PRACTICA No. 10

REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN



OBJETIVO:



Realizar algunas reacciones de oxidación-reducción con objetivo de estudiar el proceso de transferencia de electrones.



INTRODUCCIÓN:



Las reacciones de oxidación-reducción forman parte de los procesos más importantes desde la combustión de combustibles fósiles hasta la obtención de elementos metálicos por oxidación o reducción de sus minerales.

Una reacción de oxidación-reducción (redox) es aquella en la que una especie química, ya sea átomo, ión o molécula, pierde uno o más electrones, mientras que la otra los gana; la primera aumenta su estado (número) de oxidación, por lo que se dice que se oxida, mientras que la segunda disminuye este número, por lo que se dice que se reduce.

El proceso de oxidación-reducción se produce en forma simultánea, ya que el número total de electrones ganados (reducción) es exactamente el mismo que el número total de electrones perdidos (oxidación), provocando así que la sustancia reducida actúe como el agente oxidante, y la sustancia oxidada actúe como el agente reductor.



PROCEDIMIENTO:



1. En un tubo de ensaye de 18 x 150mm coloque 3 ml de permanganato de potasio (KMnO4) al 0.1% y añada igual volumen de ácido clorhídrico (HCl) 3 M. Coloque una tira de papel tornasol húmedo en la boca del tubo, caliente la solución y observe la decoloración del mismo. Anote sus observaciones y explique la reacción.

Era color púrpura, cambia rosa, naranja y al final queda sin color.

KMnO4 + HCl KCl + MnO2 + O2



2. En u n tubo de ensaye de 13 x 100mm coloque 2ml de KMnO4 al 0.1%, agregue 1 ml de H2SO4 al 10% y añada un cristal de sulfito de sodio. Anote sus observaciones.

De púrpura cambia a transparente debido al sulfito de sodio.



3. En un vaso de precipitado de 50 ml vierta 15 ml de agua destilada y disuelva en él 1 g de sulfato ferroso (FeSO4). Observe su color y aspecto al agregarlo y vuélvalo a hacer después de 15 minutos. Explique los cambios observados en términos de un proceso redox.

0 min: No pasa nada, no se disuelve. Color blanquisco

15 min: Se disuelve, color amarillo y una parte blanca queda sedimentada.



4. En un tubo de ensaye de 13 x 100mm coloque 2 ml de cromato de potasio (K2CrO4), agregándole 1 ml de H2SO4 al 10% y 0.5 g de granalla de Zn. Anote sus observaciones.

Era naranja y al añadirle el Zn se puso verde oscuro.



5. Repita el procedimiento anterior utilizando permanganato de potasio (KMnO4) y dicromato de potasio (K2Cr2O7) 0.1 M. Anote sus observaciones.

Era morado y al añadirle Zn se puso color vino.



TRATAMIENTO DE RESIDUOS:



Los residuos de permanganato, cromato y dicromato de potasio se concentrarán por separado para ser enviados a tratamiento o disposición final a PISSA UNISON. El resto de los residuos generados en las otras reacciones se diluyen con agua, ajuste pH a neutralidad y vierta al drenaje bajo el chorro de agua.



CUESTIONARIO:



1. Defina los términos: oxidación, reducción y número de oxidación.

• Oxidación: La oxidación es una reacción química donde un metal o un no metal cede electrones.

• Reducción: es el proceso electroquímico por el cual un átomo o ión gana uno o varios electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación.

• Número de oxidación: se define como la suma de cargas positivas y negativas de un átomo, lo cual indirectamente indica el número de electrones que tiene el átomo. El estado de oxidación es una aproximación: la mecánica cuántica, teoría aceptada en la actualidad para describir las propiedades de partículas muy pequeñas, impide adjudicar los electrones a un átomo o a otro en una molécula.



2. Dé la definición de agente oxidante y de agente reductor.

• Agente oxidante: Sustancia que puede aceptar electrones de otra sustancia o aumentar el numero de oxidación de otra sustancia.

• Agente reductor: Sustancia que puede donar electrones a otra sustancia o disminuir los números de oxidación de la misma.



3. Proporcione ejemplos de reacciones Redox, asignando los números de oxidación e identificando el agente oxidante y agente reductor.



• 4 Fe (s) + 3 O2 (g) 2 Fe2O3 (s)

El hierro III (Fe) tiene un número de oxidación 0 y al finalizar la reacción su número de oxidación es +3. El oxígeno empieza con un número de oxidación 0 y al final su número de oxidación es de -2.

El hierro (III) se ha oxidado debido a que su número de oxidación se ha incrementado y actúa como agente reductor, transfiriéndole electrones al oxígeno, el cual disminuye su número de oxidación (se reduce) aceptando los electrones del hierro.





4. Escriba las ecuaciones químicas que representan las reacciones realizadas.

KMnO4 + HCl KCl + MnO2 + O2