Universidad Central de Venezuela
Facultad de ciencias
Escuela de Geoquímica
Laboratorio de Química General 2
PRACTICA DE LABORATORIO 6. ELECTROQUIMICA. Oxidación y reducción. Agente oxidante y agente reductor. Serie electromotriz de los metales.
Fecha: 16 de Mayo del 2014 Jorge Luis Solórzano Guglietta
C.I. 20.975.396
Resumen
En esta práctica de laboratorio de electroquímica que se realizó se quiso que el estudiante entendiera como se puede sacar provecho de la electroquímica teniendo el conocimiento de cómo funcionan las celdas galvánicas, electrolíticas o de concentración. Para esto se realizaron 6 experiencias donde usábamos ciertos reactivos para observar cuales se oxidaban y cuales se reducían al estar unos frente a otros según lo indicado en la tabla de reducción. En una primera experiencia se colocaron unos alambres de cobres en unas soluciones de nitrato cúprico, nitrato de plata, nitrato de mercurio, nitrato de zinc, nitrato férrico y nitrato plumboso, esto para observar en cuál de ellos si ocurría una reacción redox y cuáles no. En el caso del nitrato cúprico, nitrato de zinc, nitrato plumboso y el nitrato férrico no ocurrió ninguna evidencia de reacción redox mientras que en el caso del nitrato de plata si se mostraba una deposición de plata alrededor del alambre de cobre. Para la segunda experiencia se colocó una pequeña cantidad de zinc solido en las mismas soluciones usadas en la experiencia anterior con la misma finalidad de observar cuales si se oxidan o reducen y cuáles no. Para el caso de el nitrato de zinc no se observó ningún indicio de una reacción redox mientras que con las solución de nitrato cúprico hubo una formación de solido negro, en el caso de la solución de nitrato de plata hubo una formación de solido negro en abundancia, mientras que en la solución de nitrato plumboso hubo una formación de solido gris en abundancia y por último en la solución de nitrato férrico el sólido se vuelve de color marrón-rojizo y la solución se pasa a un color rojizo. Para la tercera experiencia se colocó una pequeña cantidad de plomo solido en las soluciones de nitrato cúprico, nitrato de plata, nitrato de zinc y nitrato férrico, con la finalidad de observar en cuál de estas ocurre una reacción oxido reducción, sin embargo no se realizó para la solución de nitrato plumboso por la falta del mismo en el laboratorio. Para el caso del nitrato cúprico y el nitrato de zinc no se observó ningún indicio de reacción redox mientras que en la solución de nitrato de plata hubo una formación de solido negro y para la solución de nitrato férrico hubo un cambio de color del solido pasando a negro oscuro a una tonalidad de negro más claro. En la cuarta experiencia se colocó una pequeña cantidad de hierro solido en las mismas soluciones de la experiencia anterior con la misma finalidad de observar cual se reduce y cual se oxida según sus potenciales de reducción, sin embargo no se logró realizar para la solución de nitrato de plata y nitrato plumboso por la ausencia de los reactivos en el laboratorio. Posteriormente al haber agregado el sólido de hierro en las soluciones restantes se observó que en las soluciones de nitrato de férrico y nitrato de zinc no hubo evidencias de un reacción redox, no obstante en la solución de nitrato cúprico se observó un cambio de color del sólido. En la quinta experiencia se colocaron pequeñas cantidades de Al(s), Fe(s), Mg(s), Cu(s), Pb(s), Sn(s) y Zn(s) en 5ml de ácido clorhídrico 6M y en las soluciones donde no presentaron reacción en frio serian calentadas, tales son los casos de Al(s), Cu(s) y Zn(s) que al ser calentados hubo una efervescencia, para el caso del Mg(s) al estar en contacto con el ácido hubo un efervescencia inmediata sin la necesidad de calentar y para el caso de Sn(s) no hubo indicios de reacción aun incluso después de haber calentado. En la sexta y última experiencia se colocaron en 2 tubos de ensayo virutas de Mg(s) en agua, uno de estos tubos de ensayo se dejó a temp. Ambiente y el otro se calentó. Al haber realizado esto la solución que estuvo a temp. Ambiente no hubieron indicios de reacciones redox mientras que la que se calentó presento una efervescencia por la reacción redox que ocurría, luego de esto se realizó una medición de pH para observar si hubo un cambio significativo de acides.
