Oxido-Reducción.
Enviado por waltereduardo • 14 de Junio de 2016 • Informes • 2.040 Palabras (9 Páginas) • 203 Visitas
Informe de Laboratorio de Química para Ingeniería Industrial.
Tema: Oxido-Reducción.
Introducción teórica:
La electroquímica es la rama de la química que estudia las transformaciones entre la energía eléctrica y la energía química.
Las reacciones de reducción-oxidación son las reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de especies químicas, uno oxidante y uno reductor.
Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber una especie que ceda electrones y otra especie que las acepte.
El reductor es aquella especie química que tiende a ceder electrones de su estructura química al medio, quedando con una carga positiva mayor a la que tenía.
El oxidante es la especie que tiende a captar esos electrones, quedando con carga positiva menor a la que tenía.
Cuando una especie química reductora cede electrones al medio se convierte en una especie oxidada, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un par redox. Análogamente, se dice que cuando una especie capta electrones del medio se convierte en una especie reducida, e igualmente forma un par redox con su precursor reducido.
Durante el proceso de oxidación el número de oxidación de la especie que se oxida, aumenta. En cambio, durante la reducción, el número de oxidación de la especie que se reduce, disminuye. El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado.
El número de oxidación: Aumenta si el átomo pierde electrones (la especie que se oxida), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos. Disminuye cuando el átomo gana electrones (la especie que se reduce), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a cederlos. Es nulo si el elemento es neutro o está sin combinar.
Una celda electroquímica es un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una reacción rédox espontánea. En estas, el ánodo es el electrodo en el que se lleva a cabo la oxidación y el cátodo, donde se efectúa la reducción.
Por otra parte una celda electrolítica es un dispositivo en el cual se utiliza energía eléctrica para inducir una reacción química no espontánea.
Objetivos:
- Verificar y determinar las distintas reacciones de oxido – reducción
- Lograr establecer la diferencia entre celda electrolítica y galvánica
Materiales utilizados:
- Tubos de ensayo.
- Vaso de precipitado.
- Soluciones varias.
- Celda galvanica.
- Celda de electrolisis.
- Elementos de limpieza.
Métodos y resultados:
I) Verificación de reacciones rédox:
En tres tubos de ensayo colocar, 0.5 ml de solución Zn(NO3)2, Cu(NO3)2, Pb(NO3)2 respectivamente (todas de concentración 0.05M).
Agregar a cada uno un trozo pequeño de Zn, Cu y Pb
Sólido \ solución | PB(NO3)2 | Cu(NO3)2 | Zn(NO3)2 |
Pb0 | - | El Pb sólido se vuelve de color negro. La solución verde claro. | NO HAY REACCIÓN |
Cu0 | NO HAY REACCIÓN | - | NO HAY REACCIÓN |
Zn0 | El Zn se disuelve, se oscurece. La Sc. igual | El Zn se oscurece. La Solución sigue igual. | - |
Entonces tomando en los casos donde se supone reacción:
Ox) Pb0 ==> Pb2+ + 2e- E0= 0,126 V Ox) Zn0 ==> Zn2+ + 2e- E0= 0,763 V
Red) Cu2+ + 2e- ==> Cu0 E0= 0,337 V Red) Pb2+ + 2e- ==> Pb0 E0=-0,12V Pb0 + Cu2+ ==> Cu0 + Pb2+ ΔE0= 0,463 V Zn0 + Pb2+ ==> Pb0 + Zn2+ ΔE0= 0,637 V
E = (0,463 + 0,0593/2 ∙ Log (0,05/0,05)) => E = 0,463 V. E = (0,637 + 0,0593/2 ∙ Log (0,05/0,05)) => E = 0,637 V.
Ox) Zn0 ==> Zn2+ + 2e- E0= 0,763 V
Red) Cu2+ + 2e- ==> Cu0 E0= 0,337 V
Zn0 + Cu2+ ==> Cu0 + Zn2+ ΔE0= 1,100 V
E = (1,100 + 0,0593/2 ∙ Log (0,5/0,5)) => E = 1.100 V.
II) Celda galvánica:[pic 1]
Construir un pila constituída por semipilas Zn(s) / Zn2+ (0.5 M) y Cu(s) / Cu2+ (0.5 M)
Voltaje sin el puente salino: 0,000 V.
Voltaje con el puente salino: 0.885 V.
Ox) Zn0 ==> Zn2+ + 2e- E0= 0,763 V
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