Informe Lab 4

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Universidad Nacional Mayor de San Marcos

Reacciones REDOX Laboratorio de Química General

ÍNDICE

- Resumen pág. 2

- Principios teóricos pág. 3

- Materiales y reactivos pág. 5

- Detalles experimentales pág. 6

- Resultados

Agentes oxidantes y reductores pág. 12

Reacciones en medio alcalino pág. 15

Reacciones en medio neutro pág. 17

Reacciones en medio ácido pág. 20

Peróxido de hidrógeno (H ¿¿2O2)¿ pág. 23

- Conclusiones pág. 24

- Recomendaciones pág. 25

- Apéndice pág. 25

- Bibliografía pág.1

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RESUMEN

En el presente informe se hace estudio de las reacciones REDOX (reacciones de

óxido - reducción) el las cuales mediante sus propiedades físicas y químicas como

por ejemplo cambio de color, formación de precipitado, desprendimiento de gases,

etc. podemos clasificarlas en 3 principales reacciones: Reacciones en medio

alcalino, en medio neutro y en medio ácido.

Además en dichas reacciones identificamos a los agentes oxidante y agentes

reductores de acuerdo a los cambios físicos observados; dando como ejemplo al

peróxido de hidrogeno (H2S2) que en algunas reacciones vistas actúa como

agente oxidante y en otras como agente reductor

Luego por el método del Ion – electrón se pude balancear las ecuaciones

resultantes. Una ves hecho el adecuado balance se procede a hallar el equiv-g de

cada agente, así como identificar los agentes oxidante y reductor.

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PRINCIPIOS TEORICOS

REACCIONES REDOX

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).

Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otro que los acepte:

El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir; oxidándose.

El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir; reducido.

Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un par redox. Análogamente, se dice que cuando un elemento químico capta electrones del medio se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor reducido.

Método del ion-electrón

Se aplica a reacciones redox que ocurren en soluciones acuosas de carácter acido, con presencia de ácidos fuertes (H2SO4, HCl, HNO3, etc.), o de carácter básico, con presencia de bases fuertes (NaOH, KOH, Ca(OH)2, etc.); la solución acuosa también puede ser neutra (ni acida ni básica). Para balancear la ecuación redox según este método, solo consideramos las especies iónicas o moleculares que sufren el fenómeno redox, por lo tanto no se consideran a los iones espectadores (iones que no sufren cambios en su número de oxidación); para ello se debe tener en cuenta que ciertas sustancias que no se ionizan en H2O se deben representar mediante su formula molecular o unidad formula.

Se debe seguir los siguientes pasos:

1. Hallar el número de oxidación de todos los elementos.

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2. Identificar que elemento se oxida y que elemento que se reduce.3. Tener en cuenta el número de átomo de cada elemento que se oxida o reduce,

se halla el número de electrones perdidos y el número de electrones ganados.4. Igualar el número de electrones ganados y perdidos, multiplicando por un

número mínimo entero, estos números se trasladan como coeficientes de las especies químicas (donde se encuentran los elementos que se oxidan y reducen).

5. Asegurarse que todos los átomos diferentes el H y O estén balanceados.6. El balance de H y O se realiza según el medio donde se efectúa el proceso

redox:En medio acido y en medio neutro (H+)

a) Para balancear átomos de oxígeno, en el miembro donde falta átomos de oxígeno se agrega una molécula de agua por cada átomo de oxígeno deficitario.

b) Para balancear átomos de de oxígeno, en el miembro donde falta átomos de hidrógeno se agrega iones H+ (igual al numero de átomos de hidrógeno deficitarios).

En medio básico o alcalino (OH-)

a) Para balancear átomos de oxígeno, en el lado de la ecuación química donde falta átomos de oxígeno se agrega dos iones OH- para cada átomo de oxígeno requerido y al otro de la misma agregar una molécula de H2O.

b) Si en el subpaso anterior, los átomos de H no están balanceados, en el lado de la ecuación donde falta hidrógenos se agrega una molécula de H2O por cada átomo de H requerido y en el otro lado se agrega un ion OH-. Luego se sustrae (cancela) las especies químicas idénticas.Es importante tener presente que el subpaso 6(a) precede siempre al subpaso 6(b), en ambos casos.