Materiales y reactivos
Materiales
Nombre
Cantidad
Indicadores líquidos de pH
2
Picetas
1
Tubos de ensayo
29
Mechero
1
Fosforos
1
Marcador
1
Tirro
1
Soporte de tubos de ensayo
1
Cilindros graduados
1
Reactivos
Nombre
Concentraciones(mol/L)
Formula Química
Ácido clorhídrico
6M
HCl.
Nitrato cúprico
0.1M
Cu(NO3)2
Nitrato de plata
0.1M
AgNO3
Nitrato mercúrico
0.1M
Hg(NO3)2
Nitrato férrico
0.1M
Fe(NO3)3
Nitrato de zinc
0.1M
ZnNO3
Nitrato plumboso
0.1M
PbNO3
Plomo metalico
/
Pb(s)
Hierro metalico
/
Fe(s)
Magnesio metalico
/
Mg(s)
Aluminio metalico
/
Al(s)
Cobre metalico
/
Cu(s)
Estaño metalico
/
Sn(s)
Zinc metalico
/
Zn(s)
Metodología
Experiencia #1
Coloque 5ml de las
Soluciones 0.1M
AgNO3 ZnNO3 Pb(NO3)2 Fe(NO3)3 Cu(NO3)2 Hg(NO3)2
Coloque un alambre de Cu(s)
Observe lo que ocurre
Experiencia #2
Deseche las sol. que reaccionaron
Y repóngalos
Coloque una granalla de Zn(s) a cada tubo
Observe lo que ocurre
Experiencia #3
Coloque 5ml de las sol. 0.1M
AgNO3 ZnNO3 Fe(NO3)3 Cu(NO3)2
Coloque un trozo de Pb(s) a cada tubo y observe lo que ocurre.
Experiencia #4
Coloque 5ml de las sol. 0.1M
AgNO3 ZnNO3 Fe(NO3)3 Cu(NO3)2
Coloque un trozo de Fe(s) a cada tubo y observe lo que ocurre
Experiencia #5
En 7 tubos de ensayo limpios
Coloque pedazos pequeños de
Zn(s) Al(s) Fe(s) Sn(s) Cu(s) Mg(s) Pb(s)
Añada a cada uno 5ml de HCl. 6M
Anote lo que observa.
Experiencia #6
En 2 tubos de ensayo coloque
Aproximadamente la misma cantidad de Mg(s
Uno de ellos caliente mientras que el otro no
Determine el pH de los 2 tubos de ensayo con papel pH
Resultados
Experiencia #1
Tabla#1 Observación de indicios de reacción redox con Cu(s)
Muestra
Muestra de Cu(s)
Cu(NO3)2
No hubo indicios de una reacción redox
AgNO3
Si hubo indicios de una reacción redox.
Presencia de solido plateado sobre el alambre de Cu(s)
Zn(NO3)2
No hubo indicios de una reacción redox
Pb(NO3)2
No hubo indicios de una reacción redox
Fe(NO3)3
No hubo indicios de una reacción redox
Experiencia #2
Tabla#2 Observación de indicios de reacción redox con Zn(s)
Muestra
Muestra de Zn(s)
Cu(NO3)2
Si hubo indicios de una reacción redox
Formándose un sólido negro
AgNO3
Si hubo indicios de una reacción redox.
Formación de solido negro en abundancia
Zn(NO3)2
No hubo indicios de una reacción redox
Pb(NO3)2
Si hubo indicios de una reacción redox.
Formación de solido negro en abundancia
Fe(NO3)3
Si hubo indicios de una reacción redox.
El metal se torna de color marrón-rojizo al igual que la solución.
Experiencia #3
Tabla#3 Observación de indicios de reacción redox con Pb(s)
Muestra
Muestra de Pb(s)
Cu(NO3)2
No hubo indicios de una reacción redox
AgNO3
Si hubo indicios de una reacción redox.
Formación de solido negro
Zn(NO3)2
Si hubo indicios de una reacción redox.
Formación de solido negro con tonalidad más clara que la inicial.
Fe(NO3)3
No hubo indicios de una reacción redox
Experiencia #4
Tabla#4 Observación de indicios de reacción redox con Fe(s)
Muestra
Muestra de Pb(s)
Cu(NO3)2
Si hubo indicios de una reacción redox.
El metal de Fe(s) se colocó de color negro.
AgNO3
/
Zn(NO3)2
No hubo indicios de una reacción redox.
