Acidosulfurico Acidooxálico Sulfato de

manganeso

Dioxido

de

carbono

Agua

Sulfato

de

potasio

COLOR Guindo Incoloro marron incolor

o

incoloro

ECUACIÓN IÓNICA

2Mn04- + 6H+ + 5H2C2O42Mn++ + 8H2O + 10CO2



se reduceMedio


MnO4- H2C2O4 C C Acido 10

ENSAYO Nº 3:

ECUACIÒN

MOLECUA

R

K2Cr2O7 (ac) + 4H2SO4 (ac) +H2O2(ac) Cr2(SO4)3(ac) + 3O2(g) + 5H2O(l) + K2SO4(ac)

K2Cr2O7 (ac) H2SO4 (ac) H2O2(ac) Cr2(SO4)3(ac) O2(g) H2O (l) K2SO4

NOMBRE

Dicromato

de potasio

Acidosulfuric

o

Agua

oxigenad

a

sulfato

cromico Oxigen

o

Agua

Sulfato

de

potasio

COLOR Anaranjad

o

Incoloro Incoloro Verde Incoloro Incolor

o

Incolor

o

ECUACIÓN IÓNICA Cr2O7

= + 8H+ + I - 2Cr3+ + 4H2O + IO3-



se reduceMedio


Cr2O7= I- I Cr Acido 6

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OBSERVACION: cuando adicionamos al bicromato de potasio las solución de acido sulfúrico

luego se forma un concentrado luego se adiciona agua oxigenada y de inmediato se torna

negro de cierto tiempo de color azul marino pero al final cambia a verde pero en la base

seguía anaranjado .

ENSAYO Nº 4:

ECUACIÒN

MOLECUAR KIO3 (ac) + 3H2SO4 (ac) +KI(ac)I2(s) + 3H2O(l) + K2SO4(ac)

KIO3 (ac) H2SO4 (ac KI(ac) I2(s) H2O(l) K2SO4(ac)

NOMBRE Yodato

de potasio

AcidoSulfuric

o

Yoduro

de

Potasio

Yodo Agua Sulfato de

potasio

COLOR Amarillo Incoloro incoloro Azul Incoloro Incoloro

ECUACIÓN IÓNICA

IO3- +I- + 6H+ + 5e-I2

- + 3H2O



se reduceMedio


I- I Cr Acido 6

I2(s) + AlmidonI2 Almidon (azul)

ENSAYO Nº 5:

ECUACIÒN

MOLECUAR Cu(s) + 2HNO3 (ac)Cu(NO3)2(ac) + NO2(g) +H2O(l)

Cu(s) HNO3 (ac) Cu(NO3)2(ac) NO2(g) H2O(l)

NOMBRE Cobre Acidonitric

o

Nitarto de

cobre (II)

Dioxido de

nitrogeno

Agua

COLOR Incoloro

ECUACIÓN

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IÓNICA



se reduceMedio


OBSERVACIÓN: En el ensayo se observa que hay liberacion de gasesy que cambia un

color pardo rojizo.

REACCIONES EN MEDIO ALCALINO (OH-)

ENSAYO Nº 6:

ecuación

molecular KMnO4 (ac) + KOH (ac) +H2O2(ac) MnO2(ac) + O2(g) + KOH(ac)

KMnO4 KOH (ac) H2O2(ac) MnO2(ac) O2(g) KOH(ac)

nombre Permanganato

de potasio

Hidroxido

de potasio

Agua

oxigenada

Dioxido de

manganeso

Oxigeno Hidroxido

de potasio

color guindo incoloro incoloro incoloro

ECUACIÓN IÓNICA



se reduceMedio


OBSERVACION. Cuando adicionamos al permanganato de potasio la solución de hidróxido de potasio no ocurre ninguna reacción pero cuando añadimos agua oxigenada y de cierto tiempo se libera oxigeno en forma de gases y teniendo la solución de color marrón.

