1. Reacciones Redox espontáneas
2. Titulación Redox
3. Determinación de la polaridad de una fuente de corriente continua
4. Electrólisis de una solución de ioduro de potasio
5. 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 + H_{2 (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: E_Cu/Cu+2<E_H/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) + SO₄^2- + Fe⁰_(s) --> Cu⁰_(s) + Fe²⁺_(ac) + SO₄^2-_(ac)

            Ecuación molecular:

CuSO_4(ac) + Fe_(s) --> Cu_{(s) +} FeSO_4(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: