REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN - CFIE de Burgos

OBJETIVOS:
¿Cómo se comportan los metales en distintos medios?
Nieves González Delgado, Carmen Orozco Barrenetxea, Antonio Pérez Serrano
Química, Escuela Politécnica Superior UBU
REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN
• Estudio de las reacciones de oxidación-reducción.
• Estudiar el carácter oxidante o reductor de los elementos y compuestos,
dependiendo del valor de su potencial estándar de reducción.
• Predecir el sentido en el que transcurrirán dichas reacciones atendiendo a los
potenciales normales de sus componentes.
FUNDAMENTO TEÓRICO
Una reacción de oxidación-reducción es aquella en la que se produce un intercambio de
electrones, siendo igual el número de electrones cedidos en la oxidación que los ganados
en la reducción. Las semirreacciones pueden esquematizarse de la siguiente forma:
• Reducción: la sustancia que se reduce, llamada agente oxidante gana electrones
en el proceso: M n+ + n e - → M
• Oxidación: la sustancia que se oxida, denominada agente reductor pierde
electrones en el proceso: M’ → M’ n+ + ne -
• Reacción global: M n+ + M’ → M + M’ n+
En muchas reacciones de oxidación-reducción, generalmente cuando intervienen
especies químicas formadas por más de un elemento, hay que tener en cuenta el medio
en el que se producen éstas. Este es el caso de la reducción de ión permanganato o
dicromato que, dependiendo de la acidez o basicidad del medio, pasan a un estado de
oxidación u otro:
MnO4 - + 8 H + + 5 e - → Mn 2+ + H2O
MnO4 - + 2 H2O + 3 e - → MnO2 + 4 OH -
Cr2O7 2- + 4 H2O + 6 e - → Cr2O3 + 8 OH -
Cr2O7 2- + 14 H + + 6e - → 2Cr 3+ + 7 H2O
El carácter oxidante o reductor de las especies químicas se mide mediante el potencial de
oxidación-reducción estándar (ε 0 ) en voltios. Este valor compara la tendencia a oxidarse o
a reducirse frente al par H + /H2. Lo habitual es emplear datos de potenciales de reducción
estándar.
A continuación se incluyen los valores correspondientes a las especies que vamos a
utilizar en la práctica. Los potenciales recogidos son potenciales normales de reducción y
están determinados para concentraciones 1M, presión de 1 atmósfera y temperatura de
25ºC.
Serie de tensiones ε 0 (v) (potenciales de reducción)
Na + + 1e - → Na -2,71
Mg 2+ + 2e - → Mg -2,37
2H2O + 2e - → H2 + 2OH - Zn
-0,83
2+ + 2e - → Zn -0,76
Fe 2+ + 2e - → Fe -0,44
Sn 2+ + 2e - → Sn -0,14
Pb 2+ + 2e - → Pb -0,13
H + + 1e - Cu
→ ½ H2 0,00
2+ + 2e - → Cu +0,34
I2 + 2e -
→ 2I - Ag
+0,53
+ + 1e - → Ag +0,80

