informe-nº-7-quimica-general-a1

PRÁCTICA Nº 7 Reacciones REDOX

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RESUMEN En el siguiente informe se observaron las propiedades físicas de las reacciones redox por ejemplo en la siguiente reacción: MnSO4(ac) + NaOH(ac) + Br2(ac) → MnO2(pp) + Na2SO4(ac) + NaBr(ac) + H2O(l) Notamos claramente un precipitado del MnO2(pp) que es de un color marrón. Asimismo el balanceo por el método de ión electrón:

MnSO4(ac) + NaOH(ac) + Br2(ac) → MnO2(pp) + Na2SO4(ac) + NaBr(ac) + H2O(l)

Medio básico

Oxidación: Mn2+ 4OH- → MnO2 +2H2O + 2e-

Reducción: Br2 + 2e-→ 2Br1-

Mn2+ 4OH- + Br2 → MnO2 +2Br1- + 2H2O

MnSO4(ac) 4 NaOH(ac) + Br2 → MnO2 + Na2SO4(ac) + 2 NaBr(ac) + 2H2O(l)


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INTRODUCCIÓN En el siguiente informe se verá los diferentes tipos de reacciones redox, El termino redox proviene

de reducción-oxidación, estas reacciones forman una parte importante del mundo que nos rodea.

Observaremos las diferentes propiedades físicas de las reacciones redox como por ejemplo el

cambio de color, formación de precipitado etc.

Así mismo se mostrara los pasos para poder balancear correctamente una reacción redox, el método

que usaremos en adelante será el método del ión electrón.

Los objetivos a cumplir son los siguientes:

• Comprender los conceptos de oxidación y reducción.

• Reconocer los tipos de reacciones redox mediante la observación de sus propiedades físicas

(color, formación de un precipitado, desprendimiento de gas, etc.).

• Balancear por el método del ion electrón los tipos de reacciones.

• Reconocer en una reacción el agente oxidante y el agente reductor.


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PRINCIPIOS TEÓRICOS

REACCIÓN REDOX (REDUCCIÓN-OXIDACIÓN)

Las reacciones de reducción-oxidación (también 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. Considere la

formación del óxido de magnesio (MgO) a partir del magnesio y el oxígeno

2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s)

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:

2Mg → 2Mg2+ + 4e-

O2 + 4e- → 2O2-

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:

2Mg + O2 + 4e- → 2Mg2+ + 4e- + 2O2-

O si se cancelan los electrones que aparecen en ambos lados de la ecuación,

2Mg + O2 → 2Mg2+ + 2O2-

Por último, los iones Mg2+ + O2- se combinan para formar MgO:


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2Mg2+ + 2O2- → 2MgO

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 aceptor es el agente oxidante.

EQUIVALENTE – GRAMO DE UNA REACCIÓN REDOX

El peso de 1 eq-g se calcula dividiendo el peso molecular de la sustancia entre el cambio de estado

de oxidación del mismo producto de la reacción.

BALANCE DE ECUACIONES

Todo proceso redox requiere del balanceo estequiométrico de los componentes de las semireacciones

para la oxidación y reducción.

Para reacciones en medio acuoso, generalmente se añaden iones hidrógeno (H+), hidroxilo (OH−), o

moléculas de agua, y electrones para compensar los cambios en los números de oxidación. El

método de balanceo empleado será el Método del ión electrón.

Medio ácido

En medio ácido, las cargas positivas y el agua son añadidos a las semirreacciones para balancear la

ecuación final. Del lado de la ecuación que haga falta oxígeno se agregarán moléculas de agua, y del

lado de la ecuación que hagan falta hidrógenos se agregarán cargas positivas.

Por ejemplo, cuando el Manganeso (II) reacciona con el Bismutato de Sodio.

Ecuación sin balancear:

Oxidación:

Reducción:

Ahora tenemos que agregar las cargas positivas y las moléculas de agua donde haga falta hidrógenos

y donde haga falta oxígenos, respectivamente.

