actividad experimental -...

No. de Registro: 03-2003-022413014800-01 Química en Microescala Metalurgia

1

ACTIVIDAD EXPERIMENTAL

¡QUÍTATE QUE YA LLEGUE! Algunas reacciones de los metales

INTRODUCCIÓN ¿Recuerdas la última vez que estabas hambriento y tomaste un fresco jugo de manzana? ¡Mmmm que delicia! Pelaste las manzanas y tenían un precioso color blanco, pero las dejaste un tiempo descubiertas y se pusieron oscuras, al verlas así no resultan tan apetitosas. ¿Qué es lo que causa el oscurecimiento en las frutas y en algunos vegetales después de quitar la piel? ¿Por qué el color no cambia mientras no se corta la fruta? Recuerda que el cambio de color es uno de los signos de que se efectúa una reacción química. Las manzanas, así como las plantas y los tejidos animales contienen una gran cantidad de moléculas que pueden sufrir muchas de las reacciones químicas que ocurren en los seres vivos. ¿Qué clase de reacciones suceden en una manzana abierta? ¿Por qué el jugo de naranja debe tomarse recién hecho? ¿Por qué la estatua de la libertad es verde? ¿Por qué los clavos a la intemperie se cubren de un polvo rojizo? El estudio de estas reacciones nos permitirá explicar muchos cambios que se presentan a nuestro alrededor. OBJETIVOS

Demostrar que los metales presentan diferente “actividad” en sus reacciones químicas.

Con base en la “Serie de Actividades” de los metales predecir cuales de las reacciones propuestas en el experimento se pueden efectuar.


2

ACTIVIDADES PREVIAS

1. Escribe tres ejemplos de reacciones de oxido-reducción que se efectúan en la vida diaria.

2. Pega en tu cuaderno del laboratorio una tabla con los valores de actividad de los metales (Serie electromotriz).

3. Ordena los metales Zn, Pb y Cu en orden creciente de su poder reductor.

4. Realiza la predicción de las reacciones que vas a efectuar en el laboratorio con base en los valores de la serie de actividades de los metales.

5. Elabora un mapa conceptual con los conceptos involucrados en esta práctica.

EXPERIMENTO No. 1

PROBLEMA A RESOLVER

¿Puedes limpiar los utensilios de plata que han perdido su brillo sin utilizar un producto comercial?

DISEÑO EXPERIMENTAL MATERIAL SUSTANCIAS

2 vasos de precipitados de 250 mL 1 Hoja de papel de aluminio (Al)

1 cazo de aluminio Bicarbonato de sodio (NaHCO3)

1 soporte universal

1 tela de asbesto

1 mechero

1 aro de metal

1 agitador

1 objeto plateado sin brillo


3

PROCEDIMIENTO

1. Coloca una hoja de papel aluminio en el fondo de un recipiente (o utiliza un cazo de aluminio).

2. Agrega agua bien caliente y añade 2 cucharaditas de bicarbonato de sodio y disuélvelo.

3. Coloca dentro de esta solución el objeto plateado sin brillo.

4. Espera 20 minutos y anota los cambios observados.

¿Por qué la plata se obscurece al contacto con el aire?

¿Cuál es la reacción que corresponde al proceso anterior?


4

EXPERIMENTO No. 2

PROBLEMA A RESOLVER

¿Por qué algunos metales se oxidan al reaccionar con soluciones de otros metales?

DISEÑO EXPERIMENTAL

MATERIAL SUSTANCIAS

1 microplaca de 9 celdas Metales: zinc, cobre y plomo en trozos pequeños

6 pipetas Beral Pb(NO3)2 (nitrato de plomo (II)) 0.2 M

6 palillos de madera Cu(NO3)2 (nitrato de cobre (II)) 0.2 M

1 lima de madera AgNO3 (nitrato de plata) 0.2 M

Hg(NO3)2 (nitrato de mercurio (II)) 0.2 M

Zn(NO3)2 (nitrato de zinc) 0.2 M

PROCEDIMIENTO

1. En una microplaca de 9 celdas, coloca en diferentes celdas un pequeño trozo limpio y sin oxidar de cada uno de los siguientes metales: zinc, plomo y cobre (figura No. 2)

2. Limpia el cobre por medio de una lima o sumérgelo unos minutos en ácido clorhídrico diluido 1:1 ¿Para qué realizas esta operación?


5

Figura No. 2

3. Agrega en cada celda que contiene uno de los metales 20 gotas de solución de nitrato de plomo (II) de concentración 0.2 M, el metal debe quedar cubierto con la solución.

Espera unos minutos y anota tus observaciones

4. Repite el mismo procedimiento para cada uno de los metales. Añade a cada metal, en las celdas, las siguientes disoluciones por separado, como se indica en la figura No. 2.

Nitrato de cobre (II) 0.2 M

Nitrato de plata (I) 0.2 M

Nitrato de mercurio (II) 0.2 M

5. Espera unos minutos después de realizar la instrucción anterior y anota tus observaciones y evidencias experimentales en la tabla No. 1.


