2011 GUIA N 8 REAC DE OXIDO REDUC



QUIMICA

TRABAJO PRACTICO DE LABORATORIO Nº 5
“REACCIONES DE OXIDO-REDUCCION”



Objetivos

Los objetivos específicos de esta práctica son que al finalizar la misma seas capaz de:
Identificar reacciones de oxidación y reducción.
Justificar la espontaneidad de las reacciones de óxido deducción.
Transferir los conceptos de las reacciones de óxido deducción a situaciones prácticas específicas.Evaluación en este laboratorio se evaluarán contenidos conceptuales, procedimentales y actitudinales, y con el informe que presentarás en la fecha acordado con el docente. En caso de no aprobarlo o estar ausente podrás acceder a una instancia recuperatoria al final del cursado de la asignatura.















Cronograma
Esta práctica se realizará después del dictado de la unidad Nº 8,Velocidad y Equilibrio Químico del programa de la asignatura Química.

Carga horaria: 2,4 hs. de reloj.

Lugar: Laboratorio de Química, Dpto. Ingeniería Química, para alumnos de Ingeniería Electromecánica, Eléctrica, Mecánica, Química, Alimentos, Civil.

Reacciones de Oxido Reducción

Marco teórico

En todo sistema comunicado donde hay diferencias de potencial electroquímico, tienen lugar reaccionesquímicas de oxidación y reducción simultáneas. Si una especie se reduce necesariamente habrá otra que se oxida, en cada hemicelda y estableciéndose lo que llamamos un pares redox.

oxidación: pérdida de electrones.
Al oxidarse una especie química algún átomo de ella aumente su Nox.
reducción: ganancia de electrones

Al reducirse una especie química algún átomo de ella disminuye su número o estado deoxidación (reglas).
La potencialidad o capacidad de oxidarse o reducirse (actuar como agente reductor o como agente oxidante) se determina experimentalmente y se ordena en la serie electromotriz o tabla de potenciales de electrodo (existe la tabla de potenciales de reducción y de oxidación), tomando como nivel cero(o) al electrodo de Hidrógeno, porque no es posible medir este potencial en formaaislada.
El metal sólido está constituido por un arreglo ordenado o reticulado cristalino, de átomos. Cada átomo tiene electrones, y algunos de ellos los llamados de valencia o más externos, están mas “flojos” o “sueltos”. En el caso del Fe son dos o tres electrones, por lo que el estado o número de oxidación es +2 y +3 y la valencia 2 y 3.
Cuando un anión de la solución se aproxima al metal, los 2electrones son “empujados”, por repulsión hacia el interior del metal, por lo que el átomo de la fila mas externa del Fe se transforma en Fe++ y luego pasa a formar parte de la solución. No pueden alejarse demasiado porque la barra metálica adquiere carga negativa (precisamente por los electrones) y atrae a los iones Fe++. Se tiene así dos capas electrizadas en la interfase metal-solución
loselectrones en el metal
los iones Fe++ en la solución
Entre dichas capas se establece un equilibrio y mientras más electrones cargue la barra, establecen una especie de presión de electrones que pugna por salir. Esa presión de electrones es un enfoque primario de lo que llamamos potencial de oxidación.
En el otro electrodo, sucede que los iones el Cu2+ provenientes de la solución, toman los electronesque provienen del conductor y se reducen. La mayor o menor tendencia a reducirse es el potencial de reducción.


Parte Experimental

PARTE A: REACCIONES REDOX ESPONTANEAS.
Materiales y drogas
Tubos de ensayo
Alambre de Cu
Clavos de Fe
Alambre de Zn
Cajas de Petri
Cinta de Mg

Drogas
- solución de HCl 1M
- solución de CuSO4 1M
- solución de Pb(NO3)2, 1M
- solución deferricianuro de K
- solución de fenoftaleína
- solución de ZnSO4
- NaCl
- agua destilada

Procedimiento

Utilizar una tabla de potenciales de reducción para predecir si se producen o no las siguientes reacciones:
HCl(ac) + Fe (s)
HCl(ac) + Cu (s)
CuSO4 (ac) + Fe (s)
Pb(NO3)2 (ac) + Zn(s)
CuSO4(ac) + Zn(s)...