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Nieves González Delgado, Carmen Orozco Barrenetxea, Antonio Pérez Serrano
Química, Escuela Politécnica Superior UBU
NO3 - + 2H + + 1e - → NO2 + H2O +0,81
NO2 - + 8H + + 6e - → NH4 + + 2H2O +0,86
Cr2O7 2- + 14H + + 6e - → 2Cr 3+ + 7H2O +1,33
PROCEDIMIENTO:
1. Ponga en un tubo de ensayo un trozo de cada uno de los metales cuya reacción se
quiera estudiar y añádale (hasta que lo cubra) un poco de la solución
correspondiente a cada proceso. Dado que algunas de las reacciones son violentas
debe llevar a cabo las adiciones con precaución.
Para cada una de las reacciones anote las siguientes observaciones:
• Cambios en el metal
• Si hay o no desprendimiento de gases. Posible color de los gases desprendidos
• Si es una reacción exotérmica
• Si la reacción es rápida o lenta
• Si se producen cambios de color en la disolución
• Si hay alguna reacción secundaria
2. Ajuste todas las reacciones de oxidación-reducción y compruebe que los productos
de reacción que propone explican las observaciones experimentales realizadas.
Na(s) + H2O → (Realizarla según las instrucciones del profesor/a)
Fe(clavo) + CuSO4 (aq) →
Zn(s) + K2Cr2O7 (aq) + H2SO4 (aq)→ (Añadir una sola gota de ácido sulfúrico)
Mg(s) + HCl (aq) →
Zn(s) + HCl (aq) →
Mg(s) + HNO3 (aq) → (Tape el tubo de ensayo con un tapón de corcho –sin apretar-)
Zn(s) + HNO3 (aq) → (Tape el tubo de ensayo con un tapón de corcho –sin apretar-)
Cu(s) + HNO3 (aq) →( Tape el tubo de ensayo con un tapón de corcho–sin apretar- Si no
observa cambios caliente suavemente)
Cu (espiral) + AgNO3 (aq) →
Zn(s) + Pb(NO3)2 (aq) →
H + (medio ácido)
Zn(S) + SnCl2 (aq)
KI (aq) + NaNO2 (s) + HCl (aq) → (Realizada la reacción, añada posteriormente unas
gotas de éter de petróleo y agite el tubo de ensayo)
MEDIDAS DE SEGURIDAD:
• Las habituales en cualquier laboratorio. Debe prestarse especial atención a las
posibles salpicaduras.
• Use las gafas de seguridad en todos los ensayos.
GESTIÓN DE RESIDUOS:
• Las soluciones que contengan iones metálicos se llevarán al bidón en que se
recogen este tipo de residuos, donde se separará, por filtración los metales sólidos
y soluciones con metales pesados. Se recogerán y tratarán por separado.
• Los filtros usados con especies que contengan iones metálicos se recogen en el
recipiente preparado para residuos metálicos sólidos.
• En su caso recupere los metales puros sobrantes y lávelos con cuidado.

OBJETIVOS
¿Cómo se comportan los metales en distintos medios?
Nieves González Delgado, Carmen Orozco Barrenetxea, Antonio Pérez Serrano
Química, Escuela Politécnica Superior UBU
INFORME DE LA PRÁCTICA: “REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN”
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:
RESULTADOS
REACCIONES
Na(s) + H2O
Fe(clavo) +CuSO4 (aq)
Zn(s) +K2Cr2O7 (aq) + H2SO4 (aq)
Mg(s) + HCl (aq)
Zn(s) + HCl (aq)
Mg(s) + HNO3 (aq)
Zn(s) + HNO3 (aq)
Cu(s) + HNO3 (aq)
Cu(Espiral) + AgNO3 (aq)
Zn(s) + Pb(NO3)2 (aq)
Zn(s) + SnCl2 (aq) + H +
KI (ac)+ NaNO2(s) + HCl (aq)
Color
inicial de
la solución
Color final
de la
solución
Desprendimiento
de gas (color)
Exotermia
Velocidad Cambios en el
metal
Agente reductor → Especie
resultante
Agente oxidante → Especie
resultante
Otras observaciones
experimentales

AJUSTE LA REACCIÓN IÓNICA PRODUCIDA EN CADA CASO
PRECAUCIONES Y MEDIDAS DE SEGURIDAD ESPECÍFICAS
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INDIQUE LA CLASIFICACIÓN DE PELIGROSIDAD, SEGUN LA DIRECTIVA EUROPEA, DEL DICROMATO DE POTASIO, ÁCIDO NÍTRICO Y
NITRATO DE PLATA.
GESTIÓN DE LOS RESIDUOS GENERADOS
INCIDENCIAS, OBSERVACIONES Y EXPLICACIÓN EN SU CASO
COMENTARIOS Y VALORACIÓN PERSONAL

