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FACULTAD DE CIENCIAS NATURALES Y MATEMÁTICAS LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL INFORME DE PROYECTO FINAL: TÍTULO DEL PROYECTO: “CAMALEÓN QUÍMICO”

INTEGRANTES: 1. Víctor Ali Molina Rivas 2. David Eduardo Carrasco Cedeño PARALELO: 140 PROFESOR: Ing. Quím. Luis Vaca Salazar. FECHA DE PRESENTACIÓN: 15 de enero de 2018. GUAYAQUIL – ECUADOR

TÉRMINO ACADÉMICO: 2017 – 2T

1. Título del Proyecto “Camaleón químico” Relacionado con: Equilibrio Químico. 2. Objetivos: 2.1 Objetivo General: Observar el comportamiento de las sustancias que intervienen en la reacción, para poder diferenciar los estados de oxidación. 2.2 Objetivos Específicos:  Identificar los agentes oxidantes y reductores de una reacción Reducción-Oxidación.  Preparar una disolución en la cual produzca una reacción rédox y observar diversos cambios de colores en el medio.  Reconocer el principio de Le Chatelier dentro la reacción rédox. 3. Marco teórico:

Definición de reacción rédox: También llamadas reacciones de oxidación-reducción son aquellas en las que se transfiere electrones entre los reactivos. Cuando un átomo, ion o molécula adquiere una carga más positiva, decimos que esta se oxida. “La pérdida de electrones por parte de una sustancia se denomina oxidación”. Cuando un átomo, ion o molécula adquiere una carga más negativa, decimos que se reduce. “La ganancia de electrones por parte de una sustancia se denomina reducción”. Si un reactivo pierde electrones, otro debe ganarlos; la oxidación de una sustancia siempre va acompañada por la reducción de otra al transferir electrones de una a la otra. (Brown, 2009)

Figura 1: Reacción rédox. Fuente: http://mundodeparticulas.blogspot.es/1446817270/redox-como-fundamento-deimportantes-procesos-quimicos/ 1

Número de oxidación: Para poder identificar correctamente una reacción de oxidación-reducción, necesitamos alguna forma de seguir la pista a los electrones ganados por la sustancia que se reduce y los perdidos por la sustancia que se oxida. El concepto de números de oxidación se ideó precisamente para seguir la pista a los electrones en las reacciones. El número de oxidación de un átomo en una sustancia es la carga real del átomo cuando se trata de un ion monoatómico; en los demás casos, es la carga hipotética que se asigna