7. Para asegurarse que la ecuación esta correctamente balanceada tanto en masa como en carga se debe chequear de que la suma de cargas totales en ambos lados de la ecuación sean iguales.

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MATERIALES Y REACTIVOS

1.- Materiales:

Tubos de ensayo(5)PicetaGradilla Tubo de desprendimiento

2.- Reactivos:

FeSO4 0.1MMnSO4 1% pesoHNO3(cc)

H2S(acuoso)H2SO4 al 1% pesoH2SO4 20% pesoNaOH 1% pesoKMnO4 0.1MPb(NO3)2 0.1MVirutas de cobre Agua destiladaKSCN 1% pesoAgua de bromoNa2SO3 0.1MH2O2 3% volumenHCl(cc)

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DETALLES EXPERIMENTALES

A) AGENTES OXIDANTES Y REDUCTORES

Ejemplo Nº 1

1) En un tubo de ensayo colocar 2mL de HNO3 concentrado; note las

características del líquido (color, textura, etc.), luego de ellos adicionar 2 virutas (láminas pequeñas) de Cobre (Cu) al tubo, observe la o las reacciones ocurridas.

2) Asegúrese de mantener cerrado al tubo, durante el experimento, para observar de una manera eficaz las características del gas desprendido por la reacción. Anote las características observadas antes como después del experimento.

3) Terminada la reacción, dejar reposar al tubo por unos minutos, luego de ello, agregar al resultado 5mL de agua (destilada), Perciba en cambio en el color de la solución final, anote los resultados.

4) En este ejemplo ocurre la reacción del Cobre con el ácido nítrico, los cuales dan como producto al nitrato de Cobre II y al óxido nítrico, como se muestra a continuación:

Nota: El balanceo de las ecuaciones se mostrará en la parte de Tabla de resultados.

Ejemplo Nº 2

1) En 2 tubos de ensayo limpios Nº 1 y 2, agregar a cada uno de ellos

1.5mL de la solución de FeSO4 0.100 M recién preparada; Seguido a

esto agregue a cada tubo 10 gotas de H 2SO4 al 1%

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2) En el tubo Nº1 adicione 1mL de HNO3 (cc ), para luego llevarlo a

calentar con el uso del mechero de Bunsen, asegúrese de solo calentar brevemente, sin llegar a hervir.

3) Al momento de calentar la mezcla observe cuidadosamente los

cambios que ocurren con el H 2SO4, así como las burbujas de gas

atrapado de NO, que se observan al dejar enfriar la mezcla.

4) Trasvasar en otro tubo dicha mezcla y dejarlo enfriar con la ayuda del agua potable como refrigerante.

5) La reacción que ocurre en este ejemplo es el siguiente:

6) Adicionar a ambos tubos, 2 gotas de solución de KSCN 1% peso. Observe los cambios ocurridos y establezca las diferencias entre los tubos Nº 1 y 2.

7) En el tubo Nº 1 se observa la formación de un complejo de color rojo

sangre [Fe (SCN )]2+¿ ¿, lo que indica la presencia del catión Hierro III,

en la solución. Este complejo tiene un tiempo de vida corto, luego vuelve a su estado inicial. Representada en la ecuación siguiente:

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B) REACCIONES EN MEDIO ALCALINO

Ejemplo Nº 1:

1) En un tubo de ensayo adicionar aproximadamente 10 gotas de

solución de MnSO4 1% en peso, luego de ello agregar 1mL de

solución de NaOH 1% en peso.

2) En la solución resultante, agregar 3mL de agua de Bromo Br2(ac), agitar la mezcla. Seguido dejar reposar por unos minutos y observar los cambios que ocurren.

3) La ecuación química de dicho proceso en donde se forman sales, es el siguiente:

C) REACCIONES EN MEDIO NEUTRO

Ejemplo Nº 1:

1) Para este experimento hacer uso de un tubo de ensayo, agregar

1mL de solución de MnSO4 1% en peso.

2) Como segundo paso adicionar 1mL (10 gotas) de solución de KMnO4 a 0,100M. Agitar la mezcla y cerciorarse de los cambios

ocurridos. Anote de ser necesario.

3) En el paso final, llevar a calentar el tubo, Analizar el o los cambios que se producen, así como escribir la ecuación del experimento. En este caso es:

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Ejemplo Nº 2

1) Colocar en un tubo de ensayo 1mL de solución Na2SO3 0,1M,

seguido adicionar 1mL de solución de KMnO4 0.100M. Agitar la

mezcla y anotar los cambios que se producen.

2) En este experimento ocurre la reacción siguiente:

D) REACCIONES EN MEDIO ÁCIDO

Ejemplo Nº 1

1) En otro tubo de ensayo verter 1mL de solución de KMnO4 0,1M,

luego adicionar a ello 1mL de H 2SO4 20% en peso.

2) Colocar gota a gota y agitando en todo momento 1mL de solución de FeSO 4 0,1M, recién preparada (al igual que en el experimento 2 de

Agentes oxidantes y reductores).

3) Observar y anotar las reacciones ocurridas así como los cambios presentes en el experimento, como en este caso:

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Ejemplo Nº 2

1) En un tubo de ensayo colocar 10 gotas de solución KMnO4 0,1M,

luego adicionar 1mL de H 2SO4 al 20% en peso.

2) Agregar, seguido a esto, gota a gota y agitando 1mL de solución

saturada de H 2S, recién preparada. Con sumo cuidado analizar cada

uno de los cambios ocurridos, anotar sus características. A continuación se muestra la reacción ocurrida:

E) PERÓXIDO DE HIDRÓGENO H 2O2

a) Peróxido de hidrógeno como agente oxidante:

1) En un tubo de prueba suministrar 20 gotas o 2mL de solución Pb(NO3)2 0,1M, seguido adicione 2mL de solución de H 2S recién

preparada.

2) Obtenida la mezcla, suavemente caliente el tubo, con cuidado de que no se derrame la muestra, hasta su ebullición; el experimento concluirá en el momento de la formación del precipitado color negro.

3) Observe cuidadosamente, anote los resultados y características. Analice la siguiente ecuación:

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4) Terminada la observación, proceda a decantar el precipitado, para mejores resultados utilice el papel filtro y un embudo, de tal manera que se obtenga la mayor cantidad de precipitado de PbS del tubo de ensayo.

5) Añadir a este último 3mL de solución de H 2O2 al 3% en volumen;

finalmente calentar con suma suavidad la solución. Observe los cambios ocurridos en las características del precipitado, de esta ecuación:

b) Peróxido de hidrógeno como agente reductor:

1) Colocar en un tubo de ensayo 1mL de solución de KMnO4 0,1M,

seguido adicionar 2mL de H 2SO4 al 20% en peso.

2) Adicionar 1 o 2mL de solución de H 2O2 al 3% en volumen hasta

notar la decoloración por parte del primero.

3) Observar el cambio, como se muestra teóricamente en la ecuación siguiente:

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RESULTADOS

AGENTES OXIDANTES Y REDUCTORES

Ejemplo Nº 1

HNO3 (cc )+Cu(S )→Cu(NO¿¿3)2 (ac)+NO2(g )+H 2O(l )¿

1. Hallar el número de oxidación de todos los elementos:

H+1N +5O3−2+Cu0→Cu+2(N+4O3

−2)2−1+N+4O2

−2+H 2+1O−2

2. Identificar que elemento se oxida y que elemento que se reduce:

Se oxida: Cu0

Se reduce:(N O3)−1

3. Descomponer en dos semirreacciones:

Semirreacción de oxidación: Cu0→Cu+2

Semirreacción de reducción: (N O3)−1→(N O2)

0

4. Completar el número de átomos de los elementos en los dos miembros

agregando H 2O e H+¿¿ para balancear el oxígeno e hidrógeno,

respectivamente:

Cu0→Cu+2

(N O3 )−1+2H+¿→(N O2)0+H 2O¿

5. Completar la carga aumentando (en la semirreación de reducción) o restando en la semirreacción de oxidación) electrones:

Cu0→Cu+2+2e−¿¿

(N O3)−1+2H+¿+1e−¿→(NO 2)

0 +H2O ¿ ¿

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6. Igualar los electrones perdidos y ganados multiplicando por números enteros y sencillos (×1 y ×2, respectivamente) y sumar:

Cu0→Cu+2+2e−¿¿

2 (N O3 )−1+4H+¿+2e−¿→ 2(N O 2)0+2H 2O ¿¿

Cu0+2 (NO 3)−1+4H+¿→Cu+2+2(NO 2)

0+2 H 2O ¿

7. La ecuación obtenida es la ecuación iónica balanceada, cuyos coeficientes se aplican en la ecuación principal.Nota: Para asegurarse que la ecuación esta correctamente balanceada tanto en masa como en carga se debe chequear de que la suma de cargas totales en ambos lados de la ecuación sean iguales.