Oxidación:


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Reducción:

Las reacciones se balancearán al momento de igualar la cantidad de electrones que intervienen en

ambas semirreacciones. Esto se logrará multiplicando la reacción de una semirreación por el número

de electrones de la otra semirreacción (y, de ser necesario, viceversa), de modo que la cantidad de

electrones sea constante.

Oxidación:

Reducción:

Al final tendremos:

Oxidación:

Reducción:

Como se puede ver, los electrones están balanceados, así que se procede a sumar las dos

semirreacciones, para obtener finalmente la ecuación balanceada.

Agente reductor: Mn+2 1 equiv-g = masa molecular Mn+2/ 5 = 11

Agente Oxidante: NaBiO3 1 equiv-g = masa molecular NaBiO3/ 2 = 140

Medio básico

En medio básico, se agregan Iones Hidróxido y agua para balancear las

semirreacciones. Por ejemplo, tenemos la reacción entre el Permanganato de Potasio y el Sulfito de

Sodio.

Ecuación sin balancear:

Separamos las semirreacciones en


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Oxidación:

Reducción:

Agregamos la cantidad adecuada de Hidróxidos y Agua (las moléculas de agua se sitúan en donde

hay mayor cantidad de oxígenos).

Oxidación:

Reducción:

Balanceamos la cantidad de electrones al igual que en el ejemplo anterior.

Oxidación:

Reducción:

Obtenemos:

Oxidación:

Reducción:

Como se puede ver, los electrones están balanceados, así que procedemos a sumar las dos

semirreacciones, para obtener finalmente la ecuación balanceada.

Agente reductor: Na2SO3 1 equiv-g = masa molecular Na2SO3/ 2 = 20.60

Agente Oxidante: KMnO4 1 equiv-g = masa molecular KMnO4/ 3 = 52.68


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DETALLES EXPERIMENTALES

1. Aparatos:

• 5 Tubos de ensayo

• Piceta

• Cocinilla eléctrica

• Gradilla

• Tubo de desprendimiento

• Goteros

2. Materiales:

• FeSO4 0.100 M

• MnSO4 1% peso

• HNO3(cc)

• H2S(ac)

• H2SO4 al 1% peso

• Pirita

• H2SO4 20% peso

• NaOH 1% peso

• KMnO4 0.100 M

• Pb(NO3)2 0.100 M

• Viruta de cobre

• Agua destilada

• KSCN 1% peso

• Agua de bromo

• Na2SO3 0.100 M

• H2O2 3% volumen

• HCl(cc)


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3. Procedimiento experimental – Resultados:

Agentes Oxidantes y Reductores

Ejemplo 1:

i. Se coloca en un tubo de ensayo aproximadamente 20 gotas HNO3(cc).

ii. Agregue 1 viruta de cobre al tubo de ensayo.

iii. Observe al comienzo y después de la reacción el color del gas que se produce.

iv. Deje reposar unos minutos y luego adicionar 5 mL de agua destilada.

v. Se observa que la solución adquiere al inicio un color verde intenso, que luego de

unos minutos adquiere un color celeste suave.

vi. En esta reacción se observa la formación de nitrato de cobre (II) y Óxido Nítrico

4HNO3(cc) + Cu(S) → Cu(NO3)2(ac) + 2NO2(g) + 2H2O(l)

Ejemplo 2:

i. A dos tubos de ensayo Nº1 y Nº2, agregue respectivamente 1.5 mL de solución

FeSO4 0.100 M recién preparada.

ii. A cada tubo se le adiciona 1mL de H2SO4 al 1%.

iii. Al tubo Nº 1 se le agrega un 1mL de HNO3(cc) y se procede a calentar suavemente sin

llegar a hervir.

iv. Observe las burbujas de gas NO que se forma al enfriar. Enfriar con agua potable

como refrigerante.


