#5 Tipos de reacciones

Universidad Tecnológica de Panamá

Facultad: Eléctrica

#5

Tipos de reacciones

Integrantes:

Rodrigo Rodríguez   8-934-22

Reginald Muir        8-941-1469

Mayrenis Mendoza    8-938-10

Edith Bernuil         8-941-1560

Fecha:

05/20/2017

Día:

Lunes

Objetivos

1. Analizar las características de una reacción de oxidación – reducción.

2. Identificar las sustancias que se oxidan y las que se reducen en una reacción redox.

3. Determinar el flujo de electrones en una reacción de oxidación – reducción mediante la aparición de colores en una solución cerca del nodo y ctodo.

Materiales

Vidrio reloj – Gradilla

Gotero – Alambre

Policial – Batería de 6-V (1 por cada 2 parejas)

Clavo de hierro 4” – Vaso Químico 400mL

Tubos de ensayos 16x150mm – Papel lija (1 por pareja)

Reactivos

Solución de HCl 2M – Solución de AgNO3 al 10%

Solución de K3Fe (CN)6 0.02M

Cu (Lámina) – Solución de fenolftaleína

Zinc (Granallas) – Solución de CuSO4

Introducción

Una Reacción redox es aquella en la que los elementos o compuestos implicados sufren un cambio en sus estados de oxidación. Se caracteriza fundamentalmente por estar constituida por los procesos de oxidación y reducción en los que la sustancia química gana o pierde electrones disminuyendo o aumentando su valencia. En el proceso de oxidación el elemento o compuesto pierde electrones, de tal manera que su valencia aumenta.

La sustancia que sufre una oxidación es denominada agente reductor. En el proceso de reducción la especie química gana electrones disminuyendo así su valencia. Esta sustancia recibe el nombre de agente oxidante. Las reacciones de óxido-reducción fundamentan el funcionamiento de las celdas galvánicas, por ejemplo, y están presentes en diversos procesos metabólicos tales como la fotosíntesis y la respiración aerobia.

Procedimiento

I parte. Reacciones Redox.

1. Coloque dos mL de una solución e nitrato de plata al 10% en un tubo de ensayo 13 x 100 mm, añádale una lámina de cobre. Observe qué le sucede a la solución y al cobre. Anote sus resultados.

[pic 1]

Rápidamente ocurre la reacción donde el cobre desplaza a la plata quedando nitrato de cobre (II) y plata sólida.

Reacción:      AgNO3  +  Cu  -----> Cu (NO3)2  +  Ag

[pic 2][pic 3][pic 4]

[pic 5]

[pic 6]

2 Ag +1 + 2 e- + Cu 0    ---->    2 Ag 0 + Cu +2  + 2e-[pic 7]

Ecuación Balanceada:    2 AgNO3    +   Cu   ---->   Cu (NO3)2    +  2 Ag

1. Coloque 2 mL de la solución de sulfato de cobre (II) 0,5 M en un tubo de ensayo 13x 100 mm. Añádale una lámina de zinc. Observe qué le sucede a la solución y al zinc.

[pic 8]

En esta reacción ocurre que el Zn desplaza al cobre; Después de un rato se pudo observar que se desprendió el cobre sólido.

Reacción:      CuSO4  +  Zn -----> ZnSO4  +  Cu

[pic 9][pic 10][pic 11][pic 12][pic 13][pic 14]

[pic 15]

[pic 16][pic 17]

Cu +2 + 1 e- + Zn 0    ---->    Cu 0 + Zn +2  + 1e-

Ecuación Balanceada:     CuSO4  +  Zn -----> ZnSO4  +  Cu

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. Observe qué le sucede a la solución y al cobre. Anote Resultados.

[pic 18]

HCl   + Cu  ---->  Esta reacción no ocurre.

El cobre es uno de los menos activos, así que no puede sacar al hidrógeno del HCl.

1. Coloque 2 mL de una solución de ácido clorhídrico 2M en un tubo de ensayo 13 x 100 mm. Añádale una lámina de zinc. Observe qué le sucede a la solución y al Zinc. Anote sus resultados.

[pic 19]

Se pudo observar que se el zinc es más activo que el hidrogeno por lo que este lo desplaza y queda hidrogeno gaseoso y cloruro de zinc de un color blanco con Desprendimiento de Gases.

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