TRABAJO PRÁCTICO N° 8: ‘’REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN’’

OBJETIVOS: Conservación de masa en las reacciones químicas aplicando cálculos estequiométricos.

FUNDAMENTOS TEÓRICOS:

Las reacciones de oxidación-reducción o redox constituyen una de las principales clases de reacciones químicas. Su variedad es sorprendente y forman gran parte del mundo que nos rodea: la combustión, la fotosíntesis, el metabolismo de los alimentos. También se presentan en aplicaciones tales como la acción de los blanqueadores y la extracción de metales a partir de sus minerales. Pueden ser consideradas como reacciones de transferencia de electrones, en las que el elemento que los dona es identifique como el que se oxida y el elemento que gana electrones es el que se reduce. Así una reacción redox es una combinación de OXIDACION  y REDUCCION.

§  El agente reductor  es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir, siendo oxidado.

§  El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo reducido.

La estequiometria es como el estudio de las proporciones en que se combinan las sustancias. El término estequiometria hace referencia, por un lado, a las relaciones en que los elementos entran a formar parte de un compuesto (que vienen dadas por subíndices de su fórmula) y, por otro lado, a las proporciones en que las distintas sustancias (elementos o compuestos) reaccionan entre sí.

REACTIVOS:

·         Zinc.

·         Acido clorhídrico.

MATERIALES:

·         3 matraces 100 ml

·         Pipeta de 5 Ml y 10 ml

·         Balanza

·         Guantes

·         Gafas

·         Vidrio reloj

·         Pera de goma

PROCEDIMIENTO:

En este práctico trabajaremos con la siguiente reacción:

     Zn_(s) + 2.HCl_(aq)  ----- ZnCl_2(aq) + H₂

Experiencia N° 1:

* Rotular un matraz con el n° 1 y tararlo.
* Agregar 1 gr. de Zn al matraz.
* Bajo campana, con una pipeta, medir 5 mL de HCl_(ac) (CONCENTRACIÓN= 36,5 % y DENSIDAD= 1,18 gr/ml) y llevarlo al matraz.
* Esperar a que se realice la reacción completamente.
* Luego, Una vez terminada la reacción anterior, pesar nuevamente el matraz y calcular la cantidad de sal producida mediante la siguiente ecuación:

       m_obtenida = m_final - m_matraz             

* Pesar el matraz con la sal.
* Calcular los gr. de H₂ que se liberaron mediante la siguiente ecuación:

m_H2 = m_i - m_experimental

Para las EXPERIENCIAS 2 y 3 realizar el mismo procedimiento de cálculos. Con la diferencia que en la experiencia 2, se utilizaran 1,5 gr. de Zn y 10 mL de HCl (MISMA CONCENTRACIÓN y DENSIDAD). Para la experiencia 3, utilizaran 2 gr. de Zn y 15 mL de HCl (MISMA CONCENTRACIÓN y DENSIDAD).

Informe de resultados:

Completar la siguiente tabla e indiquen en hojas aparte todos los cálculos necesarios de cada experiencia.

Exp.	ml HCl	gr Zn	R.L	R.E	Cantidad R.E sin reaccionar	Masa de sal exp	Masa de sal teórica	Masa de gas exp	Masa de gas teórica

Cuestionario:
1- ¿Cuánto gas se tendría que producir estequiometricamente con los reactivos consumidos? ¿Cuánto gas obtuvo en cada una de las experiencias? ¿Es la misma cantidad? Si observan diferencias, ¿a que pudo haberse debido?
2- Cuantos gr. de sal pudo recuperar mediante pesaje y cuánto debería producirse estequiométricamente? ¿Coinciden esos valores?   

3-  Demostrar en cada caso las semirreacciones de oxidación y reducción.

4- Demostrar la reacción en forma iónica.

TRABAJO PRÁCTICO OXIDO-REDUCCIÓN GRUPO 7

OBJETIVOS: Realizar una reacción oxido-reducción y comprobar el peso de la plata que precipita, con lo calculado teóricamente

FUNDAMENTOS TEÓRICOS:  Se denomina reacción de reducción-oxidación, de óxido-reducción o, simplemente, reacción redox, a toda reacción química en la que uno o más electrones se transfieren entre los reactivos, provocando un cambio en sus estados de oxidación.
Para que exista una reacción de reducción-oxidación, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones, y otro que los acepte:

• El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir, siendo oxidado.
• El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo reducido.

Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio, se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un «par redox». Análogamente, se dice que, cuando un elemento químico capta electrones del medio, este se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor oxidado.

REACTIVOS: Nitrato de plata, agua destilada, cobre, ácido clorhídrico.

MATERIALES: Balanza, tubo de ensayo, tapón, pie universal, soporte, gradilla, caja de petri, vaso de precipitado, embudo, pipeta, pera de goma.

PROCEDIMIENTO:

•       Pesar 1 gr de AgNO3 en la balanza.
•       Colocar el AgNO3 en un vaso de precipitado y agregar 25 mL de agua destilada, y disolver con varilla de vidrio.
•       Verter esa solución a un tubo de ensayo.
•       Tapar el tubo de ensayo con un tapón el cual contiene un hilo de cobre enrollado.(figura 1)
•       Observar la reacción y ver que el hilo de cobre se vaya oxidando y precipite plata. (figura 2 y 3).
•       Extraer una pequeña cantidad de la solución de AgNO3 y H2O. Agregar ácido clorhídrico, si la solución toma color blanco es porque todavía el cobre no termino de reaccionar.
•       Filtrar lo que precipitó de plata. (Figura 4)
•       Secar en la estufa lo filtrado.
•       Pesar la plata precipitada. Observar que de lo calculado teóricamente.

      REACCIÓN REDOX

Cu                   +    2AgNO3    ---------      2 Ag    +      Cu(NO3)2

EJERCICIOS:

1)    ¿Cuál es el reactivo limitante, y el reactivo en exceso?

2)    ¿Qué color toma la solución, cuando el cobre reacciona con la solución de nitrato de plata?

      IMÁGENES: FIGURA 1

FIGURA 2

FIGURA 3

FIGURA 4

TRABAJO PRÁCTICO N°8 REACCIONES OXIDO-REDUCCIÓN

INTRODUCCIÓN TEÓRICA:

 Una reacción química es un proceso mediante el cual ciertas sustancias (reactivos) se transforman en otras (productos de la reacción) por la reorganización de los átomos conformando moléculas nuevas. Para ello es necesario que rompan enlaces en las moléculas originales y se formen enlaces nuevos.

 Una reacción redox, implica una oxidación y una reducción (es decir cambios en los estados de oxidación de los elementos implicados), por lo tanto decimos que el reductor se oxida y el oxidante se reduce.

 

Con la realización de esta experiencia se puede demostrar como algunos metales, en este caso el aluminio, reaccionan con disolución de sulfato de cobre, formándose cobre metálico.

OBJETIVOS:

- Manipular adecuadamente reactivos, elementos y equipos de laboratorio.

- Adquirir habilidades y destrezas en el laboratorio.

- Comprobar reacciones redox.

- Verificar la estequiometría.

MATERIALES:

Balanza Caja de petri Cuchara Embudo Estufa Mechero, trípode y tela de amianto (opcional)

Nuez Papel de filtro Pera de goma Pie universal Pipeta Pizeta Vaso de precipitado

REACTIVOS:

Ácido clorhídrico

Agua destilada

Aluminio

Sulfato de cobre pentahidratado

PROCEDIMIENTO:

·    - Pesar 3g de CuSO4.5H2O.

·    - Colocar el CuSO4 dentro de un vaso de precipitados y añadir aproximadamente 100 mL de agua destilada. - - Agitar la mezcla hasta que se disuelva completamente toda la sal, si se quiere se puede calentar para acelerar el proceso.

·     - Pesar 0,2063g de Al, finamente dividido, y colocarlo dentro de la solución.

·   - Añadir unas gotas de HCl, también se puede utilizar H2SO3. (El reactivo utilizado no afectará el resultado de la reacción ya que solo sirve para proporcionar el medio ácido para llevarla a cabo)

·    -  Dejar reposar la solución unos minutos hasta la oxidación del aluminio.

. - Pesar el papel de filtro y la caja de petri.

·     - Filtrar el Cu obtenido anteriormente, y secarlo en estufa.

·     -  Pesar el filtrado hasta que la pesada sea constante, así sabremos que no hay exceso de agua.

- Una vez comprobada la ausencia de agua, verificar que la cantidad de cobre obtenido coincida con la estequiometría.

ACLARACIONES

- Evitar que la temperatura de la estufa supere los 105°C.

- Trabajar el HCl bajo campana.

- Limpiar la superficie del aluminio a emplear, para eliminar todas las impurezas.

- Plantear las reacciones redox entre las sustancias intervinientes, y los cálculos estequiométricos correctos para verificar el procedimiento.

IMÁGENES DE LA PRÁCTICA

CuSO4 5H2O

CuSO4.5H2O diluido el Agua  

CuSO4.5H2O + HCl

CuSO4.5H2O + HCl + Al   

   Formación del Cu

Cu filtrado

OBJETIVOS: Reacción de Oxidación - Reducción.
FUNDAMENTOS TEÓRICOS: Se deberá comprobar prácticamente la conservación de masa en las reacciones químicas aplicando cálculos estequiométricos.
REACTIVOS: Sulfato de cobre, hierro (clavo), agua destilada.
MATERIALES: vaso de precipitado, estufa, pipeta, espátula.
PROCEDIMIENTO:
1)- Pesar un clavo de hierro.

2)- Pesar 0,190 gr. de Sulfato de Cobre.
3)- Disolver el Sulfato de Cobre con 25 mL de agua.

4)- Dejar el clavo sumergido en la disolución de Su

lfato de Cobre durante un tiempo determinado y se observa como la disolución pierde el color azulado a la vez que se oxida el clavo de hierro y se deposita más cobre en su superficie.

5)- Secar el clavo en la estufa, 
6)- Con una espátula, raspar el cobre que quedó adherido a la superficie.
7)- Pesar el cobre que se sacó del clavo de hierro.

REACCIÓN REDOX: 
Cu⁺²_(ac)+ 2e^- → Cu_(s)⁰
Fe_(s) → Fe⁺² + 2e^-
-------------------------------------------------------
Fe⁰_(s) + Cu⁺²_(ac)SO₄ → Fe⁺²_(ac)SO₄ + Cu⁰_(s)

OBJETIVOS: Realizar una reacción oxido-reducción y comprobar el peso de la plata que precipita, con lo calculado teóricamente

FUNDAMENTOS TEÓRICOS:  Se denomina reacción de reducción-oxidación, de óxido-reducción o, simplemente, reacción redox, a toda reacción química en la que uno o más electrones se transfieren entre los reactivos, provocando un cambio en sus estados de oxidación.
Para que exista una reacción de reducción-oxidación, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones, y otro que los acepte:

• El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir, siendo oxidado.
• El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo reducido.

Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio, se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un «par redox». Análogamente, se dice que, cuando un elemento químico capta electrones del medio, este se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor oxidado.

REACTIVOS: Nitrato de plata, agua destilada, cobre, ácido clorhídrico.

MATERIALES: Balanza, tubo de ensayo, tapón, pie universal, soporte, gradilla, caja de petri, vaso de precipitado, embudo, pipeta, pera de goma.

PROCEDIMIENTO:

•       Pesar 1 gr de AgNO3 en la balanza.
•       Colocar el AgNO3 en un vaso de precipitado y agregar 25 mL de agua destilada, y disolver con varilla de vidrio.
•       Verter esa solución a un tubo de ensayo.
•       Tapar el tubo de ensayo con un tapón el cual contiene un hilo de cobre enrollado.(figura 1)
•       Observar la reacción y ver que el hilo de cobre se vaya oxidando y precipite plata. (figura 2 y 3).
•       Extraer una pequeña cantidad de la solución de AgNO3 y H2O. Agregar ácido clorhídrico, si la solución toma color blanco es porque todavía el cobre no termino de reaccionar.
•       Filtrar lo que precipitó de plata. (Figura 4)
•       Secar en la estufa lo filtrado.
•       Pesar la plata precipitada. Observar que de lo calculado teóricamente.

      REACCIÓN REDOX

Cu                   +    2AgNO3    ---------      2 Ag    +      Cu(NO3)2

EJERCICIOS:

1)    ¿Cuál es el reactivo limitante, y el reactivo en exceso?

2)    ¿Qué color toma la solución, cuando el cobre reacciona con la solución de nitrato de plata?

      IMÁGENES: