Post on 22-Oct-2015
transcript
UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO
FACULTAD DE ESTUDIOS SUPERIORES CUAUTITLÁN
Ingeniería Química
Laboratorio de Química Analítica I
Informe N°10: “REACCIONES OXIDO REDUCCIÓN”
Equipo: 1
Integrantes:
Cruz Castillo José Alberto
González Luz Adriana
Lozano Carpio Verónica Arianna
Del Ángel Cruz Luis Enrique
Grupo: 2401 C
Profesoras:
Claudia Briones Jurado
Alejandra Ángeles Viveros
Fecha de entrega:
15/noviembre/2013
OBJETIVOS
Familiarizarse con las reacciones de óxido-reducción y los equilibrios redox.
Se analizara la estabilidad relativa de algunos metales a partir de mezclas donde
ocurrirán reacciones oxido-reducción.
Se propondrá escalas de potencial (diferencia de potencial eléctrico, E) que
permitan la predicción de las reacciones químicas balanceadas que ocurran en
cada sistema.
Observar la formación de anfolitos redox.
Se calculara la constante de equilibrio a partir de los potenciales estándar.
INTRODUCCION
Las reacciones oxido reducción son procesos en los cuales ocurre una
transferencia o intercambio de electrones entre los reactivos involucrados. En este
intercambio existe una especie que cede los electrones (donador de electrones)
denominada agente reductor o simplemente reductor (Red), y una especie que acepta
los electrones (receptor de electrones) denominada agente oxidante (Ox).
Para establecer la ecuación química balanceada de una reacción redox, así como el valor de la constante de equilibrio, es conveniente establecer los pares conjugados redox y sus equilibrios electroquímicos asociados (o semirreacciones redox).
El sistema formado por una especie oxidante y su forma reducida se conoce con el
nombre de par conjugado redox, representado por: “Ox/Red”. Este sistema está
caracterizado por el número de electrones: n, intercambiados en el equilibrio
electroquímico entre ambas especies y su potencial eléctrico estándar (en Volts),
parámetro que se encuentra involucrado en la Ley de Nernst asociada al equilibrio
electroquímico correspondiente. Los valores del potencial eléctrico estándar de diferentes
pares redox se encuentran reportados en la literatura química y estos valores están
referidos al electrodo estándar de hidrógeno (EEH).
En esta práctica experimental se pretende analizar algunas de las reacciones
oxido reducción a partir de la elaboración de diferentes mezclas y en base a las
observaciones obtenidas se comprende de una mejor manera este tipo de reacciones
analizando los diferentes oxidantes y reductores así como los anfolitos.
METODOLOGÍA EXPERIMENTAL
Reacciones oxido reducción
Reacciones redox de
formación de anfolitos
Reacciones redox con metales
Mezcla de cobre
(granalla) + ácido
nítrico en solución 5M
Mezcla de zinc
(solido) + sulfato
de cobre en
solución 0.2M
Mezcla de zinc
(solido en polvo) +
ácido clorhídrico
Mezcla de cobre
(granalla) + ácido
clorhídrico en solución
5M
Solución de
metavanadato de
amonio
(Testigo)
Se agregó un poco de
Polvo de zinc
Se agregó un poco de
Polvo de zinc
Se agregó un poco de
Polvo de zinc
Presencia de
la especie:
(VO2+)
Presencia de
la especie:
(VO2+/V3+)
Presencia de
la especie:
(VO2+/VO2+)
Presencia de
la especie:
(V3+/V2+)
Cambio de color y
desprendimiento
de gas
Sin cambios
Corrosión y
desintegración
completa
Desintegración
completa
a) Reacciones Redox con Metales
1. Se colocaron aproximadamente entre 0.3 y 0.5 g de cinc en polvo en un tubo de
ensaye y se le agregaron lentamente 5 ml de ácido clorhídrico 5 M. A continuación se
observó si hay algún desprendimiento de gas (y el color del mismo).
2. Se pesó una laminilla de cinc, introduciendola en un tubo de ensaye y agregandole 2
ml de una solución de sulfato de cobre 0.2 M; dejando reposar durante 20 minutos. Se
saca la laminilla se limpia y se pesa nuevamente.
