informe de quimica laboratorio 6

Universidad Nacional de Ingeniería

FACULTAD DE INGENIERIA GEOLOGICA MINERA Y METALURGICA

LABORATORIO: N° 6

CURSO: QUÍMICA 2 SECCIÓN: “R”

TEMA: REACCIONES DE OXIDACIÓN- REDUCCIÓN

FECHA DE REALIZACIÓN: 29/10/14

FECHA DE ENTREGA: 05/11/14

DOCENTE: Ing. LEMBI CASTROMONTE REINALDO

GRUPO: “8”

INTEGRANTES:

- CONDORI CCAHUANA, ANGEL RODRIGO- INGA FLORES, JHEYMI JHONNY- POMAHUALLCA AYALA, MICHEL

LIMA-PERÚ

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2014

INDICE

ContenidoINTRODUCCIÓN..............................................................................................3

OBJETIVOS......................................................................................................4

FUNDAMENTO TEÓRICO.................................................................................5

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL...................................................................7

EXPERIMENTO 1 Determinación de la concentración de una solución de Permanganato de Potasio...........................................................................7

EXPERIMENTO 2........................................................................................11

Introducción a la Oxidación:......................................................................11

CUESTIONARIO.............................................................................................15

CONCLUSIONES GENERALES........................................................................18

APLICACIONES A LA ESPECIALIDAD..............................................................19

RECOMENDACIONES....................................................................................20

BIBLIOGRAFÍA...............................................................................................21

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INTRODUCCIÓNEn el mundo ocurren simultáneamente varias reacciones químicas, dichas reacciones se han clasificado según las características que presentan en reacciones de combustión, de adición, neutralización, metátesis, etc.

Pero una de las reacciones más importantes es la reacción oxido reducción en ella una elemento se oxida y otro se reduce perdiendo y ganando electrones respectivamente, dado que dicha reacción es una de las más comunes en la naturaleza y cuyo fundamento es una de las bases para la aplicación de distintas ramas de la química e ingeniería hemos realizado este laboratorio con el fin de demostrar dicha reacción pero aplicada a la soluciones acuosas y como se producen en este medio, así en el experimento 1 determinamos la concentración de la solución de permanganato de potasio titulándolo con sulfato ferroso, en el experimento 2 tuvimos tres sustancias elementales como el cobre, zinc y plomo a los cuales les agregamos nitrato de zinc, Nitrato cúprico y nitrato plúmbico en una serie de tres grupos y vimos como reaccionaban siendo esta una de la comprobación de la propiedad de oxidación y en la parte de C de dicho experimento pudimos ver como se daban las reacciones espontaneas de óxido reducción y así maravillarnos con el maravilloso mundo de la química.

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OBJETIVOSOBJETIVO GENERAL

Estudiar las reacciones redox a través de una

titulación en la que también se produce intercambio

de electrones.

OBJETIVOS ESPECÍFICOS

Tratar de forma particular aquellas reacciones que se

producen por intercambio de electrones entre especies

de solución acuosa.

Analizar cada reacción oxido reducción y mediante el

balanceo comprobar la pérdida o ganancia de

electrones

Hallar la concentración de ciertas sustancias

titulándolas y descubrir en ellas la normalidad o

molaridad y hallar su error respectivo

Analizar y anotar datos cualitativos acerca de la

reacción de oxidación espontanea

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FUNDAMENTO TEÓRICO

Reacciones de óxido reducción o redox:

Son aquellas reacciones en las cuales los

átomos experimentan cambios del

número de oxidación. En ellas hay

transferencia de electrones y el proceso

de oxidación y reducción se presentan

simultáneamente, un átomo se oxida y

otro se reduce. En estas reacciones la cantidad de electrones

perdidos es igual a la cantidad de electrones ganados.

Número de oxidación o estado de oxidación: es el número que se

asigna a cada tipo de átomo de un elemento, un compuesto o ión, y

que representa el número de electrones que ha ganado, perdido o

compartido. El número se establece de manera arbitraria, pero su

asignación se basa en diferentes postulados.

Existen diferentes definiciones sobre oxidación y reducción:

Oxidación: es un incremento algebraico del número de oxidación y

corresponde a la perdida de electrones. También se denomina

oxidación la pérdida de hidrógeno

o ganancia de oxígeno.

Reducción: es la disminución

algebraica del número de

oxidación y corresponde a la

ganancia de electrones.

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Igualmente se define como la pérdida de oxígeno y ganancia de

hidrógeno.

