REACCIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN.

REACCIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN

Rahalfy Tatis

Fabio Palma

Luis Ardila

Joseph Herrera

Luis Triana

Resumen

En la pasada experiencia se trabajó con sustancias capaces de conducir la energía eléctrica (electrolitos), éstas eran CuSO4 y ZnSO4 la cuales estaba interconectadas por una cinta empapada de NH4Cl. Se buscó determinar cuál de estos compuestos se comportaba como cátodo y cual como ánodo, es decir, determinar porqué se generaba corriente eléctrica. Éste valor se evaluó con un multímetro. Luego, se formó un sistema en serie con el montaje de otros grupos y se evaluó el valor de la fuerza electromotriz generada. Se conectó un diodo Led de 1.5V a dicho montaje. Posterior a ello, se usaron limones unidos a placas de cobre y zinc y se evaluó el voltaje de ese sistema

Palabras claves: ánodo, cátodo, oxidación, reducción

INTRODUCCIÓN

Una reacción de oxidación-reducción o abreviadamente una reacción redox, es aquella en la cual ocurre una transferencia de electrones. La sustancia que gana electrones se denomina oxidante y la que los cede se llama reductor. Por lo tanto,  el oxidante se reduce (le sucede una reducción) y el reductor se oxida (le acontece una oxidación). Cuando un metal se corroe, pierde electrones y formas cationes. Por ejemplo, los ácidos atacan vigorosamente al calcio para formar iones calcio, (Ca2+)[1] :

Ca(s) + 2H+(ac)                     Ca2+(ac) + H2(g)[pic 2]

Cuando un átomo, ion o molécula adquiere  una carga más positiva (es decir, cuando pierde electrones por parte de una sustancia se denomina oxidación) Así, el calcio que no tiene carga neta, se oxida (sufre oxidación) en la ecuación anterior y forma Ca2+

Se empleó el término oxidación porque las primeras reacciones de este tipo que se estudiaron exhaustivamente fueron reacciones con oxígeno. Muchos metales reaccionaron directamente con oxígeno en aire para formar óxidos metálicos. En estas reacciones, el metal pierde electrones que el oxígeno capta, y se forma un compuesto iónico del ion metálico y el ion oxido. Un gran número de reacciones químicas transcurren con la perdida formal de electrones de un átomo y la ganancia de ellos por otro. La ganancia de electrones recibe el nombre de reducción y la perdida de electrones oxidación. El proceso global se denomina oxido-reducción o reaccione redox. La especie que suministra electrones es el agente reductor (se oxida) y la que los gana es el agente oxidante (especie que se reduce). Estos hechos muestran que las reacciones redox se asemejan al ácido-base según la definición de Brönsted, pero en lugar de transferirse protones desde un ácido a una base, en el caso de la oxido-reducción se transfieren electrones desde el agente reductor al oxidante [2]

[pic 3]

Las reacciones de óxido-reducción que ocurren espontáneamente, pueden ser utilizadas para generar energía eléctrica. Para ello es necesario que la transferencia de electrones no se realice directamente, es decir, que la oxidación y la reducción sucedan en espacios separados. De esta manera, el flujo de electrones desde el agente reductor hacia el agente oxidante, se traduce en una corriente eléctrica, que se denomina corriente galvánica, en honor a Luigi Galvani (1737-1798), físico italiano que estudió estos fenómenos. Las celdas electroquímicas, conocidas también como celdas galvánicas o voltaicas, son los dispositivos en los cuales se realiza este proceso. En una celda electroquímica los reactivos se mantienen en compartimentos separados o semiceldas, en las cuales se realizan las semi-reacciones de oxidación y reducción separadamente. Una semicelda consta de una barra de metal que funciona como electrodo y que se sumerge en una solución acuosa compuesta por iones del mismo metal, provenientes de una sal de éste [3]

METODOLOGIA EXPERIMENTAL

Parte1:

Inicialmente en un vaso de precipitados de 100 mL, se adicionó 80 mL de sulfato de cobre (II), (CuSO4, 1 M) y en otro vaso de precipitado del mismo volumen se adicionó 80 mL  de sulfato de zinc (II), (ZnSO4, 1M).  Se le agregó una tira de papel filtro empapada de  disolución de cloruro de amonio (NH4Cl, 0.1 M)  y lo colocamos extremo en cada vaso. Introducimos una lámina  de cobre en la disolución de sulfato de cobre y una lámina de zinc en la de sulfato de zinc .  A continuación  usando un par de cables caimanes, se concetóuno a los extremos de las placas y el otro al multímetro. Se observó la cantidad de voltaje que marcaba este instrumento. Luego, se conectó en serie el montaje con el de otro grupo, seguidamente con dos puentes, de igual forma con 3 y 4 puentes, en cada uno se observó el cambio de voltaje. Posteriormente, se conectó un diodo LED de 1,5V al montaje con 4 puentes y se observó lo ocurrido.