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v. La reacción es la siguiente:

FeSO4(ac) + H2SO4(ac) + HNO3(cc) → Fe2(SO4)3(ac) + NO(g) + H2O(l)

Medio ácido

Oxidación: ((NO3)1- + 4H+ + 3e-→ NO + 2H2O) x2

Reducción: (2Fe2+ → Fe3+2 + 2e-) x3

6Fe2+ + 2(NO3)1- + 8H+ → 3Fe3+2 + 2NO + 4H2O

6 FeSO4(ac) + 2HNO3(cc) + 3H2SO4(ac) → 3Fe2(SO4)3(ac) + 2NO(g) + 4H2O(l)

vi. Agregue a los tubos Nº 1 y 2 dos gotas de solución KSCN 1% peso.

vii. En el tubo Nº 1 se ha formado el ión complejo ojo sangre [Fe(SCN)]2+, lo que indica

la presencia del catión hierro III en la solución.

Fe3-(ac) + (SCN)-

(ac) → [Fe(SCN)]2+(ac) (color rojo sangre)

En cambio en el tubo Nº 2 se han formado 2 fases, de las cuales una es de color rojo

claro.

Reacciones de medio alcalino

i. Colocar en un tubo de ensayo 1 mL de solución MnSO4 1% peso.

ii. Agregar un 1 mL de solución NaOH 1% peso.

iii. Adicionar 3 mL de agua de bromo Br2(ac) y agitar la mezcla.

iv. Dejar reposa.

v. La ecuación química en la siguiente.

MnSO4(ac) + NaOH(ac) + Br2(ac) → MnO2(pp) + Na2SO4(ac) + NaBr(ac) + H2O(l)

Medio básico

Oxidación: Mn2+ 4OH- → MnO2 +2H2O + 2e-

Reducción: Br2 + 2e-→ 2Br1-

Mn2+ 4OH- + Br2 → MnO2 +2Br1- + 2H2O

MnSO4(ac) 4 NaOH(ac) + Br2 → MnO2 + Na2SO4(ac) + 2 NaBr(ac) + 2H2O(l)


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+

Reacciones de medio neutro

Ejemplo 1:

i. Colocar en un tubo de ensayo 1 mL de solución MnSO4 1% peso.

ii. Agregar 1 mL de solución KMnO4 0.100 M. Agitar y observar si hay cambios

iii. Luego calentar el tubo. Se observa que se vuelve a formar MnO2 como precipitado en

la reacción:

MnSO4(ac) + KMnO4(ac) + H2O(l) → MnO2(pp) + KHSO4(ac) + H2SO4(ac)

Oxidación: (Mn2+ → Mn4+ + 2e-) x3

Reducción: (Mn7+ + 3e- → Mn4+) x2

3Mn2+ + 2Mn7+ → 3Mn4+ + 2Mn4+

3MnSO4(ac) + 2KMnO4(ac) + 2H2O(l) → 5MnO2(pp) + 2KHSO4(ac) + H2SO4(ac)

+


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Ejemplo 2:

i. Colocar En un tubo de ensayo 1 mL Na2SO3 0.1 M.

ii. Agregar 1 mL de solución KMnO4 0.100 M. Agitar y observar que cambios se

producen.

KMnO4 + Na2SO3(ac) + H2O(l) → MnO2(pp) + Na2SO4(ac) + KOH(ac)

Oxidación: (S+4 → S+6 + 2e-) x3

Reducción: (Mn+7 + 3e- → Mn+4) x2

2KMnO4 + 3Na2SO3(ac) + H2O(l) → 2MnO2(pp) + 3Na2SO4(ac) + 2KOH(ac)

+

Reacciones de medio ácido

Ejemplo 1:

i. En un tubo de ensayo colocar 1 mL de solución KMnO4 0.100 M.

ii. Agregar 1 mL de H2SO4 20% peso. Luego adicionar gota a gota y

agitando 1 mL de solución de FeSO4 0.1 M recién preparada.

FeSO4(ac) + KMnO4(ac) + H2SO4(ac) → Fe2(SO4)3(ac) + MnSO4(ac) + K2SO4(ac) + H2O(l)

Oxidación: (2Fe2+ → Fe24+ + 2e

-) x5

Reducción: ((MnO4)1- + 8H+ + 5e-→ Mn2+ + 4H2O) x2


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10Fe2+ 2(MnO4)1- + 16H+ → 5Fe24+ + 2Mn2+ + 8H2O

10FeSO4(ac) 2KMnO4(ac) + 8H2SO4(ac) → 5 Fe2(SO4)3(ac) + 2 MnSO4(ac) + 8H2O

Ejemplo 2:

i. Colocar en un tubo de ensayo 1 mL de solución KMnO4 0.1 M.

ii. Agregar 1 mL de H2SO4 20% peso.

iii. Adicionar gota a gota y agitando 2 mL de solución saturada de H2S,

recién preparada.

KMnO4(ac) + H2SO4(ac) + H2S(ac) → K2SO4(ac) + MnSO4(ac) + H2O(l) + S(s)

Oxidación: (S2- → S + 2e-) x5


2(MnO4)1- + 16H+ + 5S2- → 2Mn2+ + 5S + 8H2O

2 KMnO4(ac) + 8H2SO4(ac) + 5H2S(ac) → K2SO4(ac) + 2MnSO4(ac) + 13H2O(l) + 5S(s)

Peróxido de hidrógeno H2O2

El peróxido de hidrógeno como agente oxidante:

i. En un tubo de ensayo coloque 2 mL de solución Pb(NO3)2 0.1 M.

ii. Agregue 2 mL de solución de H2S recién preparada.

iii. Caliente suavemente hasta ebullición y observar el precipitado negro que se forma:

Pb(NO3)2 + H2S(ac) → PbS(pp) + 2HNO3(ac)

iv. Decante la solución (eliminar el líquido), de tal forma que sólo quede el precipitado de

PbS en el tubo de ensayo.

v. Añada al precipitado 3 mL de solución H2O2 al 3% en volumen y caliente suavemente

la solución.

PbS(pp) + H2O2(ac) → PbSO4(pp) + H2O(l)

Oxidación: (O-12 + 2e-→ 2O2-) x4

Reducción: S2- → S+6 + 8e-

S2- + 4O-12 → S+6 + 8O2

PbS(pp) + 4H2O2(ac) → PbSO4(pp) + 4H2O(l)


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El peróxido de hidrógeno como agente reductor:

i. Colocar en un tubo de ensayo 1 mL de solución KMnO4 0.1 M.

ii. Agregar 2 mL de H2SO4 1% en peso.

iii. Adicionar 1 o 2 mL de solución H2O2 3% volumen hasta decoloración.

iv. Observar el cambio y balancear la ecuación química.

KMnO4(ac) + H2SO4(ac) + H2O2(ac) → K2SO4(ac) + MnSO4(ac) + H2O(g) + O2(g)

Oxidación: (H2O2 → O2 +2H++2e-) x5


2(MnO4)1- + 6H+ + 5H2O2 → 2Mn2+ + 8H2O + 5O2

2KMnO4(ac) + 3H2SO4(ac) + 5H2O2(ac) → K2SO4(ac) + 2MnSO4(ac) + 8H2O(g) + 5O2(g)


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CONCLUSIONES En las reacciones de oxidación y reducción o llamadas también REACCIONES REDOX se

produce un cambio químico puesto que hay transferencia de electrones. Muchas reacciones REDOX

importantes ocurren en el agua, pero esto no implica que todas las REACCIONES REDOX sucedan

en medio acuoso.

