Procesos Redox 56n4e

Universidad del Atlántico Facultad de Ciencias Básicas Programa de Química Química Inorgánica I

Práctica 8 PROCESOS REDOX Presentado a: Judith Granados Reyes

Presentado Por: Tirso Capmbell Esther Ceballos Bielka Perez Yahandry Jimenez

29 de Enero de 2019 Barranquilla – Atlántico

Las reacciones de oxidación y reducción, también denominadas redox, son las reacciones químicas en las que se produce una transferencia de electrones entre los reactivos. Estas reacciones reacciones están presentes en diversas situaciones cotidianas, por ejemplo, en el funcionamiento de una serie de productos de uso cotidiano, como una batería de automóvil o las pilas de una linterna, o en fenómenos de la naturaleza, como la corrosión de un trozo de hierro por la humedad ambiental o la oxidación de una manzana al ser expuesta al aire. Las bases de lo que se conoce como reacciones redox fueron desarrolladas en el siglo XVIII, por el químico francés Antoine Lavoisier, quién a través de sus observaciones llegó a la conclusión de que tanto la combustión del azufre como la del fósforo, así como la calcinación de metales, eran procesos similares, en los que se producía la combinación de estas sustancias con oxígeno. A partir de estas conclusiones se propone una primera definición de los conceptos oxidación y reducción. La oxidación será la reacción que se produce cuando una sustancia reacciona con oxígeno y la reducción será la reacción que se produce cuando una sustancia pierde oxígeno. Sin embargo, con el tiempo se verificó que existían muchas reacciones en las que no intervenía el oxígeno, y que eran reacciones de oxidación y reducción , por lo que se estableció una nueva definición para estos procesos. 1.1- Semirreacciones de oxidación y reducción Las reacciones de oxidación y reducción son aquellas en las que se produce una transferencia de electrones. - La oxidación. Es un proceso mediante el cual un átomo, un ion o una molécula ceden uno o más electrones. Si el elemento pierde electrones, habrá aumentado su número de oxidación. - La reducción. Es el proceso mediante el cual un átomo, un ion o una molécula ganan electrones. En consecuencia, su número de oxidación disminuye. Estas reacciones se producen simultáneamente en dos Semirreacciones: la semireacción de oxidación y la semireacción de reducción. Por ejemplo, al introducir una lámina de cobre (Cu) en una disolución concentrada de nitrato de plata (AgNO3), es posible notar al pasar unos minutos que la lámina de cobre empieza a recubrirse de una capa de color grisácea, y que la disolución comienza a tonarse de color celeste. La ecuación química que representa este proceso es: Cu(s) + 2AgNO3(ac) → Cu(NO3)2(ac) + 2Ag(s) Sin embargo, tanto el nitrato de plata, como el nitrato de cobre, son compuestos que, fundidos o disueltos en agua, se disocian en iones. Por lo tanto, la ecuación química se puede representar según la siguiente ecuación iónica:

Cu(s) + 2Ag+(ac) + 2NO3-(ac) → Cu+2(ac) + 2NO3-(ac) + 2Ag(s) Como el ión nitrato (NO3-) aparece en ambos lados de la ecuación molecular y el grupo es idéntico en ambos lados, se puede escribir la ecuación iónica de la siguiente manera: Cu(s) + 2Ag+(ac) → Cu+2(ac) + 2Ag(s) Esta ecuación iónica indica que, durante el proceso, el átomo de cobre eléctricamente neutro se ha transformado en el ión Cu+2, para lo cual ha tenido que ceder dos electrones: Cu(s) → Cu+2(ac) En cambio, el ión Ag+ se ha convertido en un átomo de plata metálica (Ag), para lo cual ha debido aceptar un electrón: Ag+(ac) → Ag(s) A partir de esto, es posible decir que la ecuación anterior involucra dos procesos: uno en el que se pierden electrones (oxidación) y otro en el que se ganan (reducción). Las medias ecuaciones o semireacciones que describen estos procesos son: Oxidación: Cu(s) → Cu+2(ac) + 2e Reducción: Ag+(ac) + e

→ Ag(s)

La semireacción de oxidación es aquella en que aumenta el estado de oxidación, ya que el átomo o ión cede uno o más electrones, mientras que la semireacción de reducción es aquella en que disminuye el estado de oxidación, ya que el átomo o ión capta uno o más electrones. 1.2- Agente oxidante y agente reductor A las sustancias que ceden electrones se les llama agente reductor, y a las que los captan, agente oxidante.