4 HNO3(cc)+Cu(S)→Cu(NO¿¿3)2(ac)+2NO2( g)+2H 2O(l )¿

Ejemplo Nº 2

FeSO4 (ac)+H 2SO 4(ac)+HNO3 (cc )→Fe2(SO¿¿4)3 (ac)+N O( g)+H 2O(l)¿


Fe+2S+6O 4−2+H 2

+1S+6O4−2+H+1N+5O3

−2→Fe2+3(S+2O4

−2)3−2+N+2O−2+H 2

+1O−2


Se oxida: Fe+2

Se reduce: (N O3)−1


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Semirreacción de oxidación: Fe+2→Fe2+3

Semirreacción de reducción: (N O3)−1→¿


agregando H 2O e H+¿¿ para balancear el oxígeno e hidrógeno,

respectivamente:

Fe+2→Fe2+3

(N O3)−1+4H+¿→ ¿¿


2 Fe+2→Fe2+3+2e−¿¿

(N O3 )−1+4H+¿+3e−¿→¿¿ ¿


6 Fe+2→3 Fe2+3+6 e−¿ ¿

2(N O3)−1+8H+¿+6e−¿→2¿ ¿¿

¿¿

6 Fe+2+2(N O3)−1++8H+¿→ 3Fe2

+3+2¿¿


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6 FeSO4 (ac)+3H 2SO 4(ac)+2HNO3(cc)→3 Fe2(SO¿¿4)3 (ac)+2N O( g)+4H 2O(l )¿

REACCIONES EN MEDIO ALCALINO

Ejemplo Nº 1:

MnSO4 (ac)+NaOH (ac)+Br2 (ac)→MnO2( pp)+Na2SO4 (ac)+NaBr(ac)+H 2O(l )


Mn+2(S+6O 4−2)−2+Na+1O−2H+1+Br2

0→Mn+4O2−2+Na2

+1(S+6O4−2)−2+Na+1Br−1+H 2

+1O−2


Se oxida: Mn+2

Se reduce: Br20


Semirreacción de oxidación: Mn+2→(MnO2)0

Semirreacción de reducción: Br20→Br−1

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agregando H 2O e OH−¿¿ para balancear el oxígeno e hidrógeno,

respectivamente:

Mn+2+4OH−¿→(MnO 2)0+2 H2O¿

Br20→Br−1


Mn+2+4OH−¿→(MnO 2)0+2 H2O+2e−¿¿ ¿

Br20+1e−¿→Br−1¿


Mn+2+4OH−¿→(MnO 2)0+2 H2O+2e−¿¿ ¿

2Br20+2e−¿→2Br−1¿

¿¿

Mn+2+4OH−¿+2Br20→(MnO2 )

0+2H 2O+2Br−1¿


MnSO4 (ac)+4NaOH (ac)+Br2(ac)→MnO2 (pp)+Na2SO4 (ac)+2NaBr(ac)+2H 2O(l )

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REACCIONES EN MEDIO NEUTRO

Ejemplo Nº1:

MnSO4(ac)+KMnO4 (ac)+H 2O(l)→MnO2( pp)+KH SO4 (ac)+H 2SO4 (ac)


Mn+2(S+6O 4−2)−2+K+1(Mn¿¿+7O4

−2)−1+H 2+1O−2→Mn+4O 2

−2+K+1H+1S+6O 4−2+H 2

+1S+6O4−2 ¿


Se oxida: Mn+2

Se reduce: (MnO4)−1


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Semirreacción de oxidación: Mn+2→(MnO2)0

Semirreacción de reducción: (MnO4)−1→(MnO2)