ENSAYO Nº 7:

Ecuaciòn

molecuar 2Co (NO3)2(ac) + 2NaOH(ac) +H2O2(ac)2Co(OH)3(s) +O2(s) + 2NaNO3(ac) + H2O(l)

Co(NO3)2(ac) NaOH(ac) H2O2(ac) Co(OH)3(s) O2(s) NaNO3(ac) H2O(l)

Nombre Nitrato de Hidroxidode Agua Hidróxido Oxigeno Nitratode Agua

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cobalto sodio oxigenada de cobalto sodio

Color incoloro incoloro incoloro incoloro incoloro Polvo/blanco incoloro

Ecuación iónica

2Co+2 + 4OH -+ H2O2 → 2Co (OH)3



se reduceMedio


H2O2 Co+2 Cobalto Oxígeno Básico 2

OBS. Al nitrato de cobalto le añadimos la solución de hidróxido de sodio se da un color azul pero después de un momento se torna crema opaco y se separa el liquido de solido, el liquido se separa a otro tubo le añadimos a este agua oxigenada y vemos la liberación de gases.

ENSAYO Nº 8:

Al(s) +NaOH(ac) +H2O(l)Na[Al(OH)4](ac) + H2(g)

Ecuación molecular

2Al(s) +2NaOH (ac)+2H2O (l) → 2NaAlO2(l) + 3H2(g)

2Al(s) 2NaOH (ac) 2H2O (l) 2NaAlO2(l) 3H2(g)

NombreAluminio metálico

Hidróxido de sodio

AguaAluminato de sodio

Hidrógeno

Color blanco incoloro incoloroÁmbar claro

incoloro

Ecuación iónica

2Al(s) + 2H2O (l) + 2OH- → 2AlO2- + 3H2

Ag. Oxidante

Ag. Reductor

Elemento que se oxida

Elemento que se reduce

MedioNº de e-

transferidos

OH- Al Aluminio Hidrógeno Básico 6

OBSERVACION:Al combinar el aluminio con el hidróxido de sodio empezó a salir burbujas;

y cuando lo calentamos se liberó más gas y desapareció el aluminio.

REACCIONES EN MEDIO NEUTRO

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ENSAYO Nº 9:

CuSO4 + Fe(s)FeSO4 (ac) + Cu(s)

FeSO4(ac) + K4[Fe(CN)6](ac) Fe2[Fe(CN)6](s) + K2SO4(ac)

Ecuación molecular

2CuSO4 (ac) + 2Fe(s) + K4 [Fe (CN)6] (ac) → Fe2 [Fe (CN)6](ac) + 2K2SO4(s) + 2Cu(s)

2CuSO4

(ac)2Fe(s)

K4 [Fe (CN)6] (ac)

Fe2 [Fe (CN)6] 2K2SO4 2Cu(s)

NombreSulfato cúprico

Hierro metálico

Ferrocianuro de potasio

Ferrocianuro ferroso

sulfato de potasio

Cobre metálico

ColorCristal azul

Blanco plateado

Incoloro Azul prusia blanco Rojo claro

Ecuación iónica 2Cu+2

(ac) + 2Fe(s) → Fe2+2

(ac) + 2Cu(s)



se reduceMedio


Cu+2 Fe Hierro Cobre Neutro 4

OBSERVACION:Al combinar el sulfato cúprico con el hierro sólido resulto una solución de

color azulino (azul oscuro).

ENSAYO Nº 10:

Ecuación molecular CuSO4(ac) + KI (ac)Cu2I2 (ac) + I2(s) + K2SO4 (ac)

CuSO4(ac) KI (ac) Cu2I2 (ac) I2(s) K2SO4

Nombre Sulfato cúprico Yoduro de potasio Yodo sulfato de potasio

Color Cristal azul Blanco plateado Incoloro Azul prusia Blanco

Ecuación iónica



se reduceMedio


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ENSAYO Nº 11:

Ecuación molecular

KMnO4 (ac) + NaNO2 (ac) + H2O(l)MnO2(s)+ NaNO3(ac) + KOH

KMnO4 (ac)NaNO2

(ac)H2O(l) MnO2(s) NaNO3(ac) KOH

NombrePermanganato de

potasioHierro

metálico Agua

Ferrocianuro ferroso

sulfato de potasio

Hidroxido de potasio

Color Cristal azulBlanco

plateadoincoloro Azul prusia blanco Rojo claro

Ecuación iónica



se reduceMedio


ENSAYO Nº 12:

Ecuación molecular Cu(s) + HgCl2 (ac)CuCl(ac) + Hg(s)

Cu(s) HgCl2 (ac) CuCl(ac) Hg(s)

Nombre Cobre Cloruro mercurico Cloruro cuprico Mercurio

Color Anaranjado Transparente Celeste

Ecuación iónica



se reduceMedio


OBSERVACIÓN:Cuando le adicionemos una gota de (HgCl2) encima del metal de (Cu) y quitamos de cierto tiempo observamos que el color del metal de esa parte ha cambiado por que el (Cu) deposita su color en el líquido.

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vi. Conclusiones y recomendaciones

Conclusión

En conclusión decimos que una reacción de oxidación-reducción son muy importantes para nuestra vida cotidiana. La energía que necesitamos para realizar cualquier actividad, la obtenemos fundamentalmente de procesos de oxidación–reducción, como el metabolismo de los alimentos, la respiración celular, etc. Además, son responsables de procesos tan dispares como la corrosión de los metales, el oscurecimiento de una manzana cortada, la acción de los conservantes alimenticios, la combustión, el blanqueado de las lejías.

Algunas reacciones químicas son como llamadas telefónicas. En una llamada telefónica tenemos un intercambio de palabras con una o más personas. Así mismo, en una reacción tipo oxidación-reducción (reacciones redox) tenemos un intercambio de electrones. Para que una reacción pueda ser clasificada como redox, debe envolver la transferencia de uno o más electrones de una especia a otra. De la sustancia que pierde electrones durante una reacción química se dice que se oxida. Esto conlleva un aumento en el número de oxidación de esa sustancia. El número de oxidación es simplemente un número que se asigna a cada elemento en un compuesto para llevar una contabilidad de los electrones durante el transcurso de una reacción.

La especie que gana electrones en una reacción redoxes la que se reduce, puesto que al ganar electrones disminuye su número de oxidación. Si un reactivo gana electrones, otro reactivo debe perder un igual número de electrones. Por lo tanto, la oxidación y reducción deben ocurrir simultáneamente.

Recomendaciones

Anotar los datos que se realizan en el laboratorio cada ensayo con su

modo de observación.

Tener en cuenta que cuando se realiza reacciones químicas la

seguridad es primero.

Saber el tipo de sustancia que se utiliza en el laboratorio.

Seguir los procedimientos que se experimentan.

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vii. Cuestionario

7.1 Formular las ecuaciones iónicas y molecular balanceadas de la oxidación del etanol al anhídrido carbónico con solución de bicromato de potasio en medio acido (H2O2). El bicromato cambia al sulfato crómico.

K2Cr2O7(ac)+CH3-CH2OH(l)+H2SO4(ac) Cr2(SO4)+CH3-COOH(l)+ H2O(l)+K2SO4(ac)

2(Cr2O7-2+14H++6e 2Cr+3+7H2O)

3(C2H6O+H2O C2H4O2+4H++4e)

2Cr2O7-2+28H+3C2H6O+3H2O

4Cr+3+14H2O+C2H4O2+12H+

7.2 Escribir dos ecuaciones balanceadas (iónica y molecular) de reacciones de oxidación – reducción que ocurren en la vida diaria.

Ecuación molecular:

4HCl + MnO2 →MnCl2 + 2H2O

Ecuación iónica:

4Cl- + MnO2 → Mn2+Cl2- + 2H20

Ejemplo 2.

Ecuación molecular

4 HCl + MnO2 → Cl2 + MnCl2 + 2 H2O

Ecuación iónica

MnO2 →Mn++ + 2H2O

Otros:

Fotosíntesis:

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6 CO2 + 6 H2O + Energía lumínica ----> C6H12O6 + 6 O2

Respiración:

C6H12O6 + 6 O2 ----> 6 CO2 + 6 H2O + Energía (ATP)

7.3 Formular dos ecuaciones químicas de oxidación - reducción en medio acido, medio básico, y neutro, diferenciar a lo realizado en la práctica.

