oxidación reduccion

CUARTA PRÁCTICA
ENSAYOS DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN.
PILA GALVÁNICA.
CONSTRUCCIÓN Y ANÁLISIS DE UNA PILA ELECTROLÍTICA.

Conocimientos previos
El alumno ha de ser capaz de:
1.- Identificar las especies que se oxidan y las que se reducen, calculando sus respectivos números de oxidación.
2.- Predecir el sentido de una reacción redox teniendo en cuenta los potenciales estándar de electrodo.3.- Calcular la fuerza electromotriz de una pila.
1.- Diferenciar entre pila electrolítica y pila galvánica.
2.- Comprender los procesos que tienen lugar en los electrodos de una pila electrolítica.
3.- Conocer las leyes de Faraday.
4- Saber para qué se utilizan los indicadores en volumetrías ácido-base y redox.
5.- Entender en un proceso REDOX, ¿qué acción realizan el agente reductor y elagente oxidante?, ¿qué le sucede a cada uno de ellos?

Se proponen los siguientes ejercicios:
1.- Calcular el número de oxidación de los diferentes átomos, en los siguientes compuestos: a) Na2Cr2O7, b) KMnO4, c) O2, d) MgCl2, e) H2SO4 y f) Na2S2O3.
2.- Determinar si el ácido nítrico oxidará al Fe+2, reduciéndose a monóxido de nitrógeno.
Datos: (Fe+3/Fe+2)= +0,77V; (NO3-/NO)= +0,96V.
3.-¿Cuál o cuáles de las siguientes especies pueden actuar como oxidante y cuál o cuáles como reductor?: a) Fe; b) Fe+2; c) Fe+3; d) Ag+.
4.- Dada la reacción de oxidación-reducción:
Al (s) + Cu+2(ac) Al+3 (ac) + Cu (s)
Explicar razonadamente: ¿qué especie se oxida, cuál se reduce, cuál es el oxidante y cuál el reductor?
5.- Describir lo que representan las notaciones químicas:
a) Zn/ZnSO4(1M)b) Zn/ZnSO4(1M)//CuSO4 (1M)/Cu
6.- ¿Cuál es la fuerza electromotríz de una pila formada por una barra de cobre sumergida en una disolución 0,1 M de sulfato de cobre (II), y una barra de zinc sumergida en una disolución 1M de sulfato de zinc?¿Cómo variarán las concentraciones de Zn(II) y Cu(II) y el peso de las barras de zinc y cobre, si éstas se conectan mediante un conductor externo? Escribirlas semirreacciones. (Zn+2/Zn)= -0,76V; (Cu+2/Cu)= 0,34V; (RT/F)= 0,059V.


Objetivos de la práctica
Primera parte.-
1.- Que el alumno observe experimentalmente en qué consiste una reacción de oxidación-reducción comprobando la tendencia a la oxidación de varios metales en función de los potenciales estándar de reducción de los mismos.
Segunda parte.-
2.- Construir una pila galvánica,entendiendo los procesos químicos que tienen lugar en cada semipila.
Tercera parte.-
3.- Preparación experimental de una pila electrolítica, entendiendo las reacciones que tienen lugar en cada electrodo de la celda electrolítica.
5.- Estudio cuantitativo de la electrolisis del yoduro de potasio, mediante procesos de volumetría.
4.- Calcular la intensidad de corriente quecircula por las celdas electrolíticas en función del tiempo.
Fundamentos teóricos
Primera parte.-
Las reacciones de oxidación-reducción, o “reacciones redox” son aquellas en las que las sustancias participantes intercambian electrones. La pérdida de electrones por parte de un reactivo (oxidación) viene acompañada de la ganancia de electrones por parte del otro reactivo (reducción). La especieque pierde electrones se dice que se oxida y la especie que gana electrones se reduce.
Una reacción típica de este tipo es la que se produce entre zinc y HCl.
Zn (s) + 2 H+(ac) Zn +2 (ac) + H2(g)
La semirreacción de oxidación muestra como los átomos de Zn se oxidan a iones Zn+2
Zn (s) Zn+2(ac) + 2 e-
mientras que en la semirreacción de reducción, los iones H+ se reducen, proporcionandomoléculas de H2:
2 H+(ac) + 2e- H2(g)
Por lo tanto, la oxidación y la reducción ocurren a la vez, en la misma reacción, no se puede producir una sin la otra, no hay cambio en el número de electrones en una reacción redox. Los electrones perdidos en la semirreacción de oxidación son los ganados por otra especie en la semirreacción de reducción.
El concepto de número de oxidación se usa para...