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INFORME DE QUÍMICA - TERCERO MEDIO

Experimentos con

Reacciones de Óxido-Reducción

(Reacciones Redox) ________________________________________

2015

Hecho por: Ignacio F. Garcés, Sebastián Cáceres, Leonardo Frigerio & Matías Vergara

Subido por Ignacio F. Garcés

Agradecimientos: profesor Eduardo Gatica

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Índice

Introducción pág. 3

Primer experimento

↳ Sustancias usadas pág. 4

↳ Materiales pág. 5

↳ Procedimientos pág. 6

↳ Esquemas pág. 11

↳ Reacciones químicas pág. 12

Segundo experimento

↳ Materiales pág. 13

↳ Procedimientos pág. 14

↳ Esquemas pág. 17

↳ Reacciones pág. 18

↳ Conclusiones pág. 19

↳ Bibliografía pág. 21

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Introducción

Existen reacciones químicas llamadas Redox o de Óxido-reducción, en las que las sustancias

participantes intercambian electrones. La oxidación consiste en la pérdida de electrones de una

especie química, y la reducción es la ganancia de estos. Estos dos procesos siempre ocurren

simultáneamente en las reacciones químicas en las que hay cambios de estado.

A continuación se presentan dos tipos de experimentos: uno consiste en la mezcla de dos

sustancias cuyas reacciones ocurren espontáneamente al estar unidas, y en cambio, otro

experimento que requiere de electricidad para funcionar.

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Primer Experimento

Sustancias usadas

Cobre (Cu): Es un metal de transición de color rojizo y brillo metálico que, junto con la plata y el

oro, forma parte de la llamada familia del cobre. Se caracteriza por ser uno de los mejores

conductores de electricidad.

Aluminio (Al): Se trata de un metal, y es el tercer elemento más común encontrado en la corteza

terrestre. Los compuestos de aluminio forman el 8 % de la corteza de la tierra y se encuentran

presentes en la mayoría de las rocas y de la vegetación.

Ácido Nítrico (HNO3): El ácido nítrico es un líquido viscoso y corrosivo. Es utilizado comúnmente

como un reactivo de laboratorio. Tiene usos adicionales en metalurgia y en refinado, ya que

reacciona con la mayoría de los metales y en la síntesis química.

Sulfato de Cobre (CuSO4): El sulfato de cobre es un producto utilizado para suplir funciones

principales de cobre en la planta, especialmente en el campo de las enzimas. Su absorción se

realiza mediante un proceso metabólico activo y prácticamente no es afectado por la competencia

de otros cationes, pero si afecta a los demás cationes de la planta.

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Materiales

● Un vaso precipitado.

● Agua. (H2O)

● Un trozo de cobre metálico. (Cu)

● Un trozo de aluminio. (Al)

● Ácido nítrico. (HNO3)

● Sulfato de cobre. (CuSO4)

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Procedimientos

Reacción 1: COBRE METÁLICO EN ÁCIDO NÍTRICO

1. Llenar un vaso precipitado con al menos ⅓ de su capacidad con agua.

2. Colocar un poco de ácido nítrico en el vaso.

3. Colocar pedazo de cobre.

4. Observar la reacción.

Al juntar el ácido nítrico con el trozo de cobre, inmediatamente se aprecia un cambio de color y se

observa humo naranja saliendo del ácido, posteriormente la solución compuesta de ácido nítrico

con agua cambia con los segundos de transparente a verde. Sucede que el cobre se evapora

rápidamente, y desaparece del vaso en un corto periodo de tiempo, esparciéndose por el aire.

Para explicar esta reacción debemos basarnos en la ecuación que explica:

8HNO3 +3Cu = 3Cu(NO3)2 + 2NO (gas) + 4H2O

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En esta reacción, el cobre se oxida y libera por tanto dos electrones que son capturados por el

ácido nítrico el que por ende se reduce, pero al ser tres átomos de cobres son seis electrones

liberados en total y aceptados por el nitrógeno, quedando finalmente un producto compuesto por

nitrato de cobre, dióxido de nitrógeno y agua.