Medio acido

1. 3 AsO2- + 2 MnO4

- + 4 OH- → 3 AsO4-3 + 2H2O + 2MnO2

2. 2 (MnO4)- + 6(H)+ 5 H2O2-→ 2 (Mn)2+ + 8 H2O + 5 O2

Medio básico

1. 3 KNO3 + 8 Al + 5 KOH + 18 H2O → 3 NH3 + 8KAl(OH)4

2. 8 KMnO4 + 3 HC2H3O2 + 4 KOH → 8 MnO2 + 6 K2CO3 + 8 H2O

Neutro

1. KMnO4 + Na2SO3 + H2O→ KOH + MnO2 + Na2SO4

2. H2 + Fenolftaleína + 2OH-

7.4 Describa la constitución de una pila seca y de un acumulador de plomo (batería). Además formule las ecuaciones de oxidación – reducción que ocurre en cada uno de ellos.

PILA SECA:

Se entiende por pila o acumulador eléctrico a aquel artilugio capaz de acumular y proporcionar energía eléctrica gracias a ciertas reacciones químicas que tienen lugar en su interior. Las pilas y acumuladores eléctricos aparecen en el mercado en distintos formatos. Una pila seca esta formada por celdas electrolíticas galvánicas con electrolitos pastosos.

Oxidación (ánodo): Zn - 2e- 2Zn2+

Reducción (cátodo): 2 MnO2 + 2 NH4+ + 2e- Mn2O3 + 2 NH3 + H2O

Reacción global: Zn + 2 MnO2 + 2 NH4 Zn2+ + Mn2O3 + H2O + 2 NH3}

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http://www.webqc.org/balance.php?reaction=KMnO4%2BNa2SO3%2BH2O%3DKOH%2BMnO2%2BNa2SO4


ACUMULADORES DE PLOMO:

Se llama acumulador a todo tipo de dispositivo capaz de transformar la energía eléctrica en energía química, conservándola almacenada en esta forma, pudiendo igualmente transformarla de nuevo en energía eléctrica cuando sea necesario.

Acumulador de plomo

Se utiliza para proveer de energía eléctrica a los automóviles, consta de dos

placas o rejas de plomo (Pb) sumergidas en ácido sulfúrico diluido La placa que actúa como cátodo está recubierto de óxido de plomo y la que funciona como ánodo es de plomo.

Las reacciones que se llevan a cabo durante la descarga (reacciones de media pila) son las siguientes:

En el ánodo se lleva a cabo la oxidación:

En el cátodo se lleva a cabo la reducción:

La reacción completa del proceso es:

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Durante el proceso de descarga se forman sulfato de plomo y agua, y se consume el ácido sulfúrico. Cuando se conecta un generador de corriente contínua (como un alternador en el caso de los automóviles) entre los polos del acumulador descargado y se pasa corriente eléctrica, la reacción se invierte, por lo que se dice que el acumulador se ha recargado.

Estructura de un Acumulador de Plomo:

En una batería podemos distinguir una caja llamada mano-bloque, dividida en varios compartimentos o celdas, fabricadas generalmente de ebanito al que el ácido no ataca, aunque actualmente se emplea también el polipropileno por su menor peso y mejores características.

En el interior de cada una de las celdas, se introduce una serie de placas constituidas por un armazón de aleación de plomo y antimonio en forma de rejilla, en cuyos huecos se incrusta una pasta llamada materia activa. La rejilla desempeña la misión de distribuir la corriente uniformemente en toda la placa, evitando que la materia activa se desprenda de ellas durante la carga y la descarga.

En una batería cada elemento de un acumulador de plomo tiene la propiedad de almacenar energía a una tensión de dos voltios, es de 6v cuando se unen 3 elementos y de 12v su se emplea 6 elementos.

El electrolito del acumulador completamente cargado es un 36% de ácido sulfúrico y un 64% de agua.

Descargado está compuesto por un 12% de ácido sulfúrico y un 88% de agua

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Señale tres aplicaciones industriales de los reacciones de oxidación –reducción.