Para determinar cuándo un elemento se oxida o se reduce puede

utilizarse la siguiente regla práctica:

Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido SE

OXIDA

-7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 1 2 3 4 5 6 7

Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido SE

REDUCE.

Así si el Na0 pasa a Na+ perdió un electrón, lo que indica que se oxidó.

Si el Cl0 pasa a Cl- ganó un electrón, lo que indica que se redujo.

Agentes oxidantes: son especies químicas que ganan electrones, se

reducen y oxidan a otras sustancias.

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Agentes reductores: son especies químicas que pierden electrones, se

oxidan y reducen a otras sustancias.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTALEXPERIMENTO 1 Determinación de la concentración de una solución de Permanganato de Potasio

1. MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS:

5ml de KMnO4. agua destilada. 5ml de sal de Mohr. 1 pipeta. 1 bureta. 1 matraz. 5ml de H2SO4.

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2. PROCEDIMIETO EXPERIMENTAL:

PARTE A:

Lavar con cuidado la bureta y enjuagar una vez con agua destilada, y dos veces con cantidades de 5ml de solución diluida de permanganato de potasio que está en el frasco.

Colocar la bureta en el soporte y llenar con solución de KMnO4, enrasado a la lectura cero o a una marca definida. La bureta debe estar extensa de aire en la parte inferior de la llave, para lo cual eliminar cualquier burbuja de aire dejando caer un chorro de la solución.

Como en la parte (1) enjuagar con cantidades de 5ml de solución ferrosa o sal de Morh, el vaso de 100ml y una pipeta de 20ml. Enjuagar 3 Erlenmeyer de 125ml con agua destilada.

llenar las tres cuartas partes del vaso de 100ml con solución de sulfato ferroso y de este, pipetear 20ml, luego vierta en el Erlenmeyer y rotule como N°1, proceda en la misma forma para obtener el N°2 Y N°3.

diluir cada Erlenmeyer rotulado con 20ml de agua destilada y acidificar con cerca de 5ml de H₂SO₄ y efectuar una titulación preliminar y rápida del Erlenmeyer N°1 .Para ello colocar un papel blanco, y añadir rápidamente el KMnO₄ de la bureta al Erlenmeyer hasta observar que con la última gota que se le adicione adquiera una coloración permanente, ligeramente rosada. En

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el momento de realizar la titulación debe agitar constantemente el Erlenmeyer, haciendo rotar suavemente.

Anotar el volumen gastado que se muestra en la escala de la bureta para realizar los cálculos. Destacar la solución del Erlenmeyer N°1, a un recipiente de residuos líquidos ROTULADO y lavar dicho Erlenmeyer con agua de caño para no dejar el residuo.

Titular el Erlenmeyer 2 y 3, para ello llenar nuevamente la bureta con la solución de KMnO4 y añadir esta solución al Erlenmeyer hasta cerca de 2ml menos del volumen obtenido en la titulación preliminar. Luego con cuidado seguir agregando (gota a gota) el KMnO4 para que logre percibir el punto final con precisión. Anotar la lectura de los volúmenes obtenidos.

DATOS Y OBSERVACIONES DEL EXPERIMENTO:

Cuando se comienza a echar el permanganato la solución primera empieza a formar un precipitado blanco que luego mientras más se echa se vuelve rosa, pero en ambos casos desaparecen instantáneamente al rotular, pero al echarle demasiado esta cambia de color permanentemente.

En esta primera parte se observó que el volumen de permanganato de potasio necesario para cambiar la solución de transparente a rosado claro es de 1.8 ml, y en la segunda prueba fue de 2 ml.

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PARTE B: Determinar la normalidad de un agente reductor.

Tomar 20ml de solución reductora, y diluir con 20ml de agua destilada, añadiendo 5ml de H2SO4 3M.

Llenar la bureta con la solución de KMnO4 y enrasado en la lectura cero algún valor fijo proceda a titular. Anotar sus resultados y haga sus cálculos.

CALCULOS Y RESULTADOS:

Datos iniciales:- 20 ml de solución reductora- 20 mil de agua destilada- 5 ml de H2SO4 3M (6 N)

Aplicando la siguiente formula:

N AV A=NBV B

N KMnO4V TOTAL=N H 2SO4V H2SO 4

N KMnO4(40)=(6)(5)N KMnO4=0.75N

CONCLUSIONES:

Se demuestra experimentalmente cual es el volumen necesario para titular una muestra de compuesto a base de ácido y agua en el caso A y en el caso B con la sal de mohr.

En la parte A el color rosado aparece cuando el permanganato de potasio que se añade es equivalente a la cantidad de Na2C2O4 que hay en la solución estándar.

En la parte B la concentración del permanganato es lo que se obtiene de la titulación del A.

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EXPERIMENTO 2

Introducción a la Oxidación:a) Relación de materiales equipos y reactivos

- 3 tubos de ensayo - Cu, Zn y Pb- Agua destilada

- Soluciones de Zn(NO3)2,Cu(NO3)2,Pb(NO3)2,- Tres tubos de Cl2,Br2,I 2- CCl4- NaBr30.1M , INa0.1M

b) Procedimiento Experimental

A. Poder de oxidación.

1. Preparar tres grupos de 3 tubos de prueba.

2. En cada grupo colóquese paralelamente un trozo pequeño y limpio

de Cu, Zn y Pb.

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3. Añadir:

a. En el primer grupo 3 ml de Zn (NO3)2 0.1M

b. En el segundo grupo 3 ml de Cu(NO3)2 0.1M

c. Y en el tercer grupo 3ml de Pb(NO3)2 0.1M

4. Anotar los casos en que tiene lugar una Rxn.

B. Ensayos

a. En tres tubos de ensayo separar unos 3 ml de tres halógenos de

disolución Cl2(aq) y I2(aq).

b. Añadir 1 ml de tetracloruro de carbono a cada tubo tapar con un

tapon y agitar cada uno durante quince segundos. Observar el color

de la fase CCL4 que tiene el halógeno disuelto.

C. Reacciones espontaneas de Oxidacion-Reduccion.

a. Medir aproximadamente 3 ml de Nabr 0.1 M y 3 ml de NaI 0.1M en

cada uno de dos tubos de ensayo.

b. Añadir a cada tubo 1 ml de solución acuosa saturada de cloro.

c. Verificar si hay RxN, añadiendo unas 5 de gotas de CCL4, agitar bien

y observar el color comparando con los resultados del paso (5).

d. Repetir los pasos 1,2 y 3 , usando NaCl 0.1M y NaBr 0.1 M en cada

uno de los tubos, y añadir 1ml de solución acuosa saturada de bromo

en cada uno de ellos.

e. Repetir los pasos 1,2 y 3 , usando NaCl 0.1M y NaBr 0.1 M en cada

uno de los tubos, y añadir 1ml de solución acuosa saturada de yodo

en cada uno de ellos.

También daremos una secuencia de gráficas para el mayor entendimiento

del laboratorio

c) CALCULOS Y RESULTADOS

PARTE AEn esta parte del experimento pudimos ver ciertas características de los compuestos por ejemplo de los nueve tubos de ensayo que teníamos solo reaccionaron 6.

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En el primer caso teníamos Zn(NO3)2 que al reaccionar con el Cu se formó de una coloración amarillenta lo que indicaba una reacción donde el Cu desplazo al Zn

Luego al contacto con el Zn no reacciono

Zn(NO3)2+Cu Cu(NO3)2+Zn

En el segundo grupo pudimos ver que Cu(NO3)2 no reaccionaba con el Cu pero si lo hacía con Zn que lo corroía hasta volverlo oscuro y hacer que le salgan poritos

Algo similar ocurrió al contactoCu(NO3)2 con el Pb solo que la porosidad de la corrosión disminuyo

En el tercer grupo

La reacción del Pb(NO3)2 solo se llevó a cabo con el Cu y el Zn donde el Cu se tornó de una coloración amarilla y el Zn empezó a descomponerse y perder su color plateado original

PARTE B

Como vimos en el cloro no reacciona pues es muy fuerte.Pero

en las otras sales hay una formación de un precipitado en el

fondo del tubo de color rosado perio donde están los cloruros

no hay la formación de dicho precipitado.

PARTE C

Datos y observaciones: Se forma un precipitado amarillo en todos los intentos. El color para ambas soluciones es similar.

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Cálculos y resultados:

En este experimento veremos solo las reacciones de:Yoduro de sodio (NaI)+agua de cloro (Cl)+tetracloruro de carbono (CCl4)Cloruro de sodio (NaCl)+agua de cloro (Cl)+tetracloruro de carbono (CCl4)

Fotos del experimento:

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CUESTIONARIO

1. ¿Por qué al titular las soluciones de oxidación-reducción no se utiliza indicador?