El término reacción de oxidación se refiere a la semirreación que implica una pérdida de electrones,

por otro lado la reacción de reducción es una semirreación que implica una ganancia de electrones.

Los agentes oxidantes siempre se reducen, mientras que los agentes reductores siempre se oxidan.


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RECOMENDACIONES

• Tener mucho cuidado al usar la cocinilla, ya que al estar caliente podría provocar

quemaduras si es que no tenemos cuidado con su respectivo uso, de preferencia usar pinzas

para realización de las experiencias. No manipularlo con las manos mojadas ya que funciona

con corriente.

• Cuando usemos el H2S, se debe sacar de su reciente con ayuda de la pipeta, usando la

mascarilla y los guantes ya que este compuesto apesta y contaminaría el ambiente en el

laboratorio.

• Cerrar bien todos los goteros en especial los de vidrio, ya que las soluciones se podrían

derramar y causar de esta manera algún tipo de accidentes.


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BIBLIOGRAFÍA

• Raymond Chang – Química. Mc Graw – Hill. Novena edición. México. 2007

• Academia Cesar Vallejo – Química. Lumbreras Editores. Perú. 2004

• www.es.wikipedia.org

• www.monografias.com


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ANEXOS

CUESTIONARIO

1. Balancear la ecuación iónica por el método del ión electrón:

H2O2 + I- + H+ → H2O +I2

Medio ácido

Oxidación: H2O2 + 2H+ +2e-→ 2H2O

Reducción: 2I- → I2 + 2e-

H2O2 +2I- + 2H+ → 2H2O + I2

2. ¿Por qué los elementos libres tienen estado de oxidación cero?

No existe transferencia de electrones, por lo que estos no llegan a adquirir carga siendo totalmente

neutro y estables.

3. ¿Qué cantidad en peso de FeSO4 contiene una solución si se oxidaría y se obtiene 200mL de

solución 0,5 de Fe2(SO4)3?

En una reacción se cumple que:

#Equiv-g(reactante)= #Equiv-g(producto)

Entonces:

Equiv-g = M/Peq= n x Θ = M x V x Θ

Donde m es la masa, Peq es el peso equivalente (Peq= masa molar/Θ), n el número de moles del

compuesto, M la molaridad de la solución, V es el volumen de la solución y theta (Θ) es el

parámetro de la carga.

En el problema:

Para el FeSO4: masa molar= 152, Θ = 4

Para el Fe2(SO4)3:Molaridad = 0.5, Volumen = 0.2 L, Θ = 6

Luego: MFeSO4 x Θ /(masa molar) = M x V x Θ

MFeSO4 x 4/152 = 0.5 x 0.2 x 6

→ MFeSO4 = 22.8 g


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4. Empleando sólo la ecuación iónica que se da determinar que peso de KMnO4 se necesita para

oxidar 4,8 g de FeSO4 en medio ácido (ácido sulfúrico).

5Fe2+ + (MnO4)1- + 8H+ → 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O

De la ecuación iónica se tiene:

Fe2+ → FeSO4

(MnO4)1- → KMnO4

Luego:

5 mol FeSO4 oxida 1 mol KMnO4

5 mol FeSO4 → 1 mol KMnO4

5(152) g FeSO4 → 158 g KMnO4

4.8 g FeSO4 → X g KMnO4

X = ((4.8 g FeSO4) x (158 g KMnO4))/5(152) g FeSO4

X = 1.0 g KMnO4

5. Si se coloca en una solución de Cu2+, hierro metálico, la solución cúprica se va decolorando

porque se reduce a cobre metálico. Escribir las ecuaciones respectivas a las 2 semirreacciones

que se producen. Suponer que el Fe pasa a Fe3+.

Para el Cobre: (Cu2+ + 2e-→ Cu) x3

Para el Hierro: (Fe → Fe3++ 3e-) x2

La ecuación iónica es: Cu2+ + Fe → Cu + Fe3+

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