Redox 2b2n3f

REDOX Y ELECTROQUIMICA

1. OBJETIVOS 1.1. OBJETIVO GENERAL: Estudiar algunas reacciones de oxidación-reducción para comprender el concepto de oxidación y reducción. 1.2. OBJETIVOS ESPECÍFICOS: -Comprender los conceptos de oxidación y reducción a partir de reacciones redox. - Determinar si una sustancia actúa como agente oxidante o como agente reductores. - Hallar experimentalmente las cantidades estequiométricas para completar reacciones redox a partir de soluciones de concentración conocida - Conocer que es proceso de electrodeposición. - Utilizar los conceptos redox, para verificar en el proceso de electrodeposición la transferencia de masas. - Identificar y usar los implementos de seguridad en el laboratorio que permitan desarrollar la práctica de manera segura. 3. DATOS TOMADOS EN EL LABORATORIO: KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O 2 KMNO4 + 10 FeSO4 + 8 H2SO4 → 2 MNSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + K2SO4+ 8 H2O Agente oxidante: KMnO4 Sustancia oxidada: Fe2(SO4)3 Agente reductor: FeSO4 Sustancia reducida: MnSO4 K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O K2Cr2O7 + 6 FeSO4 + 7 H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 7 H2O Agente oxidante: K2Cr2O7 Sustancia oxidada: Fe2(SO4)3 Agente reductor: + FeSO4 Sustancia reducida: Cr2(SO4)3 K2Cr2O7 + H2O2 + HCl → CrCl3 + O2 + KCl + H2O Agente oxidante: K2Cr2O7 Agente reductor: H2O2

Sustancia oxidada: O2 Sustancia reducida: CrCl3

KMnO4 + H2O2 + HCl → MnCl2 + O2 + KCl + H2O Agente oxidante: KMnO4 Sustancia oxidada: O2 Agente reductor: H2O2 Sustancia reducida: MnCl2 K2Cr2O7 + HCl + Zn → CrCl3 + ZnCl2 + KCl + H2O K2Cr2O7 + 14 HCl + 3 Zn = 2 CrCl3 + 3 ZnCl2 + 2 KCl + 7 H2O Agente oxidante: K2Cr2O7 Sustancia oxidada: ZnCl2 Agente reductor: Zn Sustancia reducida: CrCl3

# Reac ción

Descripción antes, durante y después de cada experimento

1

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

2

Primero tiene un color rosa después se le agrega 2 gotas de ácido sulfúrico se torna un color morado después se agregó 3 o 4 gotas se sulfato de hierro y cambia de color nuevamente y se tornó amarrillo verdoso K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

3

Se le adiciona 3 gotas de dicromato de potasio se torna de color------después una gota de ácido sulfúrico y tomo un color------por último se adiciona 2 gotas de sulfato ferroso y toma un color------K2Cr2O7 + H2O2 + HCl → CrCl3 + O2 + KCl + H2O

4

Se le adiciona 3 gotas de ácido clorhídrico y tomo un color--------y después se adiciona 3 gotas de peróxido de hidrogeno y tomo un color-----KMnO4 + H2O2 + HCl → MnCl2 + O2 + KCl + H2O Se adiciona 3 gotas de KMnO4 tomo un color morado después se le adiciona 2 gotas de HCl tomo un color café

5

K2Cr2O7 + HCl + Zn → CrCl3 + ZnCl2 + KCl + H2O Se le agrega 1 gota de ácido clorhídrico se torna de color gris después se adiciona dicromato de potasio dos gotas y cambia de color a uno verde(esta es una reacción exotérmica por que libera calor)

4. CALCULOS 1-Cálculo, en cada una de la reacciones, para determinar el número de moles de cada uno de los reaccionantes (agente oxidante y reductor) 0,100M*(1*10^-3=n

KMnO4=0,0001

0,001 m KMnO4 ((10 FeSO4) / (2 n KMnO4)= 5*10^-4 n FeSO4 5*10^-4 N FeSO4 ((8 H2SO4)/(10 n FeSO4)= 4*10^-11 Cálculo para determinar el número de moles, en cada una de las reacciones, de los productos (sustancias oxidada y reducida). 0,001 M * (3*10^-3 L) = 3*10`-4 n KCrO2 1*10^-4 KCrO2 (( 6 n FeSO4)/(1n KCrO2) = 1,8*10^-3 n FeSO4 1,8*10^-3 n FeSO4((7n H2SO4)/(6 FeSO4) = 2,1*10-3 n H2SO4 Cálculo de la masa de cada uno de los productos obtenidos en las reacciones: 0,250 M*(1,2*10^-3 L) = 3*10^-4 n H2SO4 3*10^-4 n H2SO4 (( 1 kMnO7)/(2 n H2SO4))= 1,5 *10^-4 n kMnO7 1,5 *10^-4 n H2SO4*((1 n HCl)/(1 H2SO7))= 1,5*10^-4 HCl

Cálculo para hallar el peso (g) y la cantidad de equivalentes de los productos obtenidos en cada una de las reacciones realizadas. (sustancias oxidadas y reducidas) 5*10^-4 n FeSO4*((1n CO(SO4)2)/(6 nFeSO4))=8,33*10^-5(CO(SO4)2) 10^-4 n Fe(SO4)3*(( 3Fe(SO4))/(6 FeSO4))=2,5*10^-43Fe(SO4) 5. RESULTADOS Resultados de los cálculos de mol N° Reacció n 1 2 3 4 5

Mol de reactivos Agente oxidante

Agente reductor

1*10^-11 n 3*10^-4 n 1*10^-4 n 2*10^-4 n 3*10^4 n

5*10^4 n 1,8*10^-3 n 3*10^-4 n 7*10^-4 n 9*10^-4 n

Mol de productos Sustancia Sustancia oxidada reducida 2,5*10^-4 n 1*1^-4 n 9*10^4 n 3*10^-4 n 4*10^-4 n 2*10^-4 n 6*10^-4 n 2*10^4 n 9*10^-4 n 6*10^-4 n

Resultados de las reacciones realizadas N° Reacció n 1 2 3 4 5

Volumen de reaccionantes utilizados

Gramos de los productos obtenidos

Agente oxidante

Agente reductor

1 ml 3 ml 2 ml 2 ml 3 ml

5 ml 1,8 ml 1 ml 2,8 ml (gramos de Zn) 0,07 g

Sustancia oxidada 0,10 g 0,35 g 6,01 g 0,01 g 0,12 g

Sustancia reducida 1,5*10^-2 0,11 0,03 0,0225 0,009

N° de electrones transferidos en la reacción 10e6e8e12e6e-

Resultados de la Electrodeposición Antes de la electrodeposición Peso Peso alambre de Cu puntilla 0,358 2,850

Después de la electrodeposición Peso alambre de Cu 0,356

Cálculo de las moles de electrones �oles �� ����������=��¯ =�/� � = ��− � A partir de la masa de cobre:

Moles de electrones de cobre:

Peso puntilla 2,85

Observaciones

Tiempo (s): 6s Intensidad de corriente (A): 12*10^-3

Cálculo de intensidad de corriente circulante en la celda: �/�=� I Teórica: con I Experimental: amperímetro 1,2*10^-2

5,6*10^-3 n

0,10 n

9V

6. ANÁLISIS DE RESULTADOS En la práctica de redox y electroquímica se observa un comportamiento en las sustancias ;actúan agentes oxidantes y agentes reductoras en las reacciones realizadas por los compañeros de laboratorio y se comprendió el proceso de electro posición. 7. CONCLUSIONES -Se comprendió los conceptos de oxidación y reducción a partir de reacciones redox. -Se determinó una sustancia actúa como agente oxidante -Se conoció un proceso de electrodeposición - Se identificó y se usó los implementos de seguridad en el laboratorio que permitieron desarrollar la práctica de manera segura.