Informe Final de Lab 4

INFORME DE LABORATORIO DE QUIMICA N° 4: REACCIONES REDOX

Detalles Experimentales

Agentes Oxidantes y Reductores

Ejemplo N° 1

En un tubo de ensayo se echo 2 ml de HNO3 concentrado y luego se agrego 2 virutas de cobre.

Cu0 + HNO3 → Cu+2(NO3)2-1 + NO2 (g) + H2O

Oxidación: (Cu0 → Cu+2 +2e-) x3

Reducción: ( 4H + + NO 3 + 3e - → NO + 2H 2O ) x2

3Cu + 4H+ 2HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 4H2O

Primero la muestra presentaba un color verde, luego se observó la formación de un gas de color rojo.

Descripción del proceso:

El ácido nítrico concentrado es altamente oxidante, reacciona violentamente en presencia de cualquier metal despidiendo dióxido de nitrógeno (un vapor de color pardo y aroma a cloro, altamente ácido), como resultado, el ácido oxidó el cobre (le quitó electrones) y lo transformó en una sal de color azul (la solución verdosa que se aprecia se debe a la combinación de esta sal en agua y la presencia de trazas (restos) del vapor de dióxido de nitrógeno

UNMSM –FQIQIA Página 1


Ejemplo N° 2:

En la primera muestra se agregó 1.5 mL de FeSO4 , luego se agrego 1 mL de H2SO4 , finalmente se añadió 1 mL de HNO3 (cc)

Descripcion del proceso:

El Hierro que inicialmente poseía un E.O +2 pasa a Hierro +1, esto se puede notar en el cambio de sus propiedades físicas, Inicialmente la muestra era de color rojo grosella y pasa a rojo pálido.

Fe+2(SO4)-1(ac) + H2SO4(ac) + HN+5O3 (cc) → Fe+3

2(SO4)3(ac) + NO(g) + H2O(l)

Medio Acido

Oxidación: ((NO2)1- + 4H+ + 3e- → NO +2H2O) x2

Reducción: ( 2 Fe 2 → Fe 3 + 2 + 2e - ) x3

6Fe2+ + 2(NO3)1- +8H1 → 3Fe3+2 + 2NO + 4H2O

6FeSO4(ac) + 2HNO3

+ 3H2SO4(ac) 3Fe2(SO4)3(ac) +2NO(g) + H2O(l)



REACCIONES DE MEDIO ALCALINO

En un tubo de ensayo se coloca 1mL de solución MnSO4(ac), se le añadió NaOH(ac) y finalmente Br2(ac)

Mn2+ SO4 + NaOH(ac) + Br2(ac) MnO2(pp) + Na2SO4 + NaBr-1 + H2O

Medio básico

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

Reducción: Br2 + 2e - 2 Br 1-

Mn2+ + 4OH- + Br2 MnO2 + 2Br1- + 2H2O

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

Descripción del Proceso:

Al convinar el MnSO4 con NaOH(ac) , la solución no presenta ningún cambio físico. Luego se le agrega el agua de Br2 se observa un cambio en el color : El MnO2 se precipita y el color de la solución cambia a marrón oscuro.

REACCIONES DE MEDIO NEUTRO

Ejemplo N° 1:

En un tubo de ensayo se colocó 1 mL de solución MnSO4 , luego se añadió KMnO4.

1. Se agitó la muestra

2. Se calentó el tubo.



Mn2+ SO4 + KMnO4 +H2O Mn4+O2(pp) + KHSO4(ac)+ H2SO4(l)

Oxidación: (Mn2+ Mn4+ +2e-) x3

Reducción: (Mn 7+ + 3e - Mn +4 ) x2

3Mn2+ + 2Mn7+ 3Mn4+ + 2Mn4+

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

Descripción del proceso:

Se observa como se forma y se Precipita el MnO2

Ejemplo N°2

1. En un tubo de ensayo se colocó Na2SO4

2. A la misma muestra se le agrega KMnO4. Agitar.

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

Oxidación: (S+4 → S+6 +2e-) x3

Reduccion: (Mn +7 + 3e - → Mn +4 ) x2

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

REACCIONES DE MEDIO ACIDO

Ejemplo N°1

1. En un tubo de ensayo colocar el KMnO4 0.1M

2. Agregar a la muestra 1mL de H2SO4 al 20%

3. Adicionar gota a gota FeSO4 y agitar



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

Oxidación: (2Fe2+→ Fe24+ + 2e-) x5

Reducción: ((MnO 4) 1- + 8H + + 5e - → Mn 2+ + 4H 2O ) x2

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

10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5Fe2(SO4)3(ac) + 2MnSO4(ac) + K2SO4 + 8H2O(l)

Descripción del Procedimiento:

La reacción se observa en el cambio de color. El color violeta desaparece ya que el Mn+7 gana 5 electrones y pasa a Mn+2.

