ACTIVIDAD EXPERIMENTAL

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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. 1

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 (NaHCO 3 ) 1 soporte universal 1 tela de asbesto 1 mechero 1 aro de metal 1 agitador 1 objeto plateado sin brillo 2

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? 3

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(NO 3 ) 2 (nitrato de plomo (II)) 0.2 M 6 palillos de madera Cu(NO 3 ) 2 (nitrato de cobre (II)) 0.2 M 1 lima de madera AgNO 3 (nitrato de plata) 0.2 M Hg(NO 3 ) 2 (nitrato de mercurio (II)) 0.2 M Zn(NO 3 ) 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? 4

5 Figura No 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. 5

6 Pb Zn Cu Pb(NO 3 ) 2(ac) Cu(NO 3 ) 2(ac) Ag(NO 3 ) 2(ac) Hg(NO 3 ) 2(ac) 6

7 REGISTRO DE OBSERVACIONES, DATOS, RESULTADOS Y EVIDENCIAS EXPERIMENTALES. Tabla No.1 Reacciones de óxido - reducción Metal Reacción balanceada con Pb(NO 3 ) 2(ac) Reacción balanceada con Cu(NO 3 ) 2(ac) Reacción balanceada con Ag(NO 3 ) 2(ac) Reacción balanceada con Hg(NO 3 ) 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(NO 3 ) 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 Sn 2+ (ac) por el Br 2(l) b) Reducción del Ni 2+ (ac) por el Sn 2+ (ac) 7

8 c) Oxidación de la Ag (s) por el Pb 2+ (ac) d) Reducción del I 2(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 Cu 2+ Co Cu 2) Zn + Fe 2+ Zn 2+ + Fe 3) Al + 3 Cr 3+ Al Cr 2+ 4) Sn Fe 3+ Sn Fe 2+ 8

9 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 - Cl 2 + 2e - lente fotocromático Ag + + 2e - Ag O La reacción global es: Ag + + Cl - luz Ag 0 + Cl 2 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 oxidoreducción 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: 9

10 Número de oxidación Reacción de oxidación Reacción de reducción Agente oxidante Agente reductor Actividad química Metales Aceptor de electrones Especie oxidada Especie reducida Potencial de reducción Potencial de electrodo Par oxidante/reductor Serie de actividades de los metales (serie electromotriz) Donador 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. Residuos 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) (CuSO 4 ), el zinc reduce al Cu 2+ al donarle dos electrones. 10

11 Zn (s) + CuSO a(ac) ZnSO 4(ac) + Cu (s) En el proceso, la disolución pierde el color azul que denota la presencia de iones Cu 2+ hidratados: Zn (s) + Cu 2+ (ac) Zn 2+ (ac) + Cu (s) Las semirreacciones de oxidación y reducción son Zn (s) Zn 2+ (ac) + 2e - Cu 2+ (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 Fe 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 Cu e - Cuando la sustancia es un ión con carga eléctrica positiva, al sufrir una oxidación aumentará esta carga positiva: Fe 2+ Fe e - Sn 2+ Sn e - 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 Cu e - Cu + 7. Reacción de oxido-reducción Las reacciones de oxidación y de reducción no pueden existir una sin la otra. 11

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 oxidoreducción : Oxidación: Cu Cu 2+ +2e - Reducción: (Ag + + 1e - Ag) x 2 Oxido-reducción: Cu + 2Ag + Cu Ag REACCIONES POSIBLES ENTRE ALGUNOS METALES E R Zn + Hg 2+ Hg + Zn Zn + Ag + Ag + Zn Zn + Cu 2+ Cu + Zn Zn + Pb 2+ Pb + Zn Pb + Hg 2+ Hg + Pb Pb + Ag + Ag + Pb Pb 2+ + Cu 2+ Cu + Pb Cu + Hg 2+ Hg + Cu Cu + Ag + Ag + Cu Ag + Hg 2+ Hg + Ag Tabla No.2 Serie de actividades de los metales en solución acuosa 12

13 Metal Reacción de oxidación Litio Li Li + + e - A u Potasio K K + + e - Bario Ba Ba e - Calcio Ca Ca e - m e n t a Sodio Na Na + + e - Magnesio Mg Mg e - Aluminio Al Al e - Manganeso Mn Mn e - Zinc Zn Zn e - f a c i l i d Cromo Cr Cr e - Hierro Fe Fe e - Cobalto Co Co e - Níquel Ni Ni e - 13

14 Estaño Sn Sn e - Plomo Pb Pb e - Hidrógeno H 2 2H + + 2e - Cobre Cu Cu e - Plata Ag Ag+ + e - Mercurio Hg Hg e - Platino Pt Pt e - Oro Au Au e - 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