INFORME #7 “REACCIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN”

INFORME #7 “REACCIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN”

Msc. Hugo Nelson Acila Arias

UNIVERSIDAD DEL CAUCA

INTRODUCCION

A las reacciones en las que los átomos experimentan cambios en su número de oxidación se denominan reacciones de oxidación–reducción o redox. Ellas implican o parecen implicar, transferencia de electrones. La oxidación se define como, un aumento algebraico en el número de oxidación y corresponde a una pérdida real de electrones. La reducción se refiere a una disminución algebraica en el estado de oxidación y corresponde a una ganancia de electrones. Los electrones no pueden crearse o destruirse, por ello la oxidación y la reducción deben ocurrir simultáneamente en las reacciones químicas ordinarias, y en la misma cantidad.

Cabe destacar, que se llama agente oxidante a la sustancia que oxida a la otra sustancia, de la misma forma que se llama agente reductor a la sustancia que reduce a la otra sustancia.

En la práctica se identificó la presencia de catalizadores que se es una sustancia que está presente en una reacción química en contacto físico con los reactivos, y acelera, induce o propicia dicha reacción sin actuar en la misma.

Las situaciones que se vieron en la práctica, implicaron una sucesión de cambios de color y las atribuimos a cambios en el estado de oxidación.

1. METODOLOGIA

Con la ayuda de una gradilla, se organizaron y enumeraron los tubos de ensayo, a los que equitativamente, les correspondía una lámina de cobre si eran impares, y una lámina de zinc si eran pares.

Tubos de ensayo #1 y #2: se añadió una solución de permanganato de potasio (KMnO4) acidulada con 5 gotas de ácido sulfúrico (H2SO4)

Tubos de ensayo #3 y #4: se adicionó 0.5 mL de Sulfato de cobre (CuSO4) (II).

Tubos de ensayo #5 y #6: en cada uno adicionamos 0.5 mL de solución diluida de nitrato de zinc [Zn (NO3)2]

Tubos de ensayo #7 y #8: se agregó 0.5 mL de solución diluida de nitrato de cobre [Cu(NO3)2] (II).

Tubos de ensayo #9 y #10: se puso 0.5 mL de ácido clorhídrico (HCl).

Tubos de ensayo #11 y #12: se añadió 0.5 mL de ácido nítrico concentrado (HNO3).

2. ANALISIS DE RESULTADOS

Al ser esta una práctica cualitativa, se describirán y se discutirán las observaciones en cada uno de los tubos de ensayo enumerados del 1 al 12; teniendo en cuenta que los impares contenían una lámina de cobre y los pares una lámina de zinc. Se resalta que la lámina de cobre presenta coloración rojiza, y que por el contrario la lámina de zinc es de color gris; las dos presentan brillo característico de los metales.

tubo de ensayo #1: Al agregar la solución de permanganato de potasio, acidulada con ácido sulfúrico, se notó que la reacción era exotérmica y que inicialmente la solución presenta un cambio de coloración demorado a rojizo, luego se observó que el conjunto adquiere un color marrón oscuro y se forman unas burbujas bien definidas en la pared del tubo de ensayo.

La reacción produce un desprendimiento de gases, que se puede explicar por la siguiente ecuación de óxido-reducción:

2Cu (s) + KMnO4 (ac) → 2CuSO4 (ac) + KMnO2 +2H2O

De la reacción podemos extraer semi-reacciones de óxido-reducción, que se presentan a continuación:

Cu0 → Cu+2 – 2e- Oxidación (perdida de electrones).

Mn+7→ Mn+3 + 4 e- Reducción (ganancia de electrones).

La ecuación anterior nos describe el proceso mediante el cual, el cobre solido (Cu)(s) pasa de un estado de oxidación 0 a +2, con ayuda del permanganato de potasio (KMnO4) que pasa de un estado de oxidación de +7 a +3 Cuando el K2MnO4 es acidulado con H2SO4 la solución se torna marrón oscura, debido al manganeso, que es un elemento bastante abundante cuyo mineral principal es la pirolusita, MnO2, tiene su aplicación más importante en la producción de acero. El Mn (estado de oxidación +7) es de color violeta que era el color que observamos antes de que ocurriera la reacción, pues cuando esta aconteció se obtuvo KMnO2, que tiene un color característico marrón, y eso fue lo que se vio en la reacción. Es el ácido sulfúrico quien propicia el medio acido para que el KMnO2 se tornara marrón.

Tubo de ensayo #2: Al agregar al tubo de ensayo #2, 0.5mL de una solución de permanganato de potasio, acidulada con ácido sulfúrico, se notó un cambio en la coloración de este primero de un color rojizo, a uno amarillo, después a una tonalidad verde, hasta que finalmente tomo un color casi incoloro, esto se debe al Mn, que proviene del compuesto químico (KMnO4), formado por potasio (K+) y permanganato (MnO4)-, que presenta un color violeta intenso como el observado inicialmente; Pero que en soluciones acidas como la realizada en la práctica su reducción suele llegar hasta el catión Mn+2, que da un color incoloro.

5Zn+2KMnO4+8H2SO4 → K2SO4+2MnSO4 + 5ZnSO4 + 8H2O

De la reacción podemos extraer las siguientes semi-reacciones:

Zn0 → Zn+2 – 2e- Oxidación (perdida de electrones).

Mn+7→ Mn+2 + 5 e- Reducción (ganancia de electrones).

Se estableció entonces que el estado de oxidación del zinc cambia de 0 a +2, por otro lado, se identificó un cambio en el estado de oxidación del manganeso de +7 a +2. Se puede concluir que en esta reacción el zinc (Zn) se oxida, ya que este pierde electrones, por otra parte, el manganeso (Mn) se reduce, ya que esta gana electrones. En el mismo sentido se puede ultimar que el Zn actúa como agente reductor y el Mn por su composición, actuó como agente oxidante. Se pudo establecer que hubo una reacción, porque se presenció liberación de gases y cambio en el color, de las observaciones también se puede concluir que el permanganato es el que se gasta en la reacción y que el catalizador de ésta es el zn, pues permanece intacto, por definición se sabe que el catalizador entra en contacto físico con los reactivos, y acelera la reacción, sin actuar en la misma, se comprobó que esta era el catalizador porque al finalizar la reacción, este seguía conservando todas sus propiedades físicas.

Tubo de ensayo #3: Se

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