Informe de Laboratorio N°1 Redox

Informe de Laboratorio N°1

Redox

I.S.F.D N°45 Julio Cortázar

Química Inorgánica

Profesor: Carlos Suarez

Alumna: Gonzalez Bianquet Tamara

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Marco teórico

Se ha definido la oxidación como: “la perdida de electrones por un átomo”, y la reducción como: “la ganancia de electrones”. Cualquier reacción que comprenda uno de estos procesos tiene que implicar también, por necesidad, al otro; si un átomo pierde electrones, otro ha de ganarlos. Por eso, estas reacciones se denominan oxidación -reducción ó REDOX. Por ejemplo: Cuando un metal se corroe, pierde electrones y forma cationes.

Las reacciones de oxidación−reducción son muy frecuentes en la industria: constituyen el principio de funcionamiento de las pilas eléctricas y se emplean para refinar electroquímicamente determinados metales.

En la naturaleza, intervienen en la respiración celular y la fotosíntesis.

La electrólisis de las disoluciones salinas es una reacción de oxidación−reducción: se produce oxidación en el ánodo y reducción en el cátodo. Para llevar a cabo una electrólisis se establece una diferencia de potencial entre los electrodos con el fin de seleccionar la reacción deseada.

Objetivo

Observar distintas reacciones redox.

Materiales

Mechero

Vaso de precipitados de 250 ml

11 tubos de ensayo

6 pipetas de 5 ml

Alambres de cobre

Na metálico

Fenolftaleína (C20H14O4)

Trozo de cartón

Na2S

Iodo (I)

KMnO42M

H2O2

H2SO4

HCl

HNO3 concentrado

CH3COOH

Cinta de magnesio

Granallas de cinc

Aluminio en láminas

Procedimiento

Experiencia  1

Se calientan los alambres de cobre en el mechero produciendo la oxidación violenta del cobre, que debido a la temperatura cambia las propiedades y se hace más dúctil. Cambia de color cobre a un gris medio grisáceo.

Cu + O2 → Cu2O

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Luego se lo pone en un erlenmeyer con alcohol etílico, donde se produce un burbujeo y  se observa que vuelve casi a su color original, con un color rosado. Y el alcohol perdió su olor tomando un olor metálico. Lo que sucede es que al reaccionar un alcohol primario se formara un aldehído y el óxido de cobre se reducirá a cobre metálico.

R-OH + CuO → RCHO + Cu(s) + H2 (g)

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Experiencia 2

Se vierte en un vaso de precipitados un trozo de Na solido. Se produce una reacción instantánea extremadamente violenta. El sodio "se desplaza" velozmente por la superficie del agua y de inmediato se desprenden abundantes "humos" blancos.  Se lo tapa con un cartón para evitar proyecciones. 

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2Na(s) + 2H2O (l) --> 2NaOH (ac) + H2 (g)

En este caso la reacción es muy exotérmica (desprende mucha calor) y el calor producido es suficiente para causar que el hidrógeno formado se prenda o explote.

Luego se añaden unas gotas de fenolftaleína.

La fenolftaleína es un compuesto químico que se obtiene por reacción del fenol (C6H5OH) y el anhídrido ftálico (C8H4O3), en presencia de ácido sulfúrico. Su uso en este tipo de reacciones es como indicador ácido-base, es decir, indica si la solución a la que se agrega es ácida o básica. 

La fenolftaleína preparada en solución es incolora. Cuando se le agrega a una solución ácida permanece incolora y cuando se la agrega a una solución básica (alcalina) cambia una tonalidad a rosada. Es por eso que se llama indicador ácido-base. Su punto de viraje ocurre alrededor del valor de pH de 8.2-8.3, realizando la transición cromática de incoloro a rosado como se dijo, es decir por encima de pH 8,3 cambiará a rosado y por debajo de ese valor permanecerá incolora. 
En este caso con sodio la solución obtenida (NaOH) es muy alcalina por lo que la fenolftaleína cambia a tonalidad rosada.

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Experiencia 3

Se agrega en un tubo de ensayo 2 ml de Na2S 0.5 M, luego se le agrega una solución de Iodo.  El color de la solución del iodo es marrón, luego paso a color anaranjado, al rato se puso color amarillo y al largo rato después blanco. 2 Na2S + I2→ 2 Na2S+  + 2 I-

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Experiencia 4

Se coloca en un tubo de ensayo  2 ml de KMnO4  2M y 2 ml de H2O2, se  forma una solución de color violeta.

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2KMnO4 (ac) +3H2O2 (ac) → 2MnO2  (s) +3O2  (g)  + 2KOH (ac) + 2H2O (l)

Una vez transcurrida la reacción se agregan un par de gotas de H2SO4 0.5M cambiando a un color amarronado separándose en dos fases.

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La presencia de ácido sulfúrico garantiza la oxidación a Mn2+. Si el medio no es suficientemente ácido el Mn7+ se reduce a Mn4+, color marrón oscuro:

2KMnO4 (ac) + 5 H2O2(a)+ 3H2SO4 (ac)→ 2 MnSO4 (ac)+5O2 (g)+ K2SO4 (ac)+ 8H2O (ac)

Experiencia  5

Se colocan en 4 tubos de ensayo: 2 ml de HCl 3M

En otros 4 tubos de ensayo: 2 ml de solución de H2SO4 3M

Y  en otros 4 tubos más: 2 ml de CH3COOH

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