Fe(NO3)3
No hubo indicios de una reacción redox
Experiencia #5
Tabla#5 Observación de indicios de reacción redox con HCl
Muestra
Al(s)
Fe(s)
Sn(s)
Mg(s)
Cu(s)
Zn(s)
HCl.
Temp. Amb
No hubo indicios de una r. redox
No hubo una efervescencia abundante
No hubo indicios de una r. redox
Si hubo indicios de una r. redox por una efervescencia
No hubo indicios de una r. redox
No hubo indicios de una r. redox
HCl.
Calentada
Si hubo indicios de una r. redox por una efervescencia
Si hubo indicios de una r. redox por una efervescencia
No hubo indicios de una r. redox
/
Si hubo indicios de una r. redox por un cambio de color
Si hubo indicios de una r. redox por una efervescencia
Experiencia #6
Tabla#6 Reacción del Mg(s) en medio acuoso
Muestra
Temperatura ambiente
Calentada
Mg(s) + H2O
No hubo indicios de una r. redox. pH = 5
Si hubo indicios de una r. redox por una efervescencia
pH = 6
Conclusiones
Siempre que haya una especie que se oxide habrá otra especie que se reduzca y serán conocidos como agente reductor y agente oxidante sucesivamente. Como es el caso en la primera experiencia donde Cu(s) pasa a Cu.+2 oxidándose y la plata pasa de Ag.+ a Ag(s) reduciéndose
Con los conocimientos de cuales especies se oxidan y cuales se reducen frente a otras especies podemos usarlo para nuestra conveniencia para formar celdas galvánicas electrolíticas o de concentración
Los metales bajo soluciones acidas tienen más a reducirse o a oxidarse mucho más rápido debido a que están presente a ion H+ que puede oxidarse o reducirse más rápido debido a q su potencial estándar es 0
Las reacciones que posean un E° > 0 se esperaría que sean reacciones espontaneas, pero al ser reacciones que posean un E°< 0 se esperaría que no lo fuesen.
Bibliografía
López. L. 2001. Laboratorio de química general II. Universidad central de Venezuela. Facultad de ciencias. Escuela de química. 23p
Chang. R. Química. Novena edición. Editorial MgGraw-Hill interamericana. 819 p
Petrucci. R.H., Harwood .W.S y Heming .F.G. 2003. Química general. Octava edición. Editorial Prentice hall. 823p
Brown. T.L. Le May .H.E> y colaboradores. 2004. Química la ciencia central. novena edición. edición pearson education. 776p.
Discusión de resultados
Experiencia #1
Observación de indicios de reacción redox de Cu(s) + Cu(NO3)2
Justo después de haber agregado el Cu(s) a la solución Cu(NO3)2 no hubo ningún cambio o indicio de una reacción redox, como era de esperarse, debido a que en la reacción de la celda el E° de ambas semi-reacciones se anulan por una suma algebraica por ser iguales pero de signo contrario. Debido a que una especie se oxida en este caso el Cu(s) pasa a Cu.+2, siendo este el agente reductor y otra especie que se reduce en este caso el Cu(NO3)2, donde únicamente el Cu.(ac)+2 es el que se reduce a Cu(s), siendo este el agente oxidante y donde el ion NO3- solo se encuentra como un ion espectador en esta semi-reaccion. Es decir, que al tener una misma especie que se oxida y otra que se reduce no es de esperarse que ocurra una depositacion de Cu(s) ya que no es una reacción espontánea.
Cu(s) Cu.(ac)+2 + 2e- E° = - 0,337v (semi-reaccion de Cu(s) )
Cu.(ac)+2 + 2e- Cu(s) E° = + 0,337v (semi-reaccion de Cu.+2 )
____________________________________________________________________________
2Cu(s) + 2 Cu.(ac)+2 + 4e- 2Cu(s) + 2 Cu.(ac)+2 + 4e- E° = 0 (Reaccion celda)
Observacion de indicios de reaccion redox de Cu(s) + AgNO3
Al agregar el alambre de Cu(s) inmediatamente se observó una depositacion de Ag(s) esto debido a que en ese instante ocurría una reacción redox donde la Ag(ac)+ pasaba a Ag(s) y el Cu(s) pasaba a Cu.(ac)+2. Todo esto debido a que en el momento en que la reacción de la celda ocurre el E° > 0 por una simple sumatoria algebraica de los E° proveniente de la semi-celda de Cu(s) y la semi-celda de Ag(ac)+, por lo tanto es de esperar que la reacción sea espontánea y no sea necesario aplicarle una carga eléctrica para incitar la reacción de la celda.