Las reacciones de oxidación-reducción son muy frecuentes en las industrias electrónicas ya que constituyen el principal funcionamiento de las pilas eléctricas. Se calcula que en el mundo cada persona consume, en promedio, cinco pilas al año. Cada hombre, mujer y niño encuentra en este sencillo y práctico dispositivo una fuente invaluable de energía para hacerfuncionar un sinfín de aparatos eléctricos, que van desde radios y relojes, hasta juguetes

Reacciones Redox En El Revelado

El potencial real de óxido-reducción, Erev, puede medirse para los sistemas reversibles como el revelador de oxalatoferrato (II) y oxalatoferrato (III), que se ha utilizado en varias investigaciones. Es evidente que la reducción del haluro no podría producirse si no fuera termodinámicamente posible, y por consiguiente E = Erev - EAgtiene que ser una cantidad positiva. Sin embargo, Reinders y Beukers encontraron que para iniciar el revelado, E tiene que exceder un valor mínimo de 70-100 mv. Una vez que se ha iniciado el revelado, puede continuar en una solución en la cual Erev es simplemente más positiva que EAg. Abribat, Pouradier y David encontraron que el valor crítico de E necesario para iniciar el revelado varía algo con la naturaleza de la emulsión, pero obtuvieron el mismo valor crítico para el revelado de imagen latente que para la formación de niebla. La razón para la existencia del valor criticoaun no está clara. Reinders supone que las minúsculas partículas de plata que forman la imagen latente son más solubles que la plata maciza, y por consiguiente el valor real de EAg para el sistema de haluro de plata e imagen latente es más positivo para el valor crítico que el potencial determinado experimentalmente con un electrodo de plata maciza. Esta explicación exigiría una solubilidad de la plata latente 16-50 veces mayor que la plata maciza.

LA OXIDACIÓN REDUCCIÓN EN INDUSTRIAS METALÚRGICAS Y SIDERÚRGICAS.

La primera es de gran importancia debido a que así el mineral se convierte en un oxido abarcando los procesos de obtención de metales (a partir de óxidos, sulfuros, carbonatos, etc.), y la reducción de los metales, así como en la preparación de aleaciones y amalgamas.

La metalurgia del hierro recibe el nombre especial de siderurgia. La obtención del hierro es un claro ejemplo de obtención de un metal por reducción. En la actualidad, la obtención del hierro se realiza principalmente por el método del alto horno; así para reducir el mineral y obtener el hierro, el horno se carga por la parte superior o tragante con una mezcla de mena, coque y caliza.

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-LAS INDUSTRIAS ALIMENTICIAS para evitar la oxidación y reducción de los compuestos presentes en los mismos, utilizan sustancias llamadas antioxidantes (un tipo de conservador). La función de éstas es evitar la alteración de las cualidades originales de los alimentos. Mediante las sustancias antioxidantes, diversos alimentos susceptibles a la oxidación, alargan su vida útil.

-INDUSTRIAS DE COSMÉTICOS, productos de higiene y perfumes, las cuales están constituidas por sustancias naturales o sintéticas, de uso externos en las diversas partes del cuerpo humano, piel, sistema capilar, uñas, labios, órganos genitales externos, dientes, entre otros.

Las empresas tienen la responsabilidad de evaluar la estabilidad de sus productos, antes de ponerlos a disposición de consumo, requisitos fundamental para la seguridad y calidad de los mismos; uno de los factores intrínsecos de la cual se debe tener cuidado es de las reacciones de oxido- reducción. Ocurren procesos de oxidación o de reducción llevando a alteraciones de la actividad de las sustancias activas, de las características organolépticas y físicas de la formulación

viii. Bibliografía

Chang, Raymond. (1998). Química. México: McGraw-Hill. Sexta Edición. Whitten, K. W., Davis R.E. y Peck, M. L. (1998). Química General. Petrucci, R. H. (1977). Química general. México: Fondo Educativo BROWN, T. L., H.E. Y BURSTEN, B.E. (1993) .Química la ciencia central.

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Practica de Laboratorio n 08