6

Zn

Cu

Pb

Ag(NO3)2(ac) Cu(NO3)2(ac) Hg(NO3)2(ac) Pb(NO3)2(ac)


7

REGISTRO DE OBSERVACIONES, DATOS, RESULTADOS Y EVIDENCIAS EXPERIMENTALES.

Tabla No.1 Reacciones de óxido - reducción

Metal

Reacción

balanceada

con

Pb(NO3)2(ac)

Reacción

balanceada

con

Cu(NO3)2(ac)

Reacción

balanceada

con

Ag(NO3)2(ac)

Reacción

balanceada

con

Hg(NO3)2(ac)

¿Agente

oxidante?

¿Agente

reductor?

Cu(s)

Zn(s)

Pb(s)

GUÍA DE DISCUSIÓN (Consulta el Acordeón) Trabajando en equipo y consultando bibliografía:

1. ¿En cuáles metales observaste cambios? Describe tus observaciones en forma de tabla.

2. ¿A qué crees que se deben estos cambios?

3. De acuerdo con lo observado ordena los metales zinc (Zn), plomo (Pb) y cobre (Cu) en orden creciente de su poder reductor.

4. ¿Qué pasaría si a los metales anteriores les agregamos solución de Zn(NO3)2? Comprueba experimentalmente tu respuesta.

Reflexiones finales (Consulta el Acordeón)

1. Consulta la serie de actividades de los metales y predice cuáles de las siguientes reacciones pueden ocurrir en condiciones estándar:

a) Oxidación del Sn2+(ac) por el Br2(l)

b) Reducción del Ni2+(ac) por el Sn2+

(ac)


8

c) Oxidación de la Ag(s) por el Pb2+(ac)

d) Reducción del I2(s) por el Cu(s)

2. Escribe las reacciones que se efectúan al realizar los siguientes experimentos:

a) Una granalla de zinc es colocada dentro de una solución de nitrato de plomo.

b) Una solución ácida de sulfato de hierro (II) se deja expuesta al aire. c) Un alambre de plata se sumerge en una solución acuosa de cloruro de

níquel. d) Gas hidrógeno es burbujeado a través de nitrato de cadmio.

3. Para cada una de las siguientes reacciones, identifica lo siguiente:

a) la reacción de oxidación b) la reacción de reducción c) el agente oxidante d) el agente reductor

1) Co + 2 Cu2+ Co2+ + 2Cu

2) Zn + Fe2+ Zn2+ + Fe

3) Al + 3 Cr3+ Al3+ + 3Cr2+

4) Sn2+ + 2 Fe3+ Sn4+ + 2Fe2+


9

lente fotocromático

EL MUNDO DE LA QUÍMICA Y TÚ

Relación Ciencia, Tecnología, Sociedad y Ambiente (CTS-A) VIDRIOS FOTOCROMÁTICOS: UN CASO DE ÓXIDO - REDUCCIÓN

Los cristales de los lentes que se obscurecen

cuando la luz del Sol se hace más intensa

contienen una dispersión de cloruro de plata,

(AgCl). La energía de la luz solar provoca una

reacción redox que origina plata metálica, en un

proceso idéntico al que ocurre en una placa

fotográfica.

La reacción se inicia al perder el ión cloruro un

electrón que es captado por un ión plata vecino. Es

decir:

2Cl- Cl2 + 2e-

Ag+ + 2e- AgO

La reacción global es:

Ag+ + Cl- luz Ag0 + Cl2

Como la plata metálica finamente dividida es de color negro, los

cristales se obscurecen. Los átomos de plata y cloro producidos

permanecen atrapados en posiciones contiguas en la estructura

del vidrio. Entonces, en ausencia de luz se produce

espontáneamente la reacción inversa y, de este modo, los cristales recuperan la

claridad.

Investiga y discute con tus compañeros otros procesos de oxido-

reducción que suceden a tu alrededor.

PALABRAS CLAVE PARA LA CONSTRUCCIÓN DE UN MAPA CONCEPTUAL

Para relacionar los conocimientos logrados a través de esta actividad, construye un

mapa conceptual con los siguientes conceptos:


10

Número de oxidación Especie oxidada

Reacción de oxidación Especie reducida

Reacción de reducción Potencial de reducción

Agente oxidante Potencial de electrodo

Agente reductor Par oxidante/reductor

Actividad química Serie de actividades de los metales (serie electromotriz)

Metales Donador de electrones

Aceptor de electrones Transferencia de electrones

MANEJO Y DISPOSICIÓN DE LOS RESIDUOS GENERADOS

Los desechos que se producen en la actividad experimental deben recolectarse en recipientes previamente etiquetados, para su posterior tratamiento.

Separa y lava los restos de los metales, pueden volverse a usar en otra actividad.

Las disoluciones sobrantes deséchalas en un frasco etiquetado para su posterior tratamiento.

ACORDEÓN

1. Además de observar la reactividad de los metales se debe predecir si las reacciones van a efectuarse, para ello consulta en la tabla No. 2 los valores de actividad química de los metales que intervienen en cada reacción.

2. Para ampliar tus conocimientos es conveniente que investigues el proceso de corrosión, el funcionamiento de los acumuladores de coches y los diferentes tipos de pilas.