Cu(s) Cu.(ac)+2 + 2e- E° = - 0,337v (semi-reaccion de Cu(s) )
Ag(ac)+ + e- Ag(s) E° = 1,98v (semi-reaccion de Ag(ac)+ )
_____________________________________________________________________
Cu(s) + 2Ag(ac)+ + 2e- Cu.(ac)+2 + 2e- + 2Ag(s) E° = 0,93483v (Reacción Celda)
Observacion de indicios de reaccion redox de Cu(s) + ZnNO3
Al agregar el alambre de Cu(s) a la solución de ZnNO3 no hubo ningún indicio de una reacción redox debido a que al agregar el Cu(s) a dicha solución se forma una celda donde la suma de los E° de la especie oxidante y la especie reductora nos indicara si la reacción es espontanea o no, para este caso el E° < 0, es decir, que la reacción no es espontánea y por lo tanto no es de esperarse que ocurra una depositacion del Zn(s), como ocurrió experimentalmente en el laboratorio.
Cu(s) Cu.(ac)+2 + 2e- E° = - 0,337v (semi-reaccion de Cu(s) )
Zn.(ac)+2 + 2e- Zn(s) E° = - 0,763v (semi-reaccion de Zn.(ac)+2 )
__________________________________________________________________________
2Cu(s) + 2Zn.(ac)+2 + 4e- 2Zn(s) + 2 Cu.(ac)+2 + 4e- E° = - 1,1v (Reacción celda)
Observación de indicios de reacción redox de Cu(s) + Pb(NO3)2
Inmediatamente luego de haber agregado el alambre de Cu(s) a la solución de PbNO3 no se observaron ningún cambio o indicio de una reacción redox, esto debido a que al agregar este alambre de Cu(s) a dicha solución esta tendera a formar una celda donde posee una semi-reaccion de Cu(s) y otra semi-reaccion de Pb.+, donde la semi-reaccion de Cu(s) se oxida para formar Cu.(ac)+2 y la semi-reaccion del Pb.+ se reduce para formar Pb(s), sin embargo esto no ocurre debido a que cada semi-reaccion posee un E° y la suma algebraica de estas es E° < 0 y se conoce como E°. Al ser este E° menor a cero se entiende que la reaccion de la celda no es espontanea, por lo tanto se entiende que no se formara un precipitado de Pb(s) alrededor del alambre de Cu(s).
Cu(s) Cu.(ac)+2 + 2e- E° = - 0,337v (semi-reaccion de Cu(s) )
Pb.(ac)+2 + 2e- Pb(s) E° = - 0, 126v (semi-reaccion de Pb.(ac)+2 )
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2Cu(s) + 2Pb.(ac)+2 + 4e- 2Pb(s) + 2 Cu.(ac)+2 + 4e- E° = - 0,46v (Reacción celda)
Observación de indicios de reacción redox de Cu(s) + Fe(NO3)3
Inmediatamente luego de haber agregado el alambre de Cu(s) a la solución de Fe(NO3)3 no se observaron ningún cambio o indicio de una reaccion redox, esto debido a que al agregar este alambre de Cu(s) a dicha solución esta tendera a formar una celda donde posee una semi-reaccion de Cu(s) y otra semi-reaccion de Fe.+3, donde la semi-reaccion de Cu(s) se oxida para formar Cu.(ac)+2 y la semi-reaccion del Fe.+3 se reduce para formar Fe(s), sin embargo esto no ocurre debido a que cada semi-reaccion posee un E° y la suma algebraica de estas es E° < 0 y se conoce como E°. Al ser este E° menor a cero se entiende que la reaccion de la celda no es espontanea, por lo tanto se entiende que no se formara un precipitado de Fe(s) alrededor del alambre de Cu(s).