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CORROSIÓN ELECTROQUÍMICA DE METALES
OBJETIVOS:
• Observar que cuando dos materiales metálicos de distinta naturaleza están
en contacto el que tiene un potencial estándar de reducción menor actúa
como ánodo y por tanto sufre corrosión mientras que es el otro actúa como
soporte catódico.
• Observar, para un mismo par metálico o un metal sólo, la influencia en la
velocidad de corrosión de diversos factores:
- Presencia o no de un material catódico
- pH
- Área relativa ánodo-cátodo
- Conductividad del medio
- Existencia de tensiones
- Concentración de oxígeno
FUNDAMENTO TEÓRICO:
La corrosión electroquímica provocada por el ambiente al que están expuestos
los materiales metálicos es altamente preocupante. La tendencia de un
elemento o compuesto a sufrirla viene determinada por el lugar que ocupa el
metal involucrado en la tabla de potenciales estándar. Si manejamos
potenciales estándar de reducción, podemos afirmar que cuanto menor sea su
valor, mayor será la facilidad de oxidación. Además, y para una misma especie,
los factores ambientales, y otros dependientes de la propia estructura del
compuesto, influyen también en la velocidad de corrosión electroquímica.
El mecanismo de corrosión indica que la oxidación y la reducción tienen lugar
en lugares diferentes. Para el caso de los metales, los iones metálicos
formados tras su oxidación migran hasta el área catódica y es allí donde se
forma el producto final de corrosión, por lo que, si hablamos de corrosión del
hierro, el lugar donde apreciaríamos la picadura sería distinto de aquel en el
que comprobaríamos la aparición de óxido.
Centrándonos en el comportamiento del hierro en presencia de oxígeno
acuoso, las reacciones que tendrían lugar serían:
Ánodo (Oxidación): Fe (s) → Fe 2+ (aq) + 2e - ε 0 = -0,44 v
Cátodo (Reducción): O2 + 2H2O + 4e - → 4OH - ε 0 = + 0,40 v (medio
básico)
ε 0 = +0,81 v (medio
neutro)
O2 + 4H + + 4e - → 2 H2O ε 0 = +1,23 v (medio
ácido)
El potencial de la pila electroquímica formada si consideramos un medio
acuoso neutro y en condiciones estándar a 25ºC sería:

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εºpila = ε º cátodo - ε º ánodo = +0,81 - (-0,44) = 1,25 v
Como indica el valor del potencial del cátodo, el aumento de acidez del medio
provoca un aumento del potencial de la “pila” y por tanto un aumento de la
velocidad de corrosión. Además los H + del medio ácido también actúan como
catalizadores del proceso, al recuperarse en la reacción de formación de la
herrumbre.
4Fe 2+ + O2 + (4 + 2x) H2O → 2Fe2O3·(H2O)x + 8H +
La oxidación del hierro en la zona anódica implicará la formación de iones
Fe(II), mientras que la reducción del oxígeno en la zona catódica provoca un
aumento de la concentración de iones OH - o disminución de iones H + (aumento
de la basicidad). Ambos hechos pueden comprobarse experimentalmente con
la incorporación de indicadores adecuados. Así, la presencia de iones Fe 2+
puede detectarse por adición del indicador “ferricianuro de potasio”
(Hexacianoferrato (III) de potasio), que ocasiona la aparición de una coloración
azul cuando en el medio existen iones Fe +2 :
Fe +2 (aq) + [Fe(CN)6] 3- → ↓ Fe3[Fe(CN)6]2 Azul
y el aumento de basicidad en la zona catódica puede apreciarse por la
tonalidad rosa que adquiere el indicador fenolftaleína cuando el medio
adquiere un pH > 8.
Si el medio en el que se forman los iones tiene una viscosidad elevada la
difusión de los mismos será lenta por lo que las coloraciones, cuando se
produzcan, podrán observarse con claridad y determinar así cuales son las
zonas que actúan como ánodo y cátodo.
PROCEDIMIENTO:
1ª Experiencia: observación del material que se oxida cuando
hay dos pares metálicos en contacto:
- Prepare tres cápsulas Petri de la forma siguiente:
• 1/3 de volumen una disolución de cloruro de sodio
• 2/3 de volumen de una disolución de carboximetilcelulosa
• fenolftaleína
- Ponga en cada una de las cápsulas Petri, con sumo cuidado y
formado una cruz, uno de los siguientes pares metálicos:
a) Fe/Cu b) Fe/Zn c) Zn/Cu
- En el caso de las cápsulas con hierro, añada sobre el mismo unas
gotas de Hexacianoferrato(III) de potasio (ferricianuro de potasio).
- Manténgalo en reposo y observe las modificaciones de color que se
van produciendo y la velocidad de aparición de las mismas.
Interprételas conforme a lo que se ha indicado en el apartado
“Fundamento teórico”.
- Escriba las reacciones que tengan lugar en cada caso.