0


agregando H 2O e H−¿ ¿ para balancear el oxígeno e hidrógeno,

respectivamente:

Mn+2+2H 2O→(MnO2)0+4H−¿¿

(MnO4)−1+4H−¿→ (MnO2)

0+2H 2O¿


Mn+2+2H 2O→(MnO2)0+4H−¿+2e−¿ ¿¿

(MnO4)−1+4H−¿+3e−¿→(MnO2)

0+2H 2O ¿ ¿


3Mn+2+6H 2O→3(MnO2)0+12H−¿+6e−¿¿¿

2(MnO 4)−1+8H−¿+6e−¿→2(MnO2)

0+4H 2O ¿¿

¿¿

3Mn+2+2H 2O+2(MnO4)−1→5(MnO2)

0+4H−¿¿

7. La ecuación obtenida es la ecuación iónica balanceada, cuyos coeficientes se aplican en la ecuación principal.

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Nota: Para asegurarse que la ecuación esta correctamente balanceada tanto en masa como en carga se debe chequear de que la suma de cargas totales en ambos lados de la ecuación sean iguales.

3MnSO4 (ac)+2KMnO 4(ac)+2H 2O(l )→5MnO2( pp)+2KH SO4 (ac)+H 2SO4 (ac)

Ejemplo Nº2

KMnO4 (ac )+Na2SO3 (ac)+H 2O(l)→MnO2( pp)+Na2SO4 (ac)+KOH


K+1(Mn¿¿+7O4−2)−1+Na2

+1 ¿¿


Se oxida: ¿



Semirreacción de oxidación: ¿

Semirreacción de reducción: (MnO4)−1→(MnO2)

0



respectivamente:

¿

(MnO4)−1+4H−¿→ (MnO2)

0+ 2H 2O¿

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¿

(MnO4)−1+4H−¿+3e−¿→(MnO2)

0+2H 2O ¿ ¿


3¿

2(MnO 4)−1+8H−¿+6e−¿→2(MnO2)

0+4H 2O ¿¿

¿¿

3¿


2KMnO4 (ac)+3Na2SO3(ac)+H 2O(l)→2MnO2( pp)+3Na2SO4 (ac)+2KOHac

REACCIONES EN MEDIO ÁCIDO:

Ejemplo Nº1

FeSO 4(ac)+KMnO4 (ac)+H 2SO 4(ac)→Fe2(SO4)3(ac)+MnSO4(ac)+K2SO4 (ac)+H 2O(l )


Fe+2(S+6O4−2)−2+K+1(Mn¿¿+7O 4

−2)−1+H 2+1S+6O 4

−2→Fe2+3(S+2O 4

−2)3−2+Mn+2(S+6O 4

−2)−2+K2+1S+6O4

−2+H 2+1O−2 ¿


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Se oxida: Fe+2



Semirreacción de oxidación: Fe+2→Fe2+3

Semirreacción de reducción: (MnO4)−1→Mn+2



respectivamente:

2 Fe+2→Fe2+3

(MnO4)−1+8H−¿→Mn+2+4 H 2O ¿


2 Fe+2→Fe2+3+2e−¿¿

(MnO4)−1+8H−¿+5e−¿ →Mn+2+4H2 O ¿¿


10 Fe+2→5 Fe2+3+10e−¿¿

2(MnO 4)−1+16H−¿+10e−¿→ 2Mn+2+8H 2O ¿¿

¿¿

10 Fe+2+2(MnO4)−1+16H−¿→5 Fe2

+3+2Mn+2+8 H 2O¿

7. La ecuación obtenida es la ecuación iónica balanceada, cuyos coeficientes se aplican en la ecuación principal.

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Nota: Para asegurarse que la ecuación esta correctamente balanceada tanto en masa como en carga se debe chequear de que la suma de cargas totales en ambos lados de la ecuación sean iguales.

10 FeSO4 (ac)+2KMnO 4(ac)+8H 2SO4 (ac)→5Fe2(SO4)3 (ac)+2MnSO4 (ac)+K2SO4 (ac)+8H 2O(l)

Ejemplo Nº2

KMnO4 (ac)+H 2SO4 (ac)+H 2S→K2SO4 (ac)+MnSO4 (ac)+H 2O(l )+S(s )


K+1(Mn¿¿+7O4−2)−1+H 2

+1S+6O4−2+H 2

+1S−2→K2+1S+6O4

−2+Mn+2(S+6O 4−2)−2+H 2

+1O−2+S0¿


Se oxida: S−2



Semirreacción de oxidación: S−2→S0

Semirreacción de reducción: (MnO4)−1→Mn+2



respectivamente:

S−2→S0

(MnO4)−1+8H−¿→Mn+2+4 H 2O ¿

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S−2→S0+2e−¿ ¿

(MnO4)−1+8H−¿+5e−¿ →Mn+2+4H2 O ¿¿


5S−2→5 S0+10e−¿¿

2(MnO 4)−1+16H−¿+10e−¿→ 2Mn+2+8H 2O ¿¿

¿¿

5S−2+2(MnO 4)−1+16H−¿→5 S0+2Mn+2+8H 2O¿


2KMnO4 (ac)+2H 2SO4 (ac)+2H 2S→K2SO4 (ac)+2MnSO4 (ac)+4H 2O(l)+S (s)

PERÓXIDO DE HIDRÓGENO (H ¿¿2O2)¿

Peróxido de hidrógeno como agente oxidante:

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a) Pb(NO3)2 (ac )+H 2S (ac)→PbS (pp)+HN O3(ac)

Esta ecuación sólo se resolverá por el método de tanteo:

Pb(NO3)2 (ac )+H 2S (ac)→PbS (pp)+2HNO3 (ac)

b) PbS( pp)+H 2O2(ac )→PbSO4 (pp)+H 2O(l)


PbS( pp)+4H 2O2 (ac)→PbSO4 ( pp)+4 H 2O(l )

c) Peróxido de hidrógeno como agente reductor:

KMnO4 (ac )+H 2SO4 (ac )+H 2O2(ac )→K2SO4 (ac)+MnSO4 (ac)+H 2O(l)+O2 (g)


2KMnO4 (ac)+3H 2SO4 (ac)+H 2O2 (ac)→K2SO 4(ac)+2MnSO4 (ac)+4H 2O(l)+3O2(g )

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CONCLUSIONES

Los compuestos complejos que se forman durante una reacción, tienen un tiempo de vida relativamente breve, con lo que al final vuelven a sus compuestos simples.

En una reacción química se logra identificar si se encuentra en un medio ácido, básico o alcalino, a través de la observación de sus reactantes.

Con el método ión electrón logramos balancear la ecuación química, mas es necesario su comprobación y modificaciones finales para asegurar un balance exacto.

Existen elementos y compuestos que poseen alta volatilidad, con lo que inhalarlos directamente trae consecuencias que pueden ser graves.

Al final de un balanceo por el medio de ión electrón se logra determinar al agente oxidante o al agente reductor, así como ubicar a la forma oxidada y la forma reducida.

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RECOMENDACIONES

1. Usar los guantes al momento de manipular los diferentes compuestos

2. Evitar acercar los guantes al mechero Bunsen

3. No oler los gases liberados en la reacciones.

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APÉNDICE

1.- Balancear por el método ion electrón estableciendo las semirreacciones de oxidación y reducción e indicar quien es el agente reductor y el agente oxidante, y el peso equivalente de cada uno de ellos, en las reacciones siguientes:

K2 Cr2O7 + KI + H2 SO2 Cr2 (SO4)3 + K2 SO4 + I2 + H2O

6e- + (Cr2O7)-2 + 14H+ Cr2

+3 + 7H2O

3x [2I- I2 + 2e-]

6e- + (Cr2O7)-2 + 6I- + 14H+ Cr2

+3 + 3I2+ 7H2O + 6e-

K2 Cr2O7 + 6KI + 7H2 SO2 Cr2 (SO4)3 + 4K2 SO4 + 3I2 + 7H2O

Agente oxidante: K2 Cr2O7 Peq=2142

=107

1eq−g=Peq ( gramos )1eq−g=107 g

Agente reductor: KI 1eq−g=74.5g1

=74.5g

CrCl2 + NaClO3 + NaOH NaCrO7 + NaCl + H2 O

2x [Cr+3 + 8OH- CrO-2 + 4H2O + 3e-]

6e- + (ClO3)-1 + 3H2O Cl- + 6OH-

6e- + 2Cr+3 + (ClO3)- + 16 OH- + 3H2O 2CrO-2

+ Cl- + 8H2O + 6e- + 6OH-

2Cr+3 + (ClO3)- + 10 OH- 2CrO-2

+ Cl- + 5H2O

2CrCl2 + NaClO3 + 10NaOH 2NaCrO7 + 7NaCl + 5H2 O

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Agente oxidante: NaClO3 Peq=106.51

=106.5

1eq−g=Peq ( gramos )1eq−g=106.5 g

Agente reductor: CrCl2 1eq−g=87.5 g1

=87.5 g

FeS + O2 Fe2 O3 + SO2

En esta ecuación no se puede realizar el balanceo por El método íon electrón, pero por simple tanteo se obtiene el balanceo.

4FeS + 7O2 2Fe2 O3 + 4SO2

Agente reductor: FeS 1eq−g=882

=44 g

Agente oxidante: FeS 1eq−g=882

=44 g

O2 1eq−g=162

=8 g

2.- Balancear la ecuación iónica por el método ion electrón:

H2O2 + I- + H+ H2O + I2

2I- I2 + 2e- (oxidación)

H2O2 + 2 H+ + 2e- 2H2O (reducción)

H2O2 + 2I- + 2H+ 2H2O + I2

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

Porque esos elementos como el Al, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, etc., No comparten ni pierden electrones, por eso su número de oxidación es cero. Así como cada átomo en H2 , Br 2 , O2 , P4 , S8, etc., ejercen la misma atracción uno del otro, entonces se considera que su número de oxidación de todo el elemento es cero.

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4.- ¿Qué cantidad en peso de FeSO2 contiene una solución si al oxidarse se obtiene 200mL de solución 0.5M de Fe2(SO4)3?

Como:

M=nSto

V sol ( L )=

WstoMsto

V sol (L )MxVsol ( L ) xMsto=Wsto

Reemplazando valores : [0.5M ] x [0.2L] x [400 g]=Wsto W Fe2(SO4)3 = 40g

Y de:

6FeSO4 + 3H2SO4 + 2HNO3 3Fe2 (SO4)3 + 2NO + 4H2O

6x152g -----------------------------3x400g

W FeSO4 ----------------------------------------------40g

5.- Empleando solo la ecuación iónica que se da, determinar el peso de KMnO4 que se necesita para oxidar 4.8g de FeSO4 en medio acido (acido sulfúrico).

5Fe2+ + (MnO4)- + 8H+ 5Fe3+

+ Mn+2 + 4H2O

De la ecuación se puede obtener lo siguiente:

5Fe2+ + (MnO4)- + 8H+ 5Fe3+

+ Mn+2 + 4H2O

5x152g de FeSO4 ----------- 158g de KMnO4

4.8g de FeSO4 ------------ W de KMnO4

6º la reacción de tostación del ZnS es:

ZnS + O2 ZnO + SO2

Determinar la relación molar, el agente oxidante y el agente reductor.

Por un simple tanteo y colocando los números de oxidación, la ecuación sería:

W FeSO4 = 30.4g

W (KMnO4) = 2.5g

30



2Zn+2S-2 + 3O02 2Zn+2O-2 + 2S+4O-2

2

Entonces:

El agente oxidante: O2

El agente reductor: ZnS

La relación molar:

agente oxidanteforma oxidada

=3O2

2SO2

=32

agente reductorformareducida

= 2 ZnS2ZnO

=1

7.- 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 de3 las 2 semirreacciones que se producen. (Suponer que el Fe pasa a Fe3+).

Las ecuaciones de las semireacciones serían:

Cu2+ + 2e- Cu (reducción)

Fe Fe3+ + 3e- (oxidación)

31



IMÁGENES

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BIBLIOGRAFÍA

Petrucci Ralph “Química General”, Editorial Prentice Hall, Octava edición.

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Brown Teodoro “Química la ciencia central” Editorial Prentice Hall.

Raymond Chang “Química General”, Editorial Mc Graw Hill, Séptima edición.

Academia César Vallejo “Química, análisis de principios y aplicaciones”, Editorial Lumbreras, Tomo I

Informe Lab 4

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