Cu(s) Cu.(ac)+2 + 2e- E° = - 0,337v (semi-reaccion de Cu(s) )
Fe.(ac)+3 + 3e- Fe(s) E° = - 0,037v (semi-reaccion de Fe.(ac)+3 )
__________________________________________________________________________
3Cu(s) + 2Fe.(ac)+3 + 6e- 2Fe(s) + 3 Cu.(ac)+2 + 6e- E° = - 0,374v (Reacción celda)
Experiencia #2
Observación de indicios de reacción redox de Zn(s) + Cu(NO3)2
Justo después de haber agregado el Zn(s) a la solución Cu(NO3)2 se observó inmediatamente una formación de un sólido negro en el tubo de ensayo, esto debido a que ocurría una reacción redox debido a la semi-reaccion del Zn(s) y otra semi-reaccion de Cu.+2, donde la semi-reaccion de Zn(s) se oxida para formar Zn.(ac)+2 y la semi-reaccion del Cu.+2 se reduce para formar Cu(s), esto ocurre debido a que cada semi-reaccion posee un E° y la suma algebraica de estas es E° > 0 y se conoce como E°. Al ser este E° mayor a cero se entiende que la reaccion de la celda es espontanea, por lo tanto se estipula que no se formara un precipitado de Cu(s) alrededor del Zn(s).
Zn(s) Zn.(ac)+2 + 2e- E° = + 0, 763v (semi-reaccion de Zn(s) )
Cu.(ac)+2 + 2e- Cu(s) E° = + 0,337v (semi-reaccion de Cu.+2 )
____________________________________________________________________________
2Zn(s) + 2 Cu.(ac)+2 + 4e- 2Cu(s) + 2 Zn.(ac)+2 + 4e- E° = 1,1v (Reaccion celda)
Observación de indicios de reacción redox de Cu(s) + AgNO3
Luego de haber agregado el Zn(s) a la solución AgNO3 se observó inmediatamente una formación de un sólido negro en abundancia en el tubo de ensayo, esto debido a que ocurria una reacción redox por la semi-reaccion del Zn(s) y otra semi-reaccion de Ag.+, donde la semi-reaccion de Zn(s) se oxida para formar Zn.(ac)+2 y la semi-reaccion del Ag.+ se reduce para formar Ag(s), esto ocurre debido a que cada semi-reaccion posee un E° y la suma algebraica de estas es E° > 0 y se conoce como E°. Al ser este E° mayor a cero se entiende que la reacción de la celda es espontanea, por lo tanto se estipula que no se formara un precipitado de Ag(s) alrededor del Zn(s).
Zn(s) Zn.(ac)+2 + 2e- E° = + 0, 763v (semi-reaccion de Zn(s) )
Ag(ac)+ + e- Ag(s) E° = + 1,98v (semi-reaccion de Ag(ac)+)
____________________________________________________________________________
Zn(s) + 2 Ag(ac)+ + 2e- 2Ag(s) + Zn.(ac)+2 + 2e- E° = 2,74v (Reaccion celda)
Observación de indicios de reacción redox de Zn(s) + ZnNO3
Justo después de haber agregado el Zn(s) a la solución ZnNO3 no hubo ningún cambio o indicio de una reacción redox, como era de esperarse, debido a que en la reaccion de la celda el E° de ambas semi-reacciones se anulan por una suma algebraica por ser iguales pero de signo contrario. Debido a que una especie se oxida en este caso el Zn(s) pasa a Zn.(ac)+2, siendo este el agente reductor y otra especie que se reduce en este caso el ZnNO3, donde únicamente el Zn.(ac)+2 es el que se reduce a Zn(s), siendo este el agente oxidante y donde el ion NO3- solo se encuentra como un ion espectador en esta semi-reaccion. Es decir, que al tener una misma especie que se oxida y otra que se reduce no es de esperarse que ocurra una depositacion de Zn(s) ya que no es una reacción espontánea.
Zn(s) Zn.(ac)+2 + 2e- E° = + 0,763 v (semi-reaccion de Zn(s) )
Zn.(ac)+2 + 2e- Cu(s) E° = - 0,763v (semi-reaccion de Zn.(ac)+2)
____________________________________________________________________________
2Cu(s) + 2 Zn.(ac)+2 + 4e- 2Cu(s) + 2 Zn.(ac)+2 + 4e- E° = 0 (Reaccion celda)
Observación de indicios de reacción redox de Zn(s) + Pb(NO3)2
Inmediatamente luego de haber agregado el Zn(s) a la solución de PbNO3 se observaron indicios de una reacción redox, donde se formó un sólido negro en abundancia esto debido a que al agregar el Zn(s) a dicha solución esta tendera a formar una celda donde posee una semi-reaccion de Zn(s) y otra semi-reaccion de Pb.+, donde la semi-reaccion de Zn(s) se oxida para formar Zn.(ac)+2 y la semi-reaccion del Pb.+ se reduce para formar Pb(s), esto ocurre debido a que cada semi-reaccion posee un E° y la suma algebraica de estas es E° > 0 y se conoce como E°. Al ser este E° mayor a cero se entiende que la reaccion de la celda es espontanea, por lo tanto se entiende que se formara un precipitado de Pb(s) alrededor de Zn (s).
