- Reacciones Redox
espontáneas - Titulación
Redox - Electrólisis de una
solución de ioduro de potasio - Electrólisis de una
solución de sulfato (IV) de cobre (II)
Reacciones redox
espontáneas
A partir de la tabla de potenciales de electrodo predijimos
que se iban a producir todas las reacciones menos la del
ácido clorhídrico y el cobre.
Realizamos las reacciones utilizando aproximadamente 2-3
cm3 de cada solución. Estas fueron:
a) HCl (ac) + Fe (s) (con solución 1 M )
Observamos que se desprendieron pequeñas burbujas de un
gas (hidrógeno) y que en la muestra
apareció un tono amarillo, lo que nos indica la presencia
del FeCl2.
En esta reacción la hemiecuación de
oxidación es:
Fe0(s) –>
Fe+2(ac) + 2e-
La de reducción es:
2H+(ac) + 2e-
–>
H20(g)
La ecuación iónica es:
2H+(ac) + 2Cl-(ac)
+ Fe0(s) –>
H20(g) +
Fe+2(ac) +
2Cl-(ac)
La ecuación molecular es:
Fe(s) + 2 HCl(ac) –> FeCl2 +
H2 (g)
b) HCl (ac) + Cu (s) (con solución 1 M )
En este caso no observamos ningún cambio. Esto
se explica porque la reacción no es espontánea:
ECu/Cu+2<EH/H+ .
c) CuSO4 (ac) + Fe (s) (con solución
1 M )
Notamos que el clavo estaba recubierto de una capa brillante de
cobre.
La ecuación de reducción:
Cu+2(ac) + 2e- –>
Cu0(s)
La de oxidación:
Fe0(s) –>
Fe+2(ac) + 2e-
Ecuación iónica:
Cu2+(ac) + SO42- +
Fe0(s) –> Cu0(s)
+ Fe2+(ac) +
SO42-(ac)
Ecuación molecular:
CuSO4(ac) + Fe(s) –> Cu(s)
+ FeSO4(ac)
d) Pb(CH3COO)2 (ac) + Zn (s) (con
solución 1 M)
En este caso observamos que el zinc tenía cristales
adheridos. Estos eran de plomo.
Ecuación de reducción:
Pb+2(ac) + 2e- –>
Pb0(s)
Ecuación de oxidación:
Zn0(s) –> Zn+2 +
2e-
Ecuación iónica:
Pb+2(ac) +
2(CH3COO)-(ac) +
Zn0(s) –> Pb0(s)
+ Zn2+(ac) +
2(CH3COO)-(ac)
Ecuación molecular:
Pb(CH3COO)2 (ac) +
Zn(s) –> Pb(s) +
Zn(CH3COO)2(ac)
Titulación
Redox
El objetivo de
esta parte es determinar la masa de una muestra de sulfato (IV)
de hierro (II),
disuelta en solución acuosa. Para esto, ponemos en un
matraz 20 ml de esta solución, y agregamos 10 ml de
ácido sulfúrico. Colocamos en una bureta el
titulante, que será permanganate de potasio 0,09 N, y
titulamos hasta obtener en el matraz una solución de
color rosa
pálido. El volumen de
permanganate usado fue de 12,2 ml.
Las hemiecuaciones de la reacción son:
Oxidación: 2 Fe2+ –>
Fe23+ + 2 e-
Reducción: 5 e- + 8 H+ +
MnO4- –> Mn2+ + 4
H2O
Si multiplicamos la ecuación de oxidación por 5, y
la de reducción por 2, para cancelar los electrones,
obtenemos:
10 Fe2+ + 16 H+ + 2
MnO4- –> 5 Fe23+
+ 2Mn2+ + 8 H2O
Con lo cual, la ecuación molecular final, igualada,
es:
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