Ejemplo N°2

1. En un tubo de ensayo colocar 1mL de solución de KMnO4

2. Agregar 1 mL H2SO4.

3. Agregar H2S gota a gota y agitar.

KMnO4 + H2Sac + H2SO4 ac → K2SO4 + MnSO4(ac) + H2O(l) + S(s)

Oxidación: (S2- → S + 2e- ) x5

Reducción: ((MnO4) -1 + 8H + + 5e - → Mn 2+ + 4H 2O ) x2

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

2KMnO4 + 5H2S + 8H2SO4 ac→ K2SO4 + 2MnSO4ac + 13H2O + 10S



PERÓXIDO DE HIDRÓGENO H2O2:

a) El Peróxido de Hidrógeno como Agente Oxidante:

1. En un tubo de ensayo se colocó 2 mL de solución Pb(NO3)2

2. Se agregó 2 mL de solución de H2O

3. Luego se calentó hasta la ebullición

Pb(NO3)2 + H2Sac → PbSO4 + 2HNO3

4. Se decantó hasta eliminar el liquido , para que la en el tubo de ensayo solo quede el precipitado de PbS.

5. Se añadió el Peroxido de Hidrogeno al 3% y se calentó la solución.

PbSpp + H2O2 ac→PbSO4 pp + H2O(l)

Oxidación: (O1-2 + 2e→ 2O2-) x4

Reducción: (S 2- → S +6 + 8e - )

S2- +4O1-2→ 8O2- + S6+

PbSpp + 2H2O2 ac → PbSO4pp + 8H2O(l)

b) El Peróxido de Hidrógeno como Agente Reductor:

1. En un tubo de ensayo se colocó 1 mL de solución KMnO4

2. Se agregó 2 mL de H2SO4.

3. Finalmente se agregó H2O2 hasta que la solución se decolore.


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

Oxidación: (H2O2 → O2 +2H++2e- ) x5

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

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

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



1. Balancear por el método del ion electrón estableciendo las

semireacciones de oxidación y reducción e indicar quien es el agente oxidante y agente reductor

CrCl3+NaCl03+Na0H → Na2Cr04+NaCl+ H20

Cr+3Cl3-1+Na+1Cl+503

2+Na+10 -2H+1→Na2+1

Cr+604-2+Na+1Cl-1+ H2

+10-2

Cr+3 -3e- → Cr+6 se oxida entonces pierde e-

Cl+5 +6e → Cl-1 se reduce entonces gana e-

2 (Cr+3 -3e- → Cr+6) se oxida entonces pierde e-

1 ( Cl+5 +6e- → Cl-1) se reduce entonces gana e-

2CrCl3 + 1NaCl03+11Na0H → 2Na2Cr04+7NaCl+ 5H20

Ag.redutor Ag.oxidante F.oxidada F.reducida

FeS+02→Fe203+S02

Fe +2S-2+020→Fe2

+303-2+S +402

-2

2Fe +2 +1e- → Fe2 +3 se reduce entonces gana e-

S-2 -6e- → S +4 se oxida entonces pierde e-

2Fe +2 +1e- → Fe2 +3 se reduce entonces gana e-

S-2 -6e- → S +4 se oxida entonces pierde e-

6(2Fe +2 +1e- → Fe2 +3) se reduce entonces gana e-

1(S-2 -6e- → S +4 ) se oxida entonces pierde e-

4FeS+702→2Fe203+4S02



K2Cr2O7 +KI+H2SO4 → Cr2(SO4)3 +K2 SO4 + I2 + H 2O

Cr+1 2O2-+ 14H+ + 8e- → 2Cr0 + 7H+12O2- reducción

(2I-1 → I2 0 + 2e- ) x 4 oxidación

Cr2O7 + 8I1- + 14H+ → 2 Cr+2 + 4I2 + 7 H2O

ECUACIÓN BALANCEADA

2. Balancear la ecuación iónica por el método del ion electrón

H202+I-+H+ → H20+I2

H2+1 02

-1 +I-1+H+1 → H2+10-2+I2

0

2 I-1 -2e- → I20 se oxida entonces pierde e-

02-1+3e- → 20-2 se reduce entonces gana e-

3 (2 I-1 -2e- → I20 ) se oxida entonces pierde e-

2(02-1+3e- → 20-2 ) se reduce entonces gana e-

2H2+1 02

-1 +6I-1+4H+1 →4 H2+10-2+ 3I2

0

Ag.oxidante Ag.redutor F.reducida F.oxidada



3. ¿Por qué un átomo en estado libre su número de oxidación es cero?

Los átomos son eléctricamente neutros es decir que tienen igual cantidad de electrones en la envoltura, e igual número de protones en el núcleo. Esto es dado por el número atómico del elemento químico, es decir que un átomo neutro no gana ni pierde electrones, cuando un átomo gana o pierde electrones es un ión.

El Ca (calcio) es de número atómico (z) 20, es decir que tiene 20 protones en el núcleo (20 cargas +); y 20 electrones en las órbitas (20 cargas -): entonces hacemos la operación:

+20p -20e= 0 has tu otros ejemplos (es saludable que aprendas ha hacerlo por tí mismo) saludos cordiales

Calcinación:La calcinación consiste en el calentamiento de minerales que son formados por hidróxidos, a una temperatura muy elevada, con el fin de descomponer el mineral eliminando en forma de gas el agua o también el dióxido de carbono. De este modo se obtiene el óxido del metal



4. Qué cantidad en peso de FeS04 contiene una solución si se oxidaría y se obtiene 200mL de solución 0,5M de Fe (S04)

En la teoría se tiene que: M= nV , entonces: n= M.V. Pero también n= m/M m

= M.n. FeS04 → Fe2 (S04)3

Esta reacción proviene de esta ecuación

FeS04+KMn04+H2S04 → Fe2 (S04)3+ MnS04+K2 S04+H20

En líneas anteriores se encuentra balanceada esta ecuación solo podremos los coeficientes para cuestiones de cálculos


10FeS04+2KMn04+8H2S04→5Fe2 (S04)3+2MnS04+1K2S04+8H20

1.0M 0.5M

400mL 200Ml

152 398

Piden la masa de FeS04

M=m/masa molecular. Volumen (L)

1.0M=m/152.O,4L m=60.8g

5. Empleando solo la ecuación iónica que se da determinar que peso de KMn04 se necesita para oxidar 4.8g de FeS04 en medio ácido (ácido sulfúrico




5Fe+2+(Mn04)-1+ 8H+→ 5Fe2+3 + Mn+2+ 4H20

Las reactantes están en la proporción de: 5 Fe+2 1(MNO4)-1

Entonces 4.8 Fe+2 x .1(MNO4)-1

X =4.8/5

x = 0.96

6. la reacción de calcinación del zns ZnS + O2 → ZnO + SO2

1.El azufre se oxida y su estado de oxidación pasa de -2 a +4 por lo que pierde 6 electrones. Por átomo o por molécula.

Zn+2 S-2 + Oo2 → Zn+2 O-2 + S +4O2 -2

2(S-2 -6 e- → S +4 )

2. Por lo que un equivalente químico de ZnS es igual a la masa molecular entre el número de electrones que gane o pierda, en este caso 6.

1 EQ de ZnS = 97.4/6 = 16.23 gramos.

3. El oxígeno se reduce y de estado de oxidación cero pasa a -2 gana dos electrones por átomo y 4 electrones por molécula.

3(Oo2 +4 e-

→ 2O-2 )

4. Por lo que un equivalente químico de O2 es igual es igual a su masa molecular entre el número de electrones que gana o pierde por molécula, en este caso 4. 1 EQ de O2 = 32/4 = 8 gramos.

2ZnS + 3O2 → 2ZnO + 2SO2



7. si se coloca en una solución de Cu2+, hierro metálico, la solución cúprica se va decolorando porque se reduce cobre metálico. Escribir las ecuaciones respectivas alas 2 semireacciones que se producen suponer que el Fe pasa a Fe+3

Cu2+ + Fe0 → Cu0 + Fe+3

Cu2+ +2e- → Cu0 se reduce entonces gana e-

Fe0 -3e- → Fe+3 se oxida entonces pierde e-

3(Cu2+ +2e- → Cu0 ) se reduce entonces gana e-

2 (Fe0 -3e- → Fe+3 ) se oxida entonces pierde e-

3Cu2+ + 2Fe0 →3Cu0 + 2Fe+3

Ag.oxidante Ag.redutor F.reducida F.oxidada


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