Zn(s) Zn.(ac)+2 + 2e- E° = + 0,763v (semi-reaccion de Zn(s) )
Pb.(ac)+2 + 2e- Pb(s) E° = - 0, 126v (semi-reaccion de Pb.(ac)+2 )
__________________________________________________________________________
2Zn(s) + 2Pb.(ac)+2 + 4e- 2Pb(s) + 2 Zn.(ac)+2 + 4e- E° = 0,637v (Reacción celda)
Observación de indicios de reacción redox de Zn(s) + Fe(NO3)3
Inmediatamente luego de haber agregado el Zn(s) a la solución de Fe(NO3)3 se observaron cambioss o indicio de una reaccion redox, esto debido a que al agregar este alambre de Zn(s) a dicha solución esta tendera a formar una celda donde posee una semi-reaccion de Zn(s) y otra semi-reaccion de Fe.+3, donde la semi-reaccion de Zn(s) se oxida para formar Zn.(ac)+2 y la semi-reaccion del Fe.+3 se reduce para formar Fe(s), esto ocurre debido a que cada semi-reaccion posee un E° y la suma algebraica de estas es E° > 0 y se conoce como E°. Al ser este E° mayor a cero se entiende que la reaccion de la celda es espontanea, por lo tanto se entiende que se formara un precipitado de Fe(s) alrededor del Zn(s).
Zn(s) Zn.(ac)+2 + 2e- E° = + 0,763v (semi-reaccion de Zn(s) )
Fe.(ac)+3 + 3e- Fe(s) E° = - 0,037v (semi-reaccion de Fe.(ac)+3 )
__________________________________________________________________________
3Zn(s) + 2Fe.(ac)+3 + 6e- 2Fe(s) + 3 Zn.(ac)+2 + 6e- E° = 0,726v (Reacción celda)
Experiencia #4
Observación de indicios de reacción redox de Fe(s) + Cu(NO3)2
Justo después de haber agregado el Fe(s) a la solución Cu(NO3)2 hubo cambios o indicios de una reacción redox, como era de esperarse, debido a que en la reacción de la celda el E° de ambas semi-reacciones es distinto de 0 por una suma algebraica por ser iguales. Debido a que una especie se oxida en este caso el Fe(s) pasa a Fe.(ac)+3siendo este el agente reductor y otra especie que se reduce en este caso el Cu(NO3)2, donde únicamente el Cu.(ac)+2 es el que se reduce a Cu(s), siendo este el agente oxidante y donde el ion NO3- solo se encuentra como un ion espectador en esta semi-reaccion. Es decir, que al tener una misma especie que se oxida y otra que se reduce no es de esperarse que ocurra una depositacion de Cu(s) ya que no es una reacción espontánea.
Fe(s) Fe.(ac)+3 + 3e- E° = - 0,337v (semi-reaccion de Fe(s) )
Cu.(ac)+2 + 2e- Cu(s) E° = + 0,037 v (semi-reaccion de Cu.+2 )
____________________________________________________________________________
2Fe(s) + 3 Cu.(ac)+2 + 6e- 3Cu(s) + 2Fe.(ac)+3 + 6e- E° = -0,3v (Reaccion celda)
Observacion de indicios de reaccion redox de Fe(s) + ZnNO3
Al agregar el alambre de Fe(s) a la solución de ZnNO3 no hubo ningún indicio de una reacción redox debido a que al agregar el Fe(s) a dicha solución se forma una celda donde la suma de los E° de la especie oxidante y la especie reductora nos indicara si la reacción es espontanea o no, para este caso el E° < 0, es decir, que la reacción no es espontánea y por lo tanto no es de esperarse que ocurra una depositacion del Zn(s), como ocurrió experimentalmente en el laboratorio.
