Guía de Laboratorio REDOX 1
- Red Cientifica Escolar
- 7 abr
- 3 Min. de lectura
Actualizado: 15 abr
Guía introductoria de Óxido-Reducción
Guía de lectura para estudiantes de 3° medio - Química electivo
Introducción
Las reacciones de óxido-reducción (o reacciones redox) están presentes en numerosos procesos cotidianos, como la oxidación del hierro, la combustión, la respiración celular y el funcionamiento de las baterías.
En estas reacciones, ocurre una transferencia de electrones entre sustancias químicas.
Comprender qué se oxida y qué se reduce nos permite interpretar fenómenos naturales y tecnológicos, y aplicar el concepto de potencial eléctrico para generar energía.
En esta guía aprenderás lo esencial para comprender estas reacciones, y luego realizarás tres experimentos sencillos para observarlas en acción. Verás cambios de color, formación de sólidos y podrás relacionarlos con el movimiento de electrones.
Contenidos clave a revisar antes del experimento
1. Oxidación y reducción:
Oxidarse: perder electrones.
Reducirse: ganar electrones.
2. Número de oxidación (N.O.): Es un valor asignado a cada elemento en un compuesto para rastrear el flujo de electrones.
Ej: En CuSO₄, el cobre tiene N.O. +2.
3. Potencial estándar de electrodo (E⁰): Es una medida de la tendencia que tiene una especie química a reducirse. Se mide en voltios (V).
A mayor E⁰, mayor tendencia a reducirse.
4. Celda galvánica: Dispositivo que convierte energía química en energía eléctrica mediante una reacción redox espontánea. Está formada por dos electrodos conectados por un circuito externo.
5. Reacción global: Suma de la semirreacción de oxidación y la de reducción.
Experimentos a realizar
1. Reacción redox entre zinc y sulfato de cobre
Materiales:
Vaso plástico transparente
Solución de CuSO₄ (azul)
Polvo de zinc metálico (Zn)
Procedimiento:
Llena un vaso con 3 mL de solución de CuSO₄.
Agrega cuidadosamente una pequeña cantidad de polvo de zinc.
Observa durante varios minutos los cambios.
Reacción esperada:
Zn (s) + Cu²⁺ (ac) → Zn²⁺ (ac) + Cu (s)
Lo que ocurre:
El zinc pierde electrones (se oxida) y pasa a disolverse como Zn²⁺.
El cobre gana electrones (se reduce) y precipita como cobre metálico, formando un sólido rojizo.
El color azul de la solución desaparece y se vuelve incolora.
Visualización:
Antes: solución azul + zinc gris
Después: solución incolora + cobre sólido en el fondo
Reacciones mitad (semirreacciones):
Oxidación: Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ (E⁰ = -0,763 V)
Reducción: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu (E⁰ = +0,337 V)
∆E⁰ = +1,100 V (reacción espontánea)
2. Recubrimiento de un clavo con cobre (plating)
Materiales:
Vaso plástico
Clavo de hierro
Alambre de cobre
Solución de CuSO₄
Lija fina (emory cloth)
Procedimiento:
Lija el clavo.
Llena un vaso con 3 mL de CuSO₄.
Introduce el clavo y el alambre en la solución.
Observa durante 10 minutos.
Reacción esperada:
2 Fe + 3 Cu²⁺ → 2 Fe³⁺ + 3 Cu
3. Construcción de una celda galvánica
Materiales:
Vaso plástico
Tubo de diálisis (o alternativa: tira de papel de filtro empapada en salmuera)
Clavo de hierro o trozo de zinc
Alambre de cobre
Solución de CuSO₄
Solución de ZnSO₄
Voltímetro y cables (si disponibles)
Procedimiento:
Lija el clavo de zinc.
Llena el vaso con 3 mL de CuSO₄.
Llena el tubo de diálisis con solución salina o usa una tira de papel de filtro empapada en salmuera como puente salino.
Introduce el clavo dentro del tubo (o conecta con la tira de papel) y colócalo en contacto con la solución.
Coloca el alambre de cobre en la solución de sulfato de zinc.
Conecta los extremos al voltímetro.
Reacción esperada:
Zn (s) + Cu²⁺ (ac) → Zn²⁺ (ac) + Cu (s)
Voltaje teórico: +1,100 V
Actividad de reflexión escrita
¿Qué evidencia visual indica que ocurrió una reacción redox?
¿Qué metal se oxidó y cuál se redujo en cada experiencia?
¿Qué papel juega el flujo de electrones en una celda galvánica?
¿Por qué no se encendió la bombilla en el experimento?
Enumera al menos dos aplicaciones tecnológicas donde se usen reacciones redox.
Referencias
Manual del profesor: Introductory Oxidation-Reduction Kit. Carolina Biological Supply Company (1984).
Chang, R. (2010). Química. McGraw-Hill.
Petrucci, R. H. (2008). Química General. Pearson Educación.
¡Prepárate para experimentar, observar y reflexionar como un verdadero científico!