En toda reacción redox, el agente reductor será aquel que cede electrones o se oxida, provocando una reducción de la otra especie. En toda reacción redox llamaremos agente oxidante a aquel que se reduce o es capaz de captar electrones, lo que provoca una oxidación de la otra especie. Por lo tanto cuando una especie se oxida, cede electrones, aumenta el número o estado de oxidación y es un agente reductor. Mientras, que cuando se reduce, capta electrones, disminuye el número o estado de oxidación y es un agente oxidante. En el ejemplo, la especie que se oxida es el Cu, por lo tanto, actúa como agente reductor, haciendo que otra especie se reduzca. Mientras que, la especie que se reduce y hace que otra se oxide es el AgNO3, por lo tanto, participa como agente oxidante de la reacción.

Materiales y reactivos Materiales 1 Espátula acanalada, 1 cápsula de porcelana, 1 balanza analítica, 1 probeta de 25 mL, 1 mechero, papel de lija, 1 pinza para crisol, 2 clavos de hierro de 1 pulgada, beaker de 50 mL, tubos de ensayo, pinzas para tubo de ensayo, 1 gradilla, 1 tubo en U, pipetas de 5 mL, propipetas. Reactivos Agua destilada, soluciones de: NaOH, solución de AgNO3, Zn en polvo y en virutas, Cu en moneda, Cu en lámina.

Metodología

1. Convirtiendo cobre en oro  Coloque 5 gramos de zinc, en polvo o en virutas, en la cápsula y añada 25 ml de la solución de NaOH 6M y caliente con el mechero. Una reacción toma lugar al calentar formando inmediatamente Na2Zn(OH)4.  Deje enfriar y añada la moneda de cobre que ha sido previamente pulida (para eliminar los óxidos superficiales). La moneda debe estar en o con el zinc por 2 ó 3 minutos.  Con una pinza remueva la moneda de la cápsula y lávela con abundante agua y séquela suave y cuidadosamente ya que si lo hace muy fuerte puede eliminar la fina cubierta. Usando nuevamente unas tenazas coloque la moneda a la llama hasta que se torne color oro. Enfríe y lave la moneda con agua. 2. Figuras de plata  colocar una lámina de cobre en una solución de nitrato de plata

Resultados y discusión 1. Convirtiendo cobre en oro El sistema de reacciones experimentadas fueron: Zn(s) + 2H2O(l) + 2NaOH(ac)→ Na2Zn(OH)4 + H2(g) Zn(OH)4 -2 + Cu → Zn + Cu2+ + 4OH Al calentar la moneda se vuelve de color dorado debido a que el zinc y el cobre se funden y se forma una aleación de color dorado (Latón) que da la apariencia de ser oro. 2. Figuras de plata Este proceso redox muestra la reactividad química entre el Cobre y la Plata observándose que el catión Ag+ puede desplazar al Cu mediante la reacción: 2Ag+ (ac) + Cu(s) → Cu2+ (ac) + 2Ag(s)

Conclusiones Se entendió que una reacción de óxido-reducción es una reacción de transferencia de electrones, donde la especie, que pierde electrones se oxida y la especie que los gana se reduce. Se llama reductor a la especie, que cede los electrones y oxidante a los que los capta. Las reacciones de óxido-reducción se presentan al existir al menos un elemento que se oxide y otro que se reduzca, en el caso de la serie de experimentos estudiados en esta práctica muestran que las reacciones de este tipo pueden permitir una gran gama de aplicaciones tanto como ilustrativas como de aplicación en el campo industrial.

Bibliografía ALLSOP, R.T. y GEORGE, N.H. 1982. Redox in Nuffield advanced chemistry, Education in Chemistry, marzo, pp. 57-59. BARRAL, F.L.; GARCÍA-RODEJA, E. y GALLÁSTEGUI, J.R. 1992. Secondary stutents’ interpretations of the process occurring in an electrochemical cell. Journal of Chemical Education, Vol. 69(8), pp. 655-657. BIRSS, V.I. y TRUAX, D.R. 1990. An effective approach to teaching electrochemistry, Journal of Chemical Education, Vol. 67(5), pp. 403-409. DAVIES, A.J. 1991. A model approach to teaching redox, Education in Chemistry, septiembre, pp. 135-137. DE JONG, O.; ACAMPO, J. y VERDONK, A. 1995. Problems in teaching the topic of redox reactions: actions and conceptions of chemistry teachers, Journal of Research in Science Teaching, Vol.32(10), pp. 1097-1110.