INFORME LABORATORIO Nº6 “Reacciones de Oxido – Reducción (Redox)”
Enviado por Dominga Alvear Matus • 20 de Agosto de 2016 • Informes • 3.472 Palabras (14 Páginas) • 759 Visitas
[pic 1]
INFORME LABORATORIO Nº6
“Reacciones de Oxido – Reducción (Redox)”
Química
Sección 4.1
Integrantes: Dominga Alvear
Alicia Inzunza
Nombre Profesor práctico: Ximena Díaz
Nombre Profesor ayudante: Marcela Saavedra
Fecha entrega: 12 de Agosto, 2016
INTRODUCCION
Las reacciones de reducción-oxidación (conocidas como reacciones redox), son las reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de elementos químicos, uno oxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidada respectivamente). Las reacciones redox forman una parte importante del mundo que nos rodea. Abarcan desde la combustión de combustibles fósiles, hasta la acción de blanqueadores domésticos. Asimismo, la mayoría de los elementos metálicos y no metálicos se obtienen a partir de sus minerales por procesos de oxidación o de reducción. Muchas reacciones redox importantes se llevan a cabo en agua, pero esto no implica que todas las reacciones sucedan en medio acuoso. Como ejemplo consideremos la formación del óxido de magnesio (MgO) a partir del magnesio y el oxígeno.[pic 2]
El óxido de magnesio (MgO) es un compuesto iónico formado por iones Mg2+ y O2-. En esta reacción, dos átomos de Mg ceden o transfieren cuatro electrones a dos átomos de O (en el O2). Por conveniencia, este proceso se visualiza como en dos etapas, una implica la pérdida de cuatro electrones por los átomos de Mg, y la otra, la ganancia de los cuatro electrones por la molécula de O2:[pic 3]
[pic 4]
Cada una de estas etapas de denominan semireacción, y explícitamente muestra los electrones transferidos en la reacción redox. La suma de las semireacciones produce la reacción global:
[pic 5]
O si se cancelan los electrones que aparecen en ambos lados de la ecuación,[pic 6]
Por último, los iones de:
[pic 7]
se combinan para formar MgO:
[pic 8]
El término reacción de oxidación se refiere a la semireacción que implica la pérdida de electrones donde el donador de electrones es el agente reductor. Una reacción de reducción es una semireacción que implica una ganancia de electrones donde el que acepta es el agente oxidante.
Los objetivos principales de este laboratorio es aprender a interpretar los procesos de óxido – reducción, construir una pila electroquímica y medir el voltaje que produce esta y finalmente mediante ensayos con diferentes metales, determinar variables significativas en procesos de corrosión en estos metales
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
- En un vaso precipitado se coloca 40 ml de (0.1 M) y en el otro vaso precipitado se coloca 40 ml de (0.1 M), se enciende el tester y se gira la perilla hacia la izquierda hasta donde indica el numero 20, quedando este en 0.00 volt, luego se coloca en la pinza de color negro, una lámina de zinc y en la pinza de color rojo una lámina de cobre y se introduce la pinza de color negro en la solución de zinc y la pinza de color rojo en la solución de sulfato de cobre, luego se introduce el puente salino cada extremo de este, en cada vaso precipitado y se verificar el nuevo voltaje que aparece en el tester.[pic 9][pic 10]
- En un vaso precipitado, se debe agregar 50 ml de KI (0,1 M), más 1 ml de almidón y 1ml de fenolftaleína, mientras que a la batería se le enrolla un alambre con una lámina de grafito (mina), dos en total, una para el cátodo y otra para el ánodo, los que se deben sumergir en la solución de Yoduro de Potasio y observar si hay alguna reacción.
- Se rotulan tubos de ensayo del 1 al 18.
En el tubo 1 se coloca en el interior un pedazo de lámina de cobre, muy pequeño, el que se sumerge con 8 gotas de una solución de (0.1 M) y observar si hay alguna reacción.[pic 11]
En el tubo 2 se coloca en el interior una pequeña muestra de lámina de magnesio, el que se sumerge con 10 gotas de (0.1 M) y observar si hay alguna reacción.[pic 12]
En el tubo 3 se coloca en el interior una pequeña muestra de cinta de zinc, el que se sumerge con 12 gotas de (0.1 M) y observar si hay alguna reacción.[pic 13]
En el tubo 4 se coloca una pequeña bolita de hierro, la cual se sumerge con 20 gotas de (0.1 M) y observar si hay alguna reacción.[pic 14]
En el tubo 5 se coloca en el interior un pedazo de lámina de cobre, muy pequeño, el que se sumerge con 5 gotas de una solución de (0.1 M) y observar si hay alguna reacción.[pic 15]
En el tubo 6 se coloca en el interior una pequeña muestra de lámina de magnesio, el que se sumerge con 9 gotas de (0.1 M) y observar si hay alguna reacción.[pic 16]
En el tubo 7 se coloca en el interior una pequeña muestra de cinta de zinc, el que se sumerge con 7 gotas de (0.1 M) y observar si hay alguna reacción.[pic 17]
En el tubo 8 se coloca una pequeña bolita de hierro, el que se sumerge con 9 gotas de (0.1 M) y observar si hay alguna reacción.[pic 18]
En el tubo 9 se coloca en el interior un pedazo de lámina de cobre, muy pequeño, el que se sumerge con 7 gotas de (3 M) y observar si hay alguna reacción.[pic 19]
En el tubo 10 se coloca en el interior una pequeña muestra de lámina de magnesio, el que se sumerge con 5 gotas de (3 M).[pic 20]
En el tubo 11 se coloca en el interior una pequeña muestra de cinta de zinc, el que se sumerge con 8 gotas de (3 M).[pic 21]
En el tubo 12 se coloca una pequeña bolita de hierro, la cual se sumerge con 6 gotas de (3 M).[pic 22]
En el tubo 13 se mezclan 10 gotas de NaBr (0.1 M) con 10 gotas de (0.1 M). [pic 23]
En el tubo 14 se mezclan 10 gotas de NaCl (0.1 M) con 10 gotas de (0.1 M). [pic 24]
En el tubo 15 se mezclan 10 gotas de NaI (0.1 M) con 10 gotas de (0.1 M).[pic 25]
En el tubo 16 se mezclan 10 gotas de NaBr (0.1 M) con 10 gotas de NaClO (0.1 M).
En el tubo 17 se mezclan 10 gotas de NaCl (0.1 M) con 10 gotas de NaClO (0.1 M).
...