Fe(s) Fe.(ac)+3 + 3e- E° = + 0,037v (semi-reaccion de Fe(s) )
Zn.(ac)+2 + 2e- Zn(s) E° = - 0,763v (semi-reaccion de Zn.(ac)+2 )
__________________________________________________________________________
2Fe(s) + 3Zn.(ac)+2 + 6e- 3Zn(s) + 2 Fe.(ac)+3 + 6e- E° = -0,726v (Reacción celda)
Observación de indicios de reacción redox de Fe(s) + Fe(NO3)3
Justo después de haber agregado el Fe(s) a la solución ZnNO3 no hubo ningún cambio o indicio de una reacción redox, como era de esperarse, debido a que en la reacción de la celda el E° de ambas semi-reacciones se anulan por una suma algebraica por ser iguales pero de signo contrario. Debido a que una especie se oxida en este caso el Zn(s) pasa a Fe.(ac)+3, siendo este el agente reductor y otra especie que se reduce en este caso el ZnNO3, donde únicamente el Fe.(ac)+3es el que se reduce a Fe(s), siendo este el agente oxidante y donde el ion NO3- solo se encuentra como un ion espectador en esta semi-reaccion. Es decir, que al tener una misma especie que se oxida y otra que se reduce no es de esperarse que ocurra una depositacion de Zn(s) ya que no es una reacción espontánea.
Fe(s) Fe.(ac)+3 + 3e- E° = + 0,037 v (semi-reaccion de Fe(s) )
Fe.(ac)+3 + 3e- Fe(s) E° = - 0,037v (semi-reaccion de Fe.(ac)+3)
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3Fe(s) + 3 Fe.(ac)+3 + 9e- 3Fe(s) + 3Fe.(ac)+3 + 9e- E° = 0 (Reaccion celda)
Experiencia #3
Observación de indicios de reacción redox de Pb(s) + Cu(NO3)2
Justo después de haber agregado el Pb(s) a la solución Cu(NO3)2 no hubo ningún cambio o indicio de una reacción redox, como era de esperarse, debido a que en la reaccion de la celda el E° de ambas semi-reacciones se anulan por una suma algebraica por ser iguales pero de signo contrario. Debido a que una especie se oxida en este caso el Pb(s) pasa a Pb.+2, siendo este el agente reductor y otra especie que se reduce en este caso el Cu(NO3)2, donde únicamente el Cu.(ac)+2 es el que se reduce a Cu(s), siendo este el agente oxidante y donde el ion NO3- solo se encuentra como un ion espectador en esta semi-reaccion. Es decir, que al tener una misma especie que se oxida y otra que se reduce no es de esperarse que ocurra una depositacion de Cu(s) ya que no es una reacción espontánea.
Pb(s) Pb.+2 + 2e- E° = 0,126v (semi-reaccion de Pb(s) )
Cu.(ac)+2 + 2e- Cu(s) E° = + 0,337v (semi-reaccion de Cu.+2 )
____________________________________________________________________________
2Cu(s) + 2 Cu.(ac)+2 + 4e- 2Cu(s) + 2 Cu.(ac)+2 + 4e- E° = 0,46v (Reaccion celda)
Observacion de indicios de reaccion redox de Pb(s) + AgNO3
Al agregar el alambre de Pb(s) inmediatamente se observó una depositacion de Ag(s) esto debido a que en ese instante ocurria una reacción redox donde la Ag(ac)+ pasaba a Ag(s) y el Pb(s) pasaba a Pb.(ac)+2. Todo esto debido a que en el momento en que la reacción de la celda ocurre el E° > 0 por una simple sumatoria algebraica de los E° proveniente de la semi-celda de Pb(s) y la semi-celda de Ag(ac)+, por lo tanto es de esperar que la reacción sea espontánea y no sea necesario aplicarle una carga eléctrica para incitar la reacción de la celda.
Pb(s) Pb.(ac)+2 + 2e- E° = 0,126v (semi-reaccion de Pb(s) )
Ag(ac)+ + e- Ag(s) E° = 1,98v (semi-reaccion de Ag(ac)+ )
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Pb(s) + 2Ag(ac)+ + 2e- Pb.(ac)+2 + 2e- + Ag(s) E° = 2,1v (Reacción Celda)
Observacion de indicios de reaccion redox de Pb(s) + ZnNO3
Al agregar el alambre de Pb(s) a la solución de ZnNO3 no hubo ningún indicio de una reacción redox debido a que al agregar el Pb(s) a dicha solución se forma una celda donde la suma de los E° de la especie oxidante y la especie reductora nos indicara si la reacción es espontanea o no, para este caso el E° < 0, es decir, que la reacción no es espontánea y por lo tanto no es de esperarse que ocurra una depositacion del Zn(s), como ocurrió experimentalmente en el laboratorio.
