Laboratorio de Química Inorgánica Ing. Carmen Gorriti

LABORATORIO Nº 9

REACCIONES QUIMICAS REDOX

OBJETIVOS

Identificar en reacciones redox la transferencia de electrones

FUNDAMENTO TEORICO

Desde un punto de vista electrónico las reacciones de oxidación reducción, o denominadas simplemente redox, representan un cambio qumico en el que hay transferencia de electrones entre las sustancias que intervienen en la reacción. Esta transferencia de electrones originan un cambio e las configuracines electrónicas de los elementos involucrados cuando los reaccionantes forman productos. Los químicos analizan estas reacciones como dos medias reacciones o semirreacciones

OXIDACION: perdida de electrones

REDUCCION: ganancia de electrones

Siempre que ocurre una reacción de oxidación va acompañada de una reacción porque:

a. No se puede ceder electrones si alguien no los aceptab. No se puede aceptar electrones si alguien no los cede

MATERIALES Y REACTIVOS

Tubos de ensayoVasos de precipitados2 probetasPipetasCocinaRejillaEsponjaH2O2KMnO4K2Cr2O7Na2SO3KIH2SO4CH3OHH-CHOFeSO4

IMÁGENES E ILUSTRACIONES

Raúl Ángel Quispe Huallpa cui:20111208

Laboratorio de Química Inorgánica Ing. Carmen Gorriti

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RESULTADOS Y CONCLUSIONES

En el desarrollo de la experiencia se ha determinado y se ha identificado el proceso de transferencia de electrones mediante el cambio de color.

PROCEDIMINTO EXPERIMENTAL

a. En un tubo de ensayo colocar un ml de KMnO4, 3 gotas de acido sulfúrico y bunos cristalitos de Na2C2O4, agitar. Calentar si es necesario. Observar la variación de color.

b. En un tubo de ensayo, clocar 2 ml de K2Cr2O7. Acidular con cinco gotas de acido sulfúrico,. Agregar unos cristalitos de Na2S2O3. Agitar y observar variaciones de color

c. En un tubo de ensayo colocar 2 ml de solución de KMnO4, 5 gotas de acido sulfúrico y 1 ml de H2O2 al 3%. Agitar y observar variaciones de color.

d. En un tubo de ensayo colocar 2 ml de solución de KMnO4, 5 gotas de H2SO4 y 1 ml de solución de KI. Agitar y observar el cambio de color. Repetir el ensayo con solución de K2Cr2O7

e. Tomar 1 ml de solución de K2Cr2O7 y diluirla con 2 ml de agua destilada. Agregar 5 gotas de acido sulfúrico concentrado. Añadir 2 ml de metanol. Calentar suavemente

f. En un tubo de ensayo colocar unos cristales de sulfato ferroso, disolver en 2 ml de agua. Acidular con cuatro gotas de acido sulfúrico y agregar finalmente 1 ml de peróxido de hidrogeno

g. Colocar en el fondo de un tubo de ensayo granallas de Zn; añadir luego 0.5 ml de HCl diluir. Observar.

RESULTADOS DE EL PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

a. Cambia de color de violeta a incolorob. Cambia de color de naranja a verdec. Cambia de color de violeta a incoloro pero al instanted. e. f. g. Hay reacción con desprendimiento de hidrogeno se manifiesta por el burbujeo y se

puede observar de cómo el hidrogeno de con presencia de oxigeno se condensa.

CUESTIONARIO

I. representar y ajustar todas las ecuaciones iónicas de la practica y escribirlas en unidades de formula

II. definición de celda electroquímica

Una celda electroquímica es un dispositivo capaz de obtener energía eléctrica a partir de reacciones químicas, o bien, de producir reacciones químicas a través de la introducción de energía eléctrica. Un ejemplo común de celda electroquímica es la

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"pila" estándar de 1,5 voltios. En realidad, una "pila" es una celda galvánica simple, mientras una batería consta de varias celdas conectadas en serie.

Tipos de celdas electroquímicas

Hay dos tipos fundamentales de celdas y en ambas tiene lugar una reacción redox, y la conversión o transformación de un tipo de energía en otra:

Cuba electrolítica, mostrando los electrodos y la fuente de alimentación que genera la corriente eléctrica.

La celda voltaica transforma una reacción química espontánea en una corriente eléctrica, como las pilas y baterías. También reciben los nombres de celda galvánica, pila galvánica o pila voltaica. Son muy empleadas por lo que la mayoría de los ejemplos e imágenes de este artículo están referidos a ellas.

La celda electrolítica transforma una corriente eléctrica en una reacción química de oxidación-reducción que no tiene lugar de modo espontáneo. En muchas de estas reacciones se descompone una sustancia química por lo que dicho proceso recibe el nombre de electrolisis. También reciben los nombres de celda electrolítica o cuba electrolítica. A diferencia de la celda voltaica, en la célula electrolítica, los dos electrodos no necesitan estar separados, por lo que hay un sólo recipiente en el que tienen lugar las dos semirreacciones.

III. Definición de celda electrolítica. Ejemplo

Se denomina celda electrolítica al dispositivo utilizado para la descomposición mediante corriente eléctrica de sustancias ionizadas denominadas electrolitos.

Los electrolitos pueden ser ácidos, bases o sales.

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Al proceso de disociación o descomposición realizado en la célula electrolítica se le llama electrólisis.

En la electrólisis se pueden distinguir tres fases:

Ionización - Es una fase previa antes de la aplicación de la corriente y para efectuarla la sustancia a descomponer ha de estar ionizada, lo que se consigue disolviéndola o fundiéndola.

Orientación - En esta fase, una vez aplicada la corriente los iones se dirigen, según su carga eléctrica, hacia los polos (+) ó (-) correspondiente

Descarga - Los iones negativos o aniones ceden electrones al ánodo (-) y los iones positivos o cationes toman electrones del cátodo (+).

Para que los iones tengan bastante movilidad, la electrólisis se suele llevar a cabo en disolución o en sales. Salvo en casos como la síntesis directa del hipoclorito sódico los electrodos se separan por un diafragma para evitar la reacción de los productos formados.

Para la síntesis de la sosa también se ha empleado un cátodo de mercurio. Este disuelve el sodio metal en forma de amalgama y es separado así.

IV. que representa el potencial de una celda?

V. una muestra de 20 ml de Na2so3 se valoro con 36 ml de disolución 0.0513 M de K2Cr2O7 en presencia de acido sulfúrico. Calcular la molaridad de la disolución de Na2SO3

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