Experimentacion 1 Redox

EXPERIMENTO I REACCIONES OXIDO REDUCCIÓN (REDOX) DETERMINAR LA CONCENTRACION DE AGUA OXIGENADA COMERCIAL.

Objetivos

Se determinara la concentración de agua oxigenada en peróxido de hidrogeno. Partiremos de que las disoluciones de H2O2 en peróxido de hidrógeno tienen una concentración variable que oscila entre 3% y el 30%

Fundamentos

Se ha definido la oxidación como: ¥la perdida de electrones por un átomo¦, y la reducción como: ¥la ganancia de electrones¦. Cualquier reacción que comprenda uno de estos procesos tiene que implicar también, por necesidad, al otro; pues si un átomo pierde electrones, otro ha de ganarlos. Por eso, estas reacciones se denominan oxidación £ reducción o REDOX. Cuando un metal se corroe, pierde electrones y forma cationes. Por Ejemplo, el Calcio es atacado vigorosamente por ácidos para formar iones calcio Ca2

Ca(s)+ 2H(ac)Ca2(ac)+ H2(g)

Cuando un átomo, Ion o molécula adquiere una carga más positiva (es decir, cuando pierde electrones), decimos que se oxida. La pérdida de electrones por parte sustancia se denomina oxidación. Así, el Calcio, que no tiene carga neta, se oxida (sufre oxidación) en la ecuación de arriba formando Ca2+

Empleando el término oxidación porque las primeras reacciones de este tipo se estudiaron con oxígeno. Muchos metales reaccionan con O2

En aire para formar óxidos metálicos. Cuando un átomo, Ion o molécula adquiere una carga más negativa (gana electrones), decimos que se reduce, la ganancia de electrones por parte de una sustancia se denominan reducción. Si un reactivo pierde electrones, otro debe ganarlos; la oxidación de una sustancia siempre va acompañada por la reducción de otra al transferirse electrones de una a la otra. OXIDACIÓN DE METALES CON ACIDOS Y SALES Los metales reaccionan con ácidos formando sales e Hidrogeno gaseoso. Ej.: el magnesio metálico reacciona con ácido clorhídrico para formar cloruro de magnesio e hidrogeno gaseoso:

Mg(g)+ 2HCl(ac) MgCl2(ac)+ H2(g)

El metal es oxidado por el ácido para formar el catión metálico; el Ion H+ del ácido se reduce para formar H2

Podemos usar la serie de actividad para predecir el resultado de reacciones entre metales y las sales metálicas o los ácidos. Cualquier metal de la lista puede ser oxidado por los iones de los elementos que están debajo de él. Por ejemplo, el cobre está arriba de la plata en la serie. Por tanto, el cobre metálico será oxidado por iones de plata, como se muestra en la figura.

Cu(s)+ 2Ag(ac)Cu2(ac)+ 2Ag(s)

Numero de Oxidaciones aplican a la formación de compuestos iónicos como el CaO y a la reducción de iones Cu2+ por Zn. Sin embargo, estas definiciones no se aplican a la formación del cloruro de hidrogeno (HCl) ni del Óxido de Azufre

(SO2)H2(g)+ Cl2(g)2HCl(g)+S(s)+ O2(g)+SO2(g)

Como el HCl y el So2 no son compuestos iónicos, sino moleculares, en realidad no se transfieren electrones durante la formación de estos compuestos, como si ocurre en el caso de CaCO. Para tener un seguimiento de los electrones en las reacciones redox, es conveniente asignar un número de oxidación a los reactivos compuestos y productos. El número de oxidación de un átomo significa el número de cargas que tendrían un átomo en una molécula (O en un compuesto iónico) si los electrones fueran transferidos completamente. Por ejemplo las ecuaciones anteriores para la formación de HCl y So, se podrían escribir como:

H2(g)+Cl2(g)2HCl(g)

S(g)+O2(g)SO2(g)

Tipos de reacciones redox

Existen cuatro tipos de reacciones redox: de combinación, de descomposición, de desplazamiento y de disimulación.

Reacciones de descomposición

Este tipo de reacción se puede representar como

A + B

Si cualquiera de los reactivos A o B es un elemento, la reacción es de tipo redox por naturaleza. Las reacciones de combinación son aquellas en las que dos o más sustancias se combinan para formar un solo producto. Por ejemplo:

S(s)+O2(g)SO2(g)

Reacciones de descomposición

Son lo opuesto de las reacciones de combinación. Concretamente una reacción de descomposiciones la ruptura de un compuesto en dos o más componentes

CA + B

Si cualquiera de los productos A o B es un elemento, entonces a reacción es redox por naturaleza. Por ejemplo:

2HgO(s)2Hg(I)+O2(g)

Reacciones de desplazamiento

Un Ion (o átomo) de un compuesto se remplaza por un Ion (o átomo) de otro elemento:

A + BCAC + B

La mayoría de las reacciones de desplazamiento se agrupan en tres subcategorías: desplazamiento de hidrogeno, desplazamiento de metal, desplazamiento de halógeno.

Desplazamiento de hidrógeno.

Todos los metales alcalinos y algunos metales alcalinotérreos (Ca, Sr y Ba), que son los más reactivos de los elementos metálicos, desplazaran al hidrogeno del agua fría.

