Laboratorio de Química #2 “Reacciones de Oxido Reducción”

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Universidad Tecnológica de Panamá

Centro Regional de Veraguas

Laboratorio de Química #2

“Reacciones de Oxido Reducción”

Elaborado por:

Sebastian Aguilar 8-956-620

Ingrith Ojo 6-723-1636

Profesora:

Aura Johnson

Grupo:

Ingeniería Civil I      

2019

INTRODUCCION

En el siguiente informe le estaremos mostrando una breve explicación y experimentación relacionada a las reacciones de oxido reducción (REDOX).

“Hay un tipo de reacción donde se da la transferencia de electrones entre los reactivos, tales reacciones se conocen como reacciones de oxidación – reducción o reacciones redox.” Química: La ciencia central 12 edición. Theodore L. Brown, H. Eugene LeMay, Catherine J. Murphy, Bruce E. Burstene, Patrick M. Woodward.

“En tanto que las reacciones ácido-base se caracterizan por un proceso de transferencia de protones, las reacciones de oxidación-reducción, o reacciones redox, se consideran como reacciones de transferencia de electrones. Las reacciones de oxidación-reducción forman una parte importante del mundo que nos rodea.” Química 10 edición, Raymond Chang.

OBJETIVOS

• Analizar las características de una reacción de oxidación – reducción.
• Identificar las sustancias que se oxidan y las que se reducen en una reacción redox.
• Determinar el flujo de electrones en una reacción de oxidación - reducción mediante la aparición de colores en la solución cerca del Ánodo y el Cátodo.

MATERIALES

• Vidrio reloj.
• Gotero
• Policial.
• Clavo de hierro 4”
• Tubos de ensayos 16 x 150 mm

• Gradilla.
• Batería de 6V
• Vaso químico 400ml
• Papel lija.

REACTIVOS

Solución de HCL 2M

Solución de K3Fe(CN)6 0.02 M

Cu (Lamina)  

Zn (Granallas)

Solución de AgNO3 al 10%

Solución de CuSO4 0.5 M

Solución de Fenolftaleína

PROCEDIMIENTO

I Parte. Reacciones Redox

1. Coloque 2 mL de una solución de nitrato de plata al 10% en un tubo de ensayo 13 x 100 mm, añádale una lámina de cobre (observar imagen 1). Observe qué le sucede a la solución y al cobre. (Observar punto a de la sección resultados para ver la reacción)

1. Coloque 2 mL de la solución de sulfato de cobre (II) 0,5 M en un tubo de ensayo 13 x 100 mm, añádale una lámina de cinc (observar imagen 2). Observe qué le sucede a la solución y al cinc. (observar punto b de la sección resultados para ver la reacción)

1. Coloque 2 mL de una solución de ácido clorhídrico 2M en un tubo de ensayo 13 x 100 mm. Añádale una lámina de cobre (observar imagen 3). Observe qué le sucede a la solución y al cobre. (observar punto c de la sección resultados para ver la reacción)

1. Coloque 2 mL de una solución de ácido clorhídrico 2M en un tubo de ensayo 13 x 100 mm. Añádale una lámina de cinc (observar imagen 4). Observe qué le sucede a la solución y al cinc. (Observar punto d de la sección resultados para ver la reacción)

II Parte. Camino Eléctrico.

1. Agregue 220 ml de agua a un vaso quimico de 400 ml.
2. Agregue 10 gotas de solución de fenolftaleína y agite.
3. Luego, agregue 10 ml de la solución de K3Fe(CN)6 00.06M y mezcle.
4. Conecte dos clavos limpios en las pinzas de los alambres conectores siguiendo las instrucciones del profesor.
5. Coloque los clavos conectados a los alambres en el vaso de 400 ml. Separe los clavos lo más posible (Use cinta adhesiva) y observe.
6. Conecte los alambres a los terminales de una batería de 6V.
7. Después de un minuto o más, la solución cambia de coloración en el área alrededor de los clavos. Observe y anote.
8. Para mejores resultados, mantenga el sistema por unos 30 minutos.
9. Observe el flujo de electrones.

REACCIONES

En el Cátodo: 2 H2O + 2e-                 H2(g) + OH-[pic 3]

En el ánodo: Fe0              Fe2+ + 2e- [pic 4]

RESULTADOS

I PARTE: Reacciones redox

Para cada una de las reacciones estudiadas escriba:

1. La reacción completa con reactivos y productos

1. Al colocar la lámina de cobre se observó que, en menos de un minuto, empezó a reaccionar, obteniendo una coloración plateada escarchada, lo que significa que el cobre sustituía a la plata.

AgNO3 + Cu             CuNO3 + Ag[pic 5]

1. Se pudo observar que el sulfato reaccionó más rápido con el aluminio que con el estaño.

CuSO4 + Sn             Cu + SnSO4[pic 6]

CuSO4 + Al              Cu+ Al2(SO4)3[pic 7]

1. Se observó que la lámina de cobre no cambió al contacto con el ácido clorhídrico, lo que significa que no hubo reacción, debido a que la serie de actividad del cobre es menor a la del hidrógeno.

Cu + HCl             no hubo reacción[pic 8]

1. Se observaron dos experimentaciones, en una se realizó una reacción entre el estaño y el ácido clorhídrico, donde el estaño, debido a la serie de actividad, es menos activo que el hidrógeno, por lo que no se consiguió hacer reaccionar el estaño con ácido clorhídrico; en la segunda se realizó una reacción de aluminio con ácido clorhídrico, donde sí se obtuvo una reacción entre estos reactivos.

Sn + HCl              no hubo reacción[pic 9]

Al + HCl             AlCl3 + H2[pic 10]

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