Para poder conocer el punto final de titulación valoración de algunas sustancias que intervienen en la reacción experimentan un cambio notable que generalmente es de color, fácil de detectar puesto que existe un punto de equivalencia del número de moles oxidante y reductor, y dado que la forma oxidada y forma reducida son muy distintas en color no necesitan de un indicador.

2. ¿Por qué al titular las soluciones se calienta menos de 60ºC?

Al querer titular soluciones, a estas las hacemos reaccionar con otras sustancias y necesitamos delimitar nuestro sistema, una de las maneras es calentándolo, se calientan para que ciertos elementos como el CO2 del entorno no intervengan en el experimento y la valoración se más exacta. Es así que si pasáramos de 60ºC es probable que se rompa con ciertos enlaces que harían

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que ocurra o intervenga innecesariamente otros compuestos o sustancias. Alterando de esta manera la experimentación y el objetivo de titular.

3. una muestra de 5 ml de acido fórmico se titula con 33.4 ml de NaOH 0.1249 M ¿Qué volumen de este acido se requiere para titular 10 ml KMnO4 0.2493 M?

NoEq (CH 2O 2)=No Eq(NaOH )

N AV A=NBV B

5 xM=33.4 x 0.1249

M=0.83433→[CH 2O 2]=0.83433M

NoEq (CH 2O 2)=No Eq(KMnO 4 )

1Vx0.83433=10 x 0.2493

V=2.98ml4. Un farmacéutico desea saber de cuantos volúmenes es una solución de peróxido de hidrogeno (H2O2), para ello mide 25 ml de la muestra y lo diluye en un balón aforado de 250 ml, luego toma 25 ml de esta solución, y lo titula con 35.8 ml de KMnO4 0.2752M ¿Calcule de cuantos volúmenes es el peróxido original?

KMnO4 + H2O2 + H2SO4 -----> K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2

Luego, separamos en iones aquellas especies que puedan separarse en iones (sales, ácidos y bases; los óxidos, peróxidos, agua y sustancias elementales no se disocian):

K+ + MnO4- + H2O2 + 2H+ + SO4= -----> 2K+ + SO4= + Mn++ + SO4= + H2O + O2

Identificamos las especies que se oxidan y reducen:

MnO4- ------> Mn2++ (semirreacción de reducción: de Mn+7 a Mn+2) H2O2 -----> O2 (semirreacción de oxidación: de O-1 a O0)

Como la reacción se realiza en medio ácido (por el H2SO4, ácido sulfúrico), debo balancear las semirreacciones de una forma específica:

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(1) Completo los oxígenos faltantes con moléculas de agua (2) Completo los hidrógenos con protones (especie H+) (3) Completo el balance de cargas con e- donde deba

MnO4- ---> Mn++ [aplico (1)] MnO4- ---> Mn++ + 4H2O [aplico (2)] 8H+ + MnO4- ---> Mn++ + 4H2O [aplico (3)] 5e- + 8H+ + MnO4- ---> Mn++ + 4H2O (semirec. de red. balanceada)

H2O2 ---> O2 [no aplico (1) porque los oxígenos ya están balanceados] [aplico (2)] H2O2 ---> O2 + 2H+ [aplico (3)] H2O2 ---> O2 + 2H+ + 2e- (semirec. de ox. balanceada)

Multiplico cada semireacción por la cantidad de electrones que presenta la semireacción opuesta (es decir, multiplico todos los componentes de la semirec. de red. por los los electrones de la semirec. de ox. (Son 2 e-), y viceversa (son 5 e-)). Luego, agrupo en una sola ecuación todos los reactivos (lado izquierdo) y los productos (lado derecho).

2x (5e- + 8H+ + MnO4- ---> Mn++ + 4H2O) 5x (H2O2 ---> O2 + 2H+ + 2e-) ---------------------------------------... (+) 10e- + 16H+ + 2MnO4- + 5H2O2 ---> 2Mn++ + 8 H2O + 5O2 + 10H+ + 10e-

Simplifico (y cancelo) las especies repetidas a ambos lados (e- y H+). Queda así:

6H+ + 2MnO4- + 5H2O2 ---> 2Mn++ + 8 H2O + 5O2

Completo las especies con los iones acompañantes (los veo en la ecuación original):

6H+ + 2MnO4- + 5H2O2 ---> 2Mn++ + 8 H2O + 5O2 3 SO4= + 2K+ ---> 3 SO4= + 2K+

Al final, sumo todo lo que quedó en ambos lados (integró los iones para formar la especie no disociada):

3 H2SO4 + 2 KMnO4 + 5 H2O2 ------> K2SO4 + 2 MnSO4 + 8 H2O + 5O2 (ecuación balanceada)

5. Un tetracloruro de carbono disuelve al NaCl, NaBr y NaI ¿por qué?

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Sí, porque en estas reacciones ocurrirá necesariamente la formación de óxido, y esto ya que la reacción es redox de desplazamiento. El metal que se oxida se precipitará y además se tornara de un color más oscuro que en este caso es el sodio.

6. ¿Cuál es el orden de reactividad de los metales Cu, Zn y Pb? ¿Explique a que se debe este comportamiento?

Como apreciamos en la siguiente tabla, la reactividad depende principalmente de la energía de ionización. Entonces el orden de reactividad quedaría así: Pb < Cu < Zn

SIMBOLO DEL ELEMENTO NOMBRE DEL ELEMENTO ENERGÍA DE IONIZACIÓN

K Potasio 4,34

Na Sodio 5,14

Mg Magnesio 7,64

Zn Zinc 9,39

Fe Fierro 7,40

Pb Plomo 7,56

Cu Cobre 7,72

Ag Plata 7,57

CONCLUSIONES GENERALES

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La primera conclusión a la que llegamos es que muchas de las reacciones oxido-reducción se ven influenciadas por la molaridad de las sustancias, y es que ellas marcan el grado de las sustancias a reaccionar, por ende los resultados también varían.

También concluimos que estos dos sucesos oxido-reducción, son fundamentales dentro de una reacción donde intervengan metales, que son los que padecen estos sucesos.

Otra conclusión que hemos logrado comprender son que las reacciones de óxido-reducción son importantes para todos nosotros y las vemos en cualquier parte de nuestro entorno, aunque no nos demos cuenta.

Estas reacciones han sido un gran avance y de gran importancia para el hombre, ya que estas propiedades él ha sabido aprovecharlas para mejorar y simplificar su vida. Un ejemplo de ello es el uso masivo de muchos metales que se obtienen de esta manera (hierro, aluminio, etc.).

Las reacciones óxido-reducción también se aplica en la minería para lograr la mayor cantidad de material posible y poder aprovechar al máximo de los productos como por ejemplo en la minería del cobre.

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APLICACIONES A LA ESPECIALIDAD

El óxido-reducción es utilizado en las industrias metalúrgicas y siderúrgicas. La primera es de gran importancia debido a que el mineral se convierte en un oxido abarcando los procesos de obtención de metales (a partir de óxidos, sulfuros, carbonatos, etc.), y la reducción de los metales, así como en la preparación de aleaciones y amalgamas. La metalurgia del hierro recibe el nombre especial de siderurgia. La obtención del hierro es un claro ejemplo de obtención de un metal por reducción. En la actualidad, la obtención del hierro se realiza principalmente por el método del alto horno; así para reducir el mineral y obtener el hierro, el horno se carga por la parte superior o tragante con una mezcla de mena, coque y caliza.

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RECOMENDACIONES

Para el presente laboratorio el grupo recomienda los siguientes puntos a tener en cuenta antes, durante y después del experimento:

a) Antes de los experimentosSe recomienda al estudiante usar todo el equipamiento de seguridad, en este caso los guantes, el mandil y los lentes de laboratorio.

b) Durante los experimentosMientras se realizan las reacciones estar muy atentos a los posibles cambios que sucedan, ya que estas suelen pasar de un momento a otro.También se recomienda enjuagar con agua destilada los tubos de ensayo y buretas después de contener cualquier solución, ya que en este laboratorio se trabaja constantemente con reacciones que se pueden ver afectadas al contacto de soluciones no pertenecientes al experimento.

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BIBLIOGRAFÍA

Química General http://164.73.160.1/~inorgani

http://www.quimicayalgomas.com/quimica-general/acidos-y-bases-ph-2/

28 oct 2014 a las 03:15:http://es.wikipedia.org/wiki/Reducci%C3%B3n-oxidaci%C3%B3n

Index. Esta pagina fue modificada por ultima vez el 24 feb 2014.http://www.rmm.cl/index_sub.php?id_seccion=6498&id_portal=796&id_contenido=9838

Esta página fue modificada por última vez el 1 oct 2014. http://es.wikipedia.org/wiki/Reducci%C3%B3n-oxidaci%C3%B3n

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http://164.73.160.1/~inorgani

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