Pb(s) Pb.(ac)+2 + 2e- E° = 0,126v (semi-reaccion de Pb(s) )
Zn.(ac)+2 + 2e- Zn(s) E° = - 0,763v (semi-reaccion de Zn.(ac)+2 )
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2Pb(s) + 2 Zn.(ac)+2 + 4e- 2Zn(s) + 2 Pb.(ac)+2 + 4e- E° = -0,637v (Reacción celda)
Observación de indicios de reacción redox de Pb(s) + Fe(NO3)3
Inmediatamente luego de haber agregado el alambre de Pb(s) a la solución de Fe(NO3)3 no se observaron ningún cambio o indicio de una reaccion redox, esto debido a que al agregar este alambre de Pb(s) a dicha solución esta tendera a formar una celda donde posee una semi-reaccion de Pb(s) y otra semi-reaccion de Fe.+3, donde la semi-reaccion de Cu(s) se oxida para formar Pb.(ac)+2 y la semi-reaccion del Fe.+3 se reduce para formar Fe(s), sin embargo esto no ocurre debido a que cada semi-reaccion posee un E° y la suma algebraica de estas es E° < 0 y se conoce como E°. Al ser este E° menor a cero se entiende que la reaccion de la celda no es espontanea, por lo tanto se entiende que no se formara un precipitado de Fe(s) alrededor del alambre de Cu(s).
Pb(s) Pb.(ac)+2 + 2e- E° = 0,126v (semi-reaccion de Pb(s) )
Fe.(ac)+3 + 3e- Fe(s) E° = - 0,037v (semi-reaccion de Fe.(ac)+3 )
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3Pb(s) + 2Fe.(ac)+3 + 6e- 2Fe(s) + 3 Pb.(ac)+2 + 6e- E° = 0,089v (Reacción celda)
Experiencia #5
Observacion de indicios de reaccion redox de Zn(s), Fe(s),Sn(s) y Al(s) + H+ por el HCl
Luego de haber agregado pequeñas cantidades de solido de Zn(s), Fe(s), Pb(s), Sn(s) y Al(s) a la solución de HCl no hubo ningún indicio de alguna reacción redox pero, al ser calentada hubo un efervescencia en la solución y se mostraban burbujas alrededor del metal, esto debido a que la semi-reaccion de H+ se reduce a H2(g), mientras que el metal de Zn(s) se oxida a Zn+2, el Cu(s) a Cu+2, el Fe(s) a Fe+3 y por último el Al(s) a Al+3. Esto nos indica que si ocurría una reacción redox antes de calentar la solución de HCl con estos metales sin embargo era tan lenta que no observábamos los cambios, es por eso que fue calentada para catalizar la reacción y observar la reacción de la celda de cada uno de los metales con el H+. No obstante en uno de estos metales no se observaron ninguno de estos cambios o indicios de reacción incluso después de haber calentado la solución, esto pudo haber sido ocasionando por el tiempo en que se aplicó calor para catalizar la solución no fue necesario o suficiente para hacer que dicha reacción de la celda ocurriera.
Observación de indicios de reacción redox de Mg(s) + H+ por el HCl
Luego de haber agregado las pequeñas virutas de Mg(s) se observó inmediatamente una efervescencia alrededor del Mg(s), esto debido a que ocurría una reacción redox donde el H+ proveniente del HCl se reducía para pasar a H2(g), mientras que el Mg(s) pasaba a Mg+2 oxidándose, es decir, que el Mg(s) pasaba en solución y el H+ a gas en forma de pequeñas burbujas que se desprendían del Mg(s).
Experiencia #6
Observación de indicios de reaccion redox de Mg(s) + H+ por el H2O pH = 5
Al agregar las virutas de Mg(s) en agua se observaron unas pequeñas burbujas de H2(g) provenientes del agua al reducirse y el Mg(s) pasaba a Mg+2 oxidándose el pH de esta solución al determinarla es 5 debido a que esta agua está acificada por el contacto con el CO2 produciendo una pequeña cantidad de ácido carbónico, esta agua al reaccionar con el Mg(s) los iones de H+ se consumen formando un pH más básico al ser calentado debido a una mayor efervescencia de el H+ a H2(g).