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2ª Experiencia: observación de la variación de la velocidad de
corrosión en función de las condiciones ambientales:
- Prepare las cápsulas Petri de la forma que se indica en la siguiente
tabla:
-
Nº
cápsula
Metal o par
metálico
Disolución de
NaCl
Disolución de
carboximetilcelulosa
Fenoftaleína Ferricianuro
de potasio
Otros
componentes
1 Fe* SI SI SI SI -
2 Fe* SI SI SI SI T 40º-50º C
3 Cápsula a) de la 1ª Experiencia
4 Fe/Cu NO SI SI SI -
5 Fe/Cu en
hilos
SI SI SI SI
6 Fe/Cu NO SI NO SI Gotas NaOH (aq)
7 Fe/Cu NO SI NO SI Gotas HCl (aq)
* En esta cápsula ponga dos trozos de Fe (no deben estar en contacto), uno
totalmente sumergido y otro sólo parcialmente.
- Observe los procesos que tienen lugar en cada una de ellas y la
velocidad de aparición de las coloraciones azul y rosa, en su caso,
indicadoras de la presencia de iones Fe 2+ y OH - :
• Influencia de la salinidad: compare la velocidad de aparición de
coloración entre las cápsulas 2 y 3.
• Influencia del pH: compare la velocidad de aparición de coloración
entre las cápsulas 2, 4 y 5.
• Influencia de la presencia o ausencia de otro metal: compare la
velocidad de aparición de coloración entre las cápsulas 1 y 2.
• Influencia de concentración de oxígeno: observe el hierro
parcialmente sumergido de la cápsula 1.
PRECAUCIONES PARA CONSEGUIR UNA BUENA PRECISIÓN:
• Es importante que los metales a comparar se introduzcan al
mismo tiempo en las distintas cápsulas, por lo que prepare
inicialmente las mismas y una vez completada la preparación
proceda a introducir los metales.
• Los resultados se aprecian mejor si el indicador ferricianuro de
potasio se añade directamente sobre el hierro.
• No mueva las cápsulas, en ese caso la difusión de los iones se
acelera notablemente y no se aprecia bien la aparición de las
diferentes coloraciones.

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MEDIDAS DE SEGURIDAD
Evitar el contacto con las disoluciones preparadas en las cápsulas Petri.
GESTIÓN DE RESIDUOS
• Recoger por separado los metales sólidos utilizados en las distintas
experiencias.
• Depositar los residuos líquidos en el contenedor destinado a las
disoluciones de metales.

Par
metálico
Fe/Cu
Fe/Zn
Zn/Cu
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INFORME DE LA PRÁCTICA: “CORROSIÓN ELECTROQUÍMICA
DE METALES”
OBJETIVOS
MATERIAL EMPLEADO
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL (figuras, en su caso)
DATOS Y RESULTADOS EXPERIMENTALES:
a) Observación del material que se oxida cuando hay dos pares metálicos
en contacto:
Soporte
anódico
Reacción
anódica
Soporte
catódico
Reacción
catódica
Coloraciones
observadas
b) Observación de la variación de la velocidad de corrosión en función de
las condiciones ambientales:
Metal o par
metálico
Fe (totalmente
sumergido)
Fe (parcialmente
sumergido)
Fe a 40-50ºC
Fe/Cu
(apartado a)
Fe/Cu en hilos
Fe/Cu
(sin solución salina)
Fe/Cu
(con base)
Fe/Cu
(con ácido)
Coloraciones
observadas
ÁNODO
Reacción anódica
• Función de la carboximetilcelulosa
• Función de la solución de NaCl
• Función del medio acuoso
• Función de la fenolftaleína
• Función del ferricianuro de potasio
CÁTODO
Reacción catódica
Velocidad
(compárela con
las otras celdas)
Observaciones
Observaciones
Indique el Factor
estudiado

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PRECAUCIONES Y MEDIDAS DE SEGURIDAD ESPECÍFICAS
INDIQUE LA CLASIFICACIÓN DE PELIGROSIDAD, SEGUN LA DIRECTIVA
EUROPEA, DEL HIDRÓXIDO SÓDICO Y ÁCIDO CLORHÍDRICO.
GESTIÓN DE LOS RESIDUOS GENERADOS
INCIDENCIAS, OBSERVACIONES Y EXPLICACIÓN EN SU CASO
COMENTARIOS Y VALORACIÓN PERSONAL