3. Se colocaron entre 0.1 y 0.3 gramos de polvo (o granalla) de cobre en un tubo de
ensaye y se adicionaron 2 ml de una solución de ácido nítrico 5 M. El sistema (se tapó
con un tapón de algodón) se dejando en reposo durante 15 minutos.
4. Se colocaron entre 0.1 y 0.3 gramos de polvo o granalla de cobre en un tubo de
ensaye y se adicionaron 2 ml de una solución de ácido clorhídrico 5 M. El sistema (se
tapó con un tapón de algodón) se dejó en reposo durante 15 minutos. A continuación
se observó si había algún desprendimiento de gas (y el color del mismo).
b) Reacciones Redox de formación de anfolitos
1. Se colocaron en un tubo de ensaye 2 ml de solución de metavanadato de amonio
(VO2+) y se dejó reposar.
2. Por otra parte, en un matraz erlenmeyer de 150 ml se colocaron 10 ml de la solución
de VO2+, agregando un poco de polvo de cinc, se tapó el matraz con el tapón de
hule, y se agita cuidadosamente hasta la aparición de un color azul (en este momento
ya no se debe seguir agitando); a continuación, se decantaron 2 ml de esta solución
en un segundo tubo de ensaye. Se vuelve a agitar la solución restante del matraz,
hasta la aparición de un color verde, decantándose nuevamente, aproximadamente 2
ml de esta solución en un tercer tubo de ensaye. Se volvió a agitar la solución (del
matraz) hasta obtener un color violeta y se decantaron aproximadamente otros 2 ml de
solución, en un cuarto tubo de ensaye. Considerando que en solución acuosa las
especies de vanadio que pueden existir son: V2+, V3+, VO2+, VO2+. ( polireceptor,
anfolitos y polidonador) Se Asoció el color observado de cada solución con la especie
de vanadio que le correspondía.
MATERIAL, EQUIPO Y REACTIVOS
MATERIAL REACTIVOS
1 Vaso de Precipitados
(150 ml)
Ácido Nítrico 5 M y 0.1 M
1 Vaso de Precipitados
(100 ml)
Ácido Clorhídrico 5 M
1Matraz Erlenmeyer (150 ml)
con tapón
Sulfato de Cobre (II) 0.2 M
pinzas para tubo de ensaye y
algodón
Sol. de Metavanadado de
Amonio 0.1 M
16 Tubos de ensaye Cinc en polvo
1 Piseta
laminilla de Cinc
1 Gradilla Polvo o Granalla de Cobre
RESULTADOS EXPERIMENTALES
a) Tabla 1.Observaciones de la mezcla de Zn con HCl 5 M
Volumen de HCl Observaciones cualitativas
5 mL
Desprendimiento de gas y
color
Se desprende un gas
incoloro
Cambio de color No
Desprendimiento de calor Sí, levemente
Aparición de sólidos No, el zinc se
consume
b) Tabla 2.Observaciones de la mezcla de Zn con CuSO4 0.2 M
Volumen de
CuSO4
Observaciones cualitativas
Desprendimiento de gas y color Se desprende un gas
incoloro levemente
2 mL Cambio de color Si, el Zn cambia de color
gris a negro
Desprendimiento de calor No
Aparición de sólidos Aparece el Cu metálico
en la solución
c) Tabla 3.Observaciones de la mezcla de Cu con HNO3 5 M
Volumen de
HNO3
Observaciones cualitativas
2 mL
Desprendimiento de gas y
color
Se desprende un gas
incoloro
Cambio de color Si, la solución cambia de
incolora a azul
Desprendimiento de calor No
Aparición de sólidos No
d) Tabla 4.Observaciones de la mezcla de Cu con HCl 5 M
Volumen de
HCl
Observaciones cualitativas
2 mL
Desprendimiento de gas y color No
Cambio de color No
Desprendimiento de calor No
Aparición de sólidos No
e) Tabla 5.Observaciones de la mezcla de metavanadato (VO2+) con Zn
Sistema
Color observado
Especie química asociada
al color observado
Tubo de ensaye con cinc al que se
le agrega la solución de
metavanadato
azul
verde
morado
Color de la solución de metavanadato (VO2+): amarillo
ANÁLISIS DE RESULTADOS
Con base a las observaciones experimentales, se escriben las ecuaciones químicas
balanceadas que ocurren en el sistema y la construcción de escalas de predicción.
A). Reacciones Redox con Metales
Escalas de potencial para cada sistema trabajado en el laboratorio
Su respectiva reacción Balanceada es la siguiente:
( )
( )
En este sistema podemos observar que la reacción que se lleva a cabo entre el Zinc y
Ácido Clorhídrico, se observa efervescencia y desprendimiento de gas, el Hidrógeno.
ɛ
ɛ
0.0 -0.763
-0.763
.337
Zno
Zn2+ H+
H°2
Zn2+
Zno
Cu2+
Cu0
La reacción que se lleva acabo es la siguiente:
En la reacción que se lleva a cabo entre el Sulfato de Cobre y El Zinc observamos un
cambio de coloración en la laminilla lo cual indica que esta se oxidó.
La reacción química Balanceada que describe el sistema es la siguiente:
( )
En la reacción que ocurre entre la granalla y el ácido nítrico, se puede observar un
cambio de coloración, pasa de incoloro a azul intenso, además de un leve
desprendimiento de gas.
ɛ
ɛ
.337
0.00 .337
Cu2+
Cu0
H+
H°2
Cu2+
Cu0
La reacción química Balanceada que ocurre en el sistema es la siguiente:
( )
( )
En este sistema no se presentó ningún cambio, por lo que podemos decir que solo hubo
una interacción entre el ácido clorhídrico y la granalla de cobre.
Una vez representadas las reacciones, se investigaron los valores de los potenciales
estándar (de los pares redox) reportados en la literatura química, para comprobar si los
resultados obtenidos en la parte experimental coinciden con las predicciones teóricas.
Valores reportados en la literatura:
Reacción del electrodo Potencial estándar Eo/V
-0.76
( ) 0.000
0.34
0.78
Los resultados obtenidos en la parte experimental se confirman con las predicciones
teóricas que planteamos para cada sistema, esto se puede observar debió a las escalas
planteadas, donde pudimos notar todas las reacciones posibles excepto por el tercer
sistema. Como podemos ver en la escala de potencial estándar, no se puede producir una
reacción espontánea y al llevarlo a cabo experimentalmente, pudimos confirmar que el
sistema no tuvo un cambio de color, ni turbidez, ni algún tipo de precipitado, lo que nos
indica que solo existe una interacción a diferencia de los anteriores sistemas.
E
-0.76 0.00 0.34 0.78
Zn2+
Zn0
H+
H2
𝑁𝑂
Cu2+
Cu 𝑁𝑂
Una vez obtenidas las observaciones anteriores se procede a determinar la constante de
equilibrio para cada sistema, la cual se determina con la siguiente formula:
( )
Para el Zinc en polvo con 5 de ( ), la queda de la siguiente manera:
Datos:
[( ( )]
Para la laminilla de zinc con 2 de sulfato de cobre , la a queda de la
siguiente manera:
Datos:
[( ( )]
Para el polvo de cobre con de ácido nítrico ( ), la a queda de la siguiente
manera:
Datos:
( )
[( ) ( )]
Para el Polvo de cobre con de ácido clorhídrico ( ), la a queda de la
siguiente manera:
Datos:
[( ( )]
Reacciones Redox de formación de anfolitos:
Con base a las observaciones experimentales, escribimos las reacciones químicas
balanceadas que ocurrieron durante la experimentación. Dando como resultado lo
siguiente:
→
→
→
→
Una vez obtenidas las semireacciones si procede a escribir las reacciones globales para
observar mejor la reacción que se presenta cuando se añade a cada mezcla de
vanadio. Lo cual queda de la siguiente manera:
Para la especie (VO2+), anfolito que presentaba una coloración Azul
( )
Para la especie (V3+), anfolito que presentaba una coloración Verde
( )
Para la especie (V3+), anfolito que presentaba una coloración Violeta
( )
Con base en la observación de las reacciones podemos decir que los anfolitos del
vanadio son estables ya que al agregar zinc a la solución observamos que esta cambiaba
de color, por lo tanto se produce el primer anfolito el cual no reacciono hasta que se
agregó más zinc. Por lo cual podemos afirmar que los anfolitos son estables.
Una vez que obtenemos la reacción se procede a escribir los pares redox del vanadio en
una escala de potencial, la cual queda de la siguiente manera:
Para saber si se acomodaron bien los pares redox es necesario buscar los valores del
potencial en la literatura, dando como resultado:
E1 E2 E3 E4 E
Con base en los valores de E° de los pares redox del esquema V2+/V3+/VO2+/VO2+,
reportados en la literatura, podemos trazar de manera más precisa una escala como se
muestra a continuación:
Con base a la escala mostrada anteriormente podemos decir que los resultados
experimentales coinciden con las predicciones teóricas, de acuerdo a los cambios de
coloración que se presentaron en la solución de meta vanadato de amonio. Por lo que
como las reacciones son sucesivas proseguimos a determinar la reacción global
De acuerdo a la escala de potencial mostrada se pueden escribir las ecuaciones químicas
de las reacciones sucesivas que ocurrieron entre el vanadio y el zinc. Se puede observar
que se llevan a cabo 3 reacciones sucesivas las cuales se muestran a continuación.
→
(
→ )
→
E
-0.76 -0.255
0.337 0.999
Zn2+
Zn0
V3+
V2+
VO2
+ VO
2+
V3+
VO2+
→
→
→
→
→
→
Una vez reordenada la escala de potencial, podemos darnos cuenta que las ecuaciones
planteadas anteriormente son las correctas, ya que nuestras predicciones coinciden con
las teóricas en cuanto al orden de la formación de los anfolitos de vanadio.
En el sistema Vanadio-Zinc podemos observar que ocurren 2 dismutaciones en los
anfolitos que se muestran a continuación así como su constante de equilibrio.
1ª Dismutación: V3+ + VO2+ 2VO 2+
Calculado la constante de equilibrio
K = ( )
( )
( )
Keq =
2ª Dismutación: V2+ + VO2+ 2V3+
Calculado la constante de equilibrio
K = ( )
( )
( )
Keq =
Podemos Indicar si los anfolitos: V3+ y VO2+ son o no estables calculando la fracción
dismutada
Primera dismutación:
)
( ) ( )
( )
( )
( )
Despejando X
X=
El valor es menor a 0.03 por lo tanto es estable
Segunda dismutación:
)
( ) ( ) ( )
( ) ( )
( )
( )
Despejando X
El valor es menor a 0.03 por lo tanto es estable
CONCLUSIONES
Durante la experimentación se pudo observar cómo es que se llevan a cabo las
reacciones de óxido-reducción, ya que en cada una de las etapas del trabajo experimental
se observó de forma cualitativa los resultados de cada reacción, en este caso podemos
decir que la experimentación cumplió sus objetivos planteados al inicio, ya que se logró
analizar y observar las características de cada sistema, en cada sistema se pudo
observar si hubo desprendimiento de gases, cambio de coloración, etc. Debido a la
reacción entre las especies involucradas, así como en uno de los casos se presentó solo
una interacción entre los compuestos del sistema en donde no sucedió ningún cambio ya
que no se trata de una reacción, entonces se puede concluir que solo cuando reaccionan
las especias dentro de un sistema de óxido reducción se presentara algún cambio de
color desprendimiento gases o una presencia de calor en el sistema. Finalmente
podemos decir que la experimentación se llevó a cabo de forma satisfactoria cumpliendo
en todos sus puntos planteados al inicio, cabe mencionar que fue de gran importancia el
saber que las reacciones de óxido-reducción son sucesivas para realizar nuestro análisis.
Es muy importante saber identificar el tipo de reacción que está ocurriendo para poder
identificar, que elemento se puede combinar con cual sin que vaya a ocurrir algún
accidente.
BIBLIOGRAFIA
Harris C.D. Análisis, Químico Cuantitativo. Ed. Reverté S.A, 2da edición, México
1999
Burriel marti fernando, Lucena conde Felipe. Química Analítica Cualitativa Ed.
Thomson Editores 16va edición, España, 1998.
Harvey David Química Analítica Moderna Ed. Mc Graw Hill 1ra edición, España,
2000.
Skoog, West, et al. Fundamentos de Química Analítica Ed. Mc Thomson 8va
edición, México, 2005.
Ayres, Gilbert. Análisis químico cuantitativo. 2da edición. Ediciones del castillo.
México.1970