Quimica

un elemento con el oxígeno. Las investigaciones de enlace actuales prueban que no es obligatoria la intervención del oxigeno.
Consideremos por ejemplo, las reacciones siguientes, en que interviene el magnesio:
Mg + Cl2 Mg2+ +2 Cl- (1)Mg + Cu Mg2+ + Cu (2)
Mg + 2H3O Mg2+ + H2 +2H2 2 (3)
En el curso de las tres reacciones anteriores, cualquiera, que sea el reactivo puesto frente al magnesio metálico, éste pierde 2 electrones y se convierte en el catión Mg2+ . La pérdidade electrones sufrida, por el magnesio, caracteriza la OXIDACIÓN de este metal. Toda reacción de oxidación se traduce en efecto, por una disminución del N2 de electrones del átomo oxidado. El reactivo responsable de esta pérdida de electrones es el AGENTE OXIDANTE, un ACEPTOR de electrones. El agente oxidante en la reacción:
(1) es el cloruro que se convierte en ion cloruro(anión), en la
(2) esel catión Cual 2+ transformarse a cobre metálico, y en la
(3) el ion hidronio, oxida al magnesio dando una molécula de hidrógeno.
Los electrones perdidos por el átomo de magnesio durante su oxidación, han sido captados por el agente oxidante que, por su parte, sufre una REDUCCIÓN. Una reducción se traduce, en efecto, por el aumento del número de electrones del elemento reducido. En lasreacciones (1), (2) y (3) se han reducido el cloro, el ion cúprico y los .protones.
El reactivo responsable de la reducción debe ser un DADOR de electrones; el AGENTE REDUCTOR.
Es evidente que una reducción va acompañada siempre de una oxidación o viceversa. El conjunto de estas 2 semirreacciones es una reacción de OXIDACION-REDUCCION (Redox)'y son concomitantes.
MATERIALES
Tubos de ensayo, soporte defierro, grampas, electrodos de carbono (de pilas secas usadas), un
REACTIVOS
Kl, almidón, KMnO4 0.001 M, H2SO4 3M, Zn, CuSO4 , Cu, AgNo3 , H2O2, CCl4 , NaOH 6M, K2CrO4 Na2SO3 , K2Cr O4, NaBr, agua de cloro.
PROCEDIMIENTO
a. Celda Electroquímica.
1. Proveerse de 2 tubos de ensayo de 20 x 200 mm; en uno llenar hasta casi el borde con una solución de ioduro de potasio que contiene unasuspensión de almidón recientemente preparada y en el otro también hasta el borde llenar con solución de perrnanganato de potasio 0.001 M. Añadir a este último 2 criP de ácido sulfúrico '3 M.
2. Montar los 2 tubos sobre un soporte de fierro, de forma que superficies de las soluciones se encuentren en el mismo nivel. Colocar un electrodo inerte .en cada tubo (acero, platino, carbón, etc.) Yconectarlos a un voltímetro.
3. Preparar un puente salino, doblando un tubo en forma de U, de forma que cuando la U se invierta, los extremos entren en las soluciones de los 2 tubos. Llenar el tubo en U con una solución saturada de cloruro de sodio y tapar los extremos con algodón. Ver Fig. (Puede usarse un papel de filtro o higiénico torcido).
4. Cuando no hay burbujas de aire en el puente salino,invertirlo colocarlo entre los 2 tubos. Si el puntero del voltímetro no se mueve, invertir los polos de los electrodos.
Puente salino
Puente salino
Electrododos
Electrododos
5. Dejar esta instalación en reposo durante una hora, leer el voltímetro y observar alguna evidencia de los cambios químicos producidos.
KMnO4 + H2 SO4
KMnO4 + H2 SO4
Grampas
Grampas
Kl + almidón
Kl+ almidón

PREGUNTAS(A)
1. Diseñe el recorrido de los electrones.
2. Balancear la reacción por el método del ion electrón.
b. Reacciones de Oxidación-Reducción
El balance de sus ecuaciones ejecútelo por el oxidación y/o ion electrón.
1. Sumergir en un vaso (o tubo) que contiene solución de sulfato de cobre, un clavo de fierro (o lámina de Zinc). Después de varios minutos...