Parte 2.

Se conectaron las placas de Zn y Cu a un limón, luego se conectaron los caimanes con un extremo en cada placa y el otro extremo al multímetro colocado previamente en unidades de voltaje y se procedió a tomar la medida.

RESULTADOS Y DISCUSIÓN

La oxidación es la pérdida de uno o más electrones de un átomo, ion o molécula, mientras que la reducción es ganancia de electrones. La pérdida de electrones de alguna especie química siempre está acompañada por una ganancia de electrones de otra especie.

Una oxidación de reducción, comúnmente llamada reacción redox, es la que tiene lugar entre un agente reductor y uno oxidante:

  Ox1 + Red2              Red1 + Ox2      (I)[pic 4][pic 5]

Ox1 se reduce a Red1, y Red2 se oxida a Ox2. Ox1 es el agente oxidante y Red2 es el reductor. La tendencia reductora u oxidante de una sustancia dependerá de su potencial de reducción. Una sustancia oxidante tenderá a tomar un electrón o más, y se reducirá a un estado inferior de oxidación:

  Ma+   +   ne-                  M (a-n)+       (II)[pic 6]

Por ejemplo, Fe3+ + e-              Fe2+. A la inversa, una sustancia reductora tiende a ceder uno o más electrones y a oxidarse:[pic 7]

Ma+                M (a-n)+  +   ne-       (III)[pic 8]

Por ejemplo, 2I-              I2 + 2e- [4][pic 9]

PRIMERA PARTE (Adición de 80ml de CuSO4 0.1M en un beaker y adición de 80mL de ZnSO4 0.1M en otro beaker unidos por una tira recubierta de NH4Cl)

A la solución de CuSO4 se le añadió una pequeña placa de cobre y a la solución de ZnSO4 se le adicionó una placa de Zinc. Inicialmente, cuando se intentó determinar el voltaje de amabas disoluciones usando el multímetro, éste marcó un valor de 0. Los cambios que se producen en el electrodo o la disolución como consecuencia de este equilibrio son demasiado pequeños para poder ser medidos. Las medidas deben basarse en una combinación de dos semicélulas (un electrodo sumergido en una disolución que contiene iones del mismo metal) distintas. [5]

Luego, cuando se interconectó a ambas soluciones con un puente salino de cloruro de amonio, el multímetro marcó un valor del voltios de 1.04:

[pic 10]

Imagen1. Valor registrado por el multímetro digital.

Este dispositivo  experimental es conocido como pila de Daniell, con los electrodos Cu+2/Cu y Zn+2/Zn, unidos mediante un puente salino de cloruro de amonio.

El Zinc se oxida de Zn a Zn2+ y el cobre se reduce de Cu2+ a  Cu.  El zinc actúa como ánodo y el cobre actúa como cátodo. Las reacciones que ocurren son las siguientes:

Znº (s) → Zn+2 (ac) +  2e-(ánodo)

 Cu+2 (ac) + 2e- → Cuº(s) (cátodo)

El zinc  se oxida perdiendo electrones pasando a su estado oxidado, mientras que el cobre se reduce pasando a su forma reducida. Para completar el circuito eléctrico, las disoluciones se conectaron mediante un conductor por el que puedan pasar los cationes y aniones desde un compartimiento al otro. [6] Surge una pregunta ¿Cuál es en sí el trabajo del cloruro de amonio en este experimento? La función del puente de cloruro de amonio consistió en compensar las cargas, es decir, del lado del  ánodo donde hay mayor número de cargas positivas un flujo de iones Cl- estabilizara la solución, al mismo tiempo un flujo de iones NH4+compensara las cargas positivas perdidas por la reducción del lado del cátodo.[7] . Sin embargo determinar experimentalmente quién hacía el papel de cátodo y quién de ánodo no fue inmediatamente conocido. Para conocer el electrodo en el que se produce la oxidación, sólo hace falta un voltímetro preparado para medir en corriente continua. La aguja se moverá en la escala (voltaje positivo si el voltímetro es digital) siempre que el electrodo en que se realiza la oxidación (-) esté conectado al polo negativo del multímetro, y aquel en que se realiza la reducción (+) al positivo.

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