2Na(s)+3H2O2NaOH(ac)+H2(g)

Los metales menos reactivos, como el aluminio y el hierro, reaccionan con vapor de agua para cargas hidrógeno:

2Al(s)+3H2O(g)Al2O3(ac)+3H2(g)

Muchos metales, incluidos los que no reaccionan con el agua, pueden desplazar al hidrogeno delos ácidos. Por ejemplo, el Zinc (Zn) y el Magnesio (Mg) no reaccionan con agua, pero si con el ácido clorhídrico:

Zn(s)+2HCl(ac)ZnCl2(ac)+H2(g)

Desplazamiento del metal. Un metal también puede ser desplazado por otro metal en estado libre. Ya se han visto ejemplos de reemplazo de iones de cobre por zinc y de iones de plata por cobre. Una forma sencilla de predecir si en realidad va a ocurrir una reacción de desplazamiento de un metal o de hidrogeno, es referirse a una serie de actividad (algunas veces denominada serie electroquímica).Las reacciones de desplazamiento de metal tiene muchas aplicaciones en los procesos metalúrgicos, en los cuales interesa separa metales puros a partir de sus minerales. Por ejemplo el Vanadio se obtiene por tratamiento de oxido de vanadio (V) con calcio metálico

V2O5(s)+5Ca(i)2V(i)+5Ca0(s)

Desplazamiento de Halógenos. El comportamiento de halógenos en reacción de desplazamiento de halógenos se puede resumir en otra serie de actividad

F2>Cl2>Br2>I2

La fuerza de estos elementos como agentes oxidantes disminuye conforme se avanza flúor al yodo, así el flúor molecular puede remplazar a los iones cloruro. Bromuro y yoduro en disolución. Las ecuaciones de desplazamiento son:

Cl2(s)+2KBr(ac)2KCl(ac)+Br2(i)

En cambio, el bromo molecular puede desplazar al Ion yoduro en disolución:

Br2(i)+2I(ac)2Br(ac)+I2(s)

Invirtiendo los papeles de los halógenos la reacción no se produce.

Reacción de dismutación

Es un tipo especial de reacción redox. En una reacción de dismutacion, un mismo elemento en un estado de oxidación se oxida y se reduce al mismo tiempo. En este tipo de reacciones, un reactivo siempre contiene un elemento que puede tener por lo menos tres estados de oxidación superior e inferior para el mismo elemento. La descomposición del peróxido de hidrogeno es un ejemplo de una reacción de dismutación:

2H202(ac)2H20(i)+O2(g)

Aquí, el número de oxidación del oxígeno (-1) en el reactivo puede aumentar a cero en el O2 y al mismo tiempo disminuir a -2 en el H2O. Otro ejemplo es la reacción entre el Cloro molecular y el NaOH en disolución:

Cl2(g)+2OH(ac)ClO(ac)+Cl(ac)+H2O(i)

Esta reacción describe la formación del ion hipoclorito (ClO), es el principal componente de los agentes blanqueadores caseros. El ion ClO- es el que se oxida las sustancias coloridas en las manchas, convirtiéndolas en compuestos incoloros-

Proceso experimental

1. Se toman 10 ml de agua oxigenada comercial y después de introducirlos en una probeta se diluye con agua destilada hasta 100 ml cambiando la concentración actual de agua oxigenada

2. Se vierten 10 ml de la solución anterior en un Erlenmeyer con 25 ml de agua destilada y posteriormente 10 ml de H2SO4 6M

3. Se llena una bureta de 50 ml con la disolución de permanganato de potasio 0.02 M

4. Una vez teniendo todas las soluciones listas se realizó una valoración sosteniendo el seguro de la bureta de manera delicada y liberando gota por gota la solución de permanganato sobre H2O2 y H2SO4 6M agitando a la vez con su mano derecha el Erlenmeyer la adición de permanganato se termina cuando se ve un color rosado apenas perceptible en la solución del Erlenmeyer

5. El experimento se realiza dos veces en cada ensayo se utilizan alrededor de 6 ml de permanganato

Resultados y discusión

Esta práctica fue repetida tres veces ya que la primera vez los cálculos estequioetricos fueron erróneos para la elaboración se la solución de permanganato la primera vez se calculó que se deberían agregar 0.79 gramos de permanganato con esta masa de permanganato nuestra disolución resulto ser muy concentrada por lo cual al momento de titularla nuestro volumen era demasiado al realizarse por segunda vez se corrigió ese dato resultando una masa de .079 por lo que la disolución anterior procedimos a disolverla hasta que nos quedara una solución 0.02 molar de permanganato .

A pesar de haber realizado este cambio nuestro volumen no era el apropiado y el color en la muestra era muy potente se procedió a investigar el por qué y después se llegó a la conclusión de que este tipo de experimentación necesitaba que la solución de permanganato estuviera caliente antes de titularse por lo cual se proporcionó un calor de 80°c ala solución antes de ser utilizada.

Ya que la solución duro dos semanas guardada antes de utilizarse se procedió a decantar el líquido dejando los asentamientos en el frasco con todas las dudas aclaradas se procedió a realizar la titulación obteniendo así un volumen especifico de entre 16.5 y 17 ml de volumen utilizado después de dos titulaciones fallidas ya que al pasarse la titulación se tornaba a un color marrón potente (en las siguientes imágenes exponemos lo ya presentado)

Conclusión y expectativas

Se comprobó la metodología utilizada para determinar las concentraciones no solo en el agua oxigenada comercial sino también en cualquier otra sustancia de la cual se dese saber la concentración esta práctica además ayudo a reafirmar que no siempre hay que dudar de los cálculos y comprobarlos antes de realizar una experimentación he informarse adecuadamente del tema deseado

Bibliografías

Atkins P. y Jones L. Química. Moléculas. Materia. Cambio. Ed. Omega S.A. 1998. Tercera edición.

Kotz J.C. y Treichel P.M. Química y Reactividad química.

Editorial Cengage Learning / Thomson Internacional. 2005. Sexta edición

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