Redox

REACCIONES REDOX
Objetivos:
Al finalizar el trabajo práctico, se espera que Ud. pueda:
Determinar una serie electromotriz ordenando diversos metales de acuerdo a sus potenciales de reducción/oxidación según su comportamiento frente a soluciones de iones metálicos.
Verificar experimentalmente los valores relativos de ciertos potenciales de oxidación.
Comprender el mecanismo de generación de laenergía eléctrica, por intercorversión de la energía química.
Comprobar ciertas aplicaciones de las pilas electroquímicas (acumulador de plomo) y de las celdas electrolíticas (descomposición electrolítica del agua y electrodeposición de metales).
Evaluar reacciones de obtención en el laboratorio de H2 (g) y O2 (g)
Reconocer experimentalmente los gases obtenidos a partir de verificar suspropiedades físicas y químicas.
Analizar críticamente los resultados obtenidos y justificar debidamente.
Evaluar la importancia del agua como componente necesario y fundamental y la función del H2 (g) y el O2 (g) en procesos químicos y físicos donde intervienen.
Desarrollar la correcta elección y uso de material de laboratorio.
Demostrar capacidad para el trabajo en equipo y elaboración de conclusiones.Contenidos:
Número de oxidación.
Reacciones de reducción y de oxidación.
Serie electromotriz.
Ecuación de Nernst.
Leyes de Faraday
Celdas Electroquímicas (Cubas Electrolíticas, Pilas y acumuladores)
Hidrógeno, estado natural, propiedades físicas y químicas. Isotropía. Obtención en el laboratorio. Usos. Compuestos.
Oxigeno, estado natural, propiedades físicas y químicas. Obtención en el Laboratorio.Usos. Compuestos.
Agua, estado natural. Propiedades físicas y químicas. Usos.

Introducción:
Las reacciones químicas en las que se involucra una transferencia de electrones entre las especies intervinientes se llaman reacciones REDOX.
En toda reacción redox, si una especie se reduce, necesariamente habrá otra que se oxida a través de una transferencia de electrones; estableciéndose unaoxireducción:
Oxidación = pérdida de electrones.
Reducción = ganancia de electrones.
Si una reacción redox es espontánea, a partir de ella se puede obtener energía eléctrica (Pilas, acumuladores). En otro sentido la reacción no es espontánea y se puede producir aportándole energía eléctrica (Electrólisis).


Parte experimental:
I- Serie Electromotríz
Materiales:
16 tubos de ensayo
Gradilla para tubosTapones de goma
Drogas:
Trozos de: Cu, Zn y Pb metálicos.
Solución de AgNO3, CuSO4, ZnSO4, Pb(NO3)2 (Todas 0,1 M)
Técnica de Laboratorio:
a) Colocar en los tubos de ensayo las drogas y los metales tal como lo indica la figura 1:

Figura 1

b) Volcar las soluciones sobre cada uno de los tubos con metales según la figura 1.
c) Agitar y dejar en reposo.
d) Observar y anotar en que tubos se observareacción y completar en el informe. (se entiende que hubo reacción si la solución se decolora, opaliza ; y/o si el metal se disuelve, desintegra, cubre de polvo, ennegrece)


II- Potenciales de OXIDACIÓN/Reducción Pilas
Materiales:
Electrodo de referencia de Calomel Saturado
Multímetro (Voltímetro) digital
Soporte universal
Trípode
Base de madera
Papel absorbente
Piseta con agua destilada.
6 Vasos dePrecipitado de 100 ml
2 Vasos de Precipitado de 250 ml
3 (agarraderas + doble nuez)
1 agarradera doble (sostén electrodos para pilas)
2 Cables para conexiones
Barras metálicas de Cu, Zn y Pb
3 Puentes salinos (sol. KNO3 agarizada)
3 probetas de 100 ml.
3 pipetas de 10 ml.
Drogas:
Solución de ZnSO40,5 M
Solución de CuSO4 0,5 M
Solución de Pb(NO3)2 0,5 M
Técnica de Laboratorio:
I) Determinaciónde Potencial de Reducción mediante Electrodo de Referencia
a) Montar pilas entre el electrodo incógnita (Cu/CuSO4 0,5 M, Zn/ZnSO4 0,5 M, Pb/Pb(NO3)2 0,5 M) y el electrodo de Calomel saturado (Eo = - 0,2450 Volts),
b) Conectar el multímetro al sistema colocando la conexión del electrodo de referencia en el COM del medidor.
c) Encender el multímetro y leer inmediatamente la lectura de potencial....