3. Reacciones de oxidación y de reducción Las reacciones iónicas implican transferencia de electrones. Para que una reacción iónica se produzca, una de las sustancias presentes debe donar electrones mientras que otra sustancia debe aceptar esos electrones, es decir debe ocurrir una reacción redox. Por ejemplo, cuando se agrega zinc metálico a una disolución que contiene sulfato de cobre (II) (CuSO4), el zinc reduce al Cu2+ al donarle dos electrones.

Residuos


11

Zn(s) + CuSOa(ac) ZnSO4(ac) + Cu(s) En el proceso, la disolución pierde el color azul que denota la presencia de iones Cu2+ hidratados:

Zn(s) + Cu2+(ac)

Zn2+(ac) + Cu(s)

Las semirreacciones de oxidación y reducción son

Zn(s) Zn2+(ac) + 2e-

Cu2+(ac) + 2e- Cu(s)

4. La expresión “número de oxidación” se utiliza para indicar la carga de ese ión.

Si decimos que el número de oxidación del hierro es 3+, significa que el hierro está como ión Fe3+

5. Reacción de oxidación Es aquella donde se donan electrones. Puesto que el electrón es una carga

negativa, la sustancia que pierde un electrón pierde una carga negativa. El

número de oxidación aumenta puesto que se liberó un electrón.

Si la sustancia inicial es neutra, el ión formado será portador de una carga

positiva:

Na Na+ + 1e-

Cu Cu2+ + 2e-

Cuando la sustancia es un ión con carga eléctrica positiva, al sufrir una

oxidación aumentará esta carga positiva:

Fe2+

Fe3+ + 1e-

Sn2+ Sn4+ + 2e-

6. Reacción de reducción Es aquella donde un electrón es ganado por una sustancia. La sustancia que

gana los electrones se dice que se reduce porque su número de oxidación se

hace más negativo:

Ag+ + 1e- Ag

Cu2+ + 1e- Cu+

7. Reacción de oxido-reducción Las reacciones de oxidación y de reducción no pueden existir una sin la otra.


12

En efecto, los electrones que una sustancia pierde deben ser ganados por otra,

por lo que las reacciones de oxidación y de reducción se realizan

simultáneamente, esto nos da una reacción global llamada “reacción de oxido-

reducción”:

Oxidación: Cu Cu2+ +2e-

Reducción: (Ag+ + 1e- Ag) x 2

Oxido-reducción: Cu + 2Ag+ Cu2+ + 2Ag

REACCIONES POSIBLES ENTRE ALGUNOS METALES

ER

Zn° + Hg2+

Hg° + Zn2+

1.614

Zn° + Ag+ Ag° + Zn

2+ 1.55

Zn° + Cu2+

Cu° + Zn2+

1.10

Zn° + Pb2+

Pb° + Zn2+

0.634

Pb° + Hg2+

Hg° + Pb2+

0.98

Pb° + Ag+ Ag° + Pb

2+ 0.916

Pb2+

+ Cu2+

Cu° + Pb2+

0.466

Cu° + Hg2+

Hg° + Cu2

+

0.514

Cu° + Ag+ Ag° + Cu

2+ 0.450

Ag° + Hg2+

Hg° + Ag+ 0.064

Tabla No.2 Serie de actividades de los metales en solución acuosa


13

Metal Reacción de oxidación

Litio Li Li+

+ e-

Potasio K K+

+ e-

Bario Ba Ba2+

+ 2e-

Calcio Ca Ca2+

+ 2e-

Sodio Na Na+

+ e-

Magnesio Mg Mg2+

+ 2e-

Aluminio Al Al3+

+ 3e-

Manganeso Mn Mn2+

+ 2e-

Zinc Zn Zn2+

+ 2e-

Cromo Cr Cr3+

+ 3e-

Hierro Fe Fe2+

+ 2e-

Cobalto Co Co2+

+ 2e-

Níquel Ni Ni2+

+ 2e-

A

u

m

e

n

t

a

f

a

c

i

l

i

d

a

d

d

e

r

e

a

c


14

REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS

1. Chem Com. (1993). Chemistry in the community; 2a edición, editorial: Kendall/hunt Publishing Company.

2. Smoot, Price, Smith. (1998). Chemistry. Editorial Glencoe/McGraw Hill. USA.

3. Chang, R. y Collage, W.(2003). Química (7ª ed.), Mc Graw Hill, México.

4. McMurry J., Fay R. (1995).Chemistry. Prentice Hall, USA,

5. Brown. (1997). La Ciencia Central. Prentice Hall Flinn Scientific Inc. Chem Fax.

6. Eva Grenier, Claude Rhéqume. Contact Chimie 534.

Estaño Sn Sn2+

+ 2e-

Plomo Pb Pb2+

+ 2e-

Hidrógeno

H2 2H+

+ 2e-

Cobre Cu Cu2+

+ 2e-

Plata Ag Ag+ + e-

Mercurio Hg Hg2+

+ 2e-

Platino Pt Pt2+

+ 2e-

Oro Au Au3+

+ 3e-

actividad experimental -...

Documents