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Reacción 2: ALUMINIO EN SULFATO DE COBRE

1. En ⅓ de la capacidad del mismo vaso precipitado, ya lavado, poner sulfato de cobre.

2. Colocar una de las muestras de aluminio.

3. Observar la reacción.

Comenzamos a ver burbujas que salían del fragmento de aluminio, el que comienza a cambiar de

color, volviéndose naranjo y luego café, y a los pocos minutos se empieza a fragmentar. El

sulfato de cobre, antes azul se vuelve gris.

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Ocurre que el sulfato de cobre se está reduciendo a cobre metálico, y a su vez, el aluminio se está

disolviendo en la reacción, volviéndose sulfato de aluminio. Además, al tocar el vaso, se aprecia

calor, por lo que la reacción es exotérmica.

Pero esta reacción es mucho más lenta que la anterior; si esperamos un día, encontraríamos al

líquido de color blanco y el aluminio se habría disuelto en él.

La siguiente reacción explica este proceso:

3CuSO4 + 2Al → Al2(SO4)3 + 3Cu

En este caso podemos ver la ecuación química que muestra la reacción redox donde el cobre se

reduce y el aluminio se oxida, esto ocurre porque el aluminio al oxidarse libera (oxidación) tres

electrones, y al ser dos átomos de aluminio da como resultado 6 átomos liberados en total; y en el

caso del cobre este capta 2 electrones (reducción) por lo tanto al ser tres átomos de cobre capta en

total seis electrones, provenientes del aluminio, explicando así la reacción redox.

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Esquemas

Reacción 1:

Reacción 2:

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Reacciones químicas

Reacción 1: COBRE METÁLICO + ÁCIDO NÍTRICO

8HNO3 + 3Cu → 3Cu(NO3)2 + 2NO (gas) + 4H2O

Reacción 2: ALUMINIO + SULFATO DE COBRE

3CuSO4 + 2Al → Al2(SO4)3 + 3Cu

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Segundo Experimento

Materiales

● Batería de 9 voltios.

● 2 cables paralelos.

● Una Llave.

● Sulfato de cobre +3.

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Procedimientos

1. Reducir el sulfato de cobre +3 añadiendo cloruro de sodio, para así obtener sulfato de cobre

+2 para realizar el experimento.

Sulfato de cobre +3 → Sulfato de cobre +2

2. Pelar los extremos de los cables, dejando expuesto el cobre.

3. Colocar los extremos de los cables sobre los polos de la batería, con precaución de no

juntarlos y evitar un cortocircuito o daño a la batería.

4. Amarrar la llave con el extremo libre que toca al polo negativo de la batería.

5. Sumergir los ambos extremos en el sulfato de cobre.

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6. Luego de 5 minutos, sacar los extremos de dicha sustancia y observar la llave.

Al realizar esto, se pudo apreciar un cambio en la coloración de la llave, desde un color plateado

antes de sumergirla, hasta un color negro pasado el tiempo. Además, durante la reacción que

ocurre, se distinguen burbujas que emergen desde la llave. (CÁTODO)

7. Realizar el mismo procedimiento, pero esta vez, atar la llave al cable que toca al polo

positivo de la batería.

Ocurre algo similar con la llave, sólo que esta vez, se aprecia un tono rojizo en la coloración

oscura de la llave al finalizar el experimento. En esta reacción química también es notoria la

emanación de burbujas desde la llave. (ÁNODO)

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Esquemas

Cátodo: electrodo negativo de una célula electrolítica hacia el que se dirigen los iones positivos,

que por esto reciben el nombre de cationes. (En este caso, la llave)

Ánodo: electrodo positivo en el que se produce la oxidación, es decir, la donación de electrones.

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Reacciones químicas

2Cl- (ac) → Cl2 (g) 2e- Ánodo

2Na+ (l) + 2e- → 2Na (l) Cátodo

___________________________

2Na+ (l) + 2Cl- (l) → 2Na (l) + Cl2 (g) Reacción Global

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Conclusiones

Primer Experimento

A través de estos experimentos se aprecia las reacciones de óxido-reducción, las que son

independientes unas de otras, una reacción rédox no está compuesta únicamente de una

reducción o únicamente de una oxidación, sino que de ambas ya que para que se genere una

automáticamente se requiere de la otra. En este caso en ambos experimentos se tiene un agente

reductor y un agente oxidante, los que en conjunto liberan y captan electrones a la vez, en donde

en el primer experimento se observa la oxidación de un metal (en este caso el cobre) y en el

segundo experimento de manera opuesta el metal se reduce (en este caso el aluminio).

En el primer experimento (cobre + ácido nítrico) vimos como el cobre se oxidó y liberó electrones

que fueron captados por el nitrógeno del ácido nítrico, reduciéndose y formando un producto

totalmente distinto a los reactantes del principio, pasando de cobre y ácido nítrico ha nitrato de

cobre, óxido nítrico y agua.

En el segundo (Aluminio + Sulfato de Cobre) caso se utilizó aluminio el cual al entrar en la solución

de sulfato de cobre de inmediato comenzó a interactuar, liberando por cada átomo tres electrones,

dejando un total de seis los que fueron captados por la solución del sulfato de cobre, en que el

cobre específicamente captó. Así gracias a esta reacción los componentes principales cambiaron

completamente a otros compuestos distintos, dando como resultado sulfato de aluminio, el que se

vislumbra en la solución sobrante y cobre en la solución.

Reacción explicada de esta forma: 3CuSO4 + 2Al → Al2(SO4)3 + 3Cu Siendo este un proceso

exotérmico que pudimos evidenciar al tocar el vaso que contenía la solución y sentir el calor

liberado.

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Segundo Experimento

La electrólisis es usada actualmente en la galvanotecnia, a nivel industrial. Un ejemplo de ello, es

el cobre que exporta Chile, ya que es fabricado mediante este proceso y por ello, se obtiene un

cobre aproximadamente 99,9% puro.

En este proceso llamado electrólisis, se realiza el proceso inverso al del primer experimento, acá

usamos una llave la cual está compuesta de acero, el que es una aleación de hierro, por lo tanto el

átomo principal de la llave es el hierro, el cual va a reaccionar con el cobre de la solución en este

experimento.

En esta reacción pudimos evidenciar como el cobre se desprende de la solución y pasa a formar

parte, es decir, a unirse o reaccionar con el hierro de la llave, lo que da este color rojizo a la

reacción. Esto ocurre mediante reducción del ión Cu2+; donde a la vez el hierro se oxida a Fe2

+

explicado mediante la ecuación: CuSO4 → Cu++ + SO4

Por lo que al contar la composición de la llave queda: Fe + Cu (SO4) → Fe (SO4) + Cu

Para entender esto, se recurre a las semirreacciones:

Cu2+ + 2e- → Cu (s)

Fe (s) → Fe2+ + 2e-

Aquí el cobre se desprende de la solución de sulfato de cobre, el grupo SO4 se une al hierro y el

cobre queda en la solución sobre la llave, lo que otorga aquella tonalidad rojiza, ese polvillo rojo

que se encuentra sobre la llave, en este caso el cobre se ha reducido.

En resumen, una reacción de electrólisis se caracteriza por:

● Requerir energía eléctrica, ya que por sí sola no se produce.

● En el ánodo ocurre la oxidación

● En el cátodo ocurre la reducción

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Bibliografía

♦ http://www.buenastareas.com/ensayos/Reaccion-De-Sulfato-De-Cobre-Ii-Con/4156272.html

♦ http://www.heurema.com/QG34.htm

♦ https://es.answers.yahoo.com/question/index?qid=20080324095450AASPMRJ

♦ Libro "Química, 3° a 4° medio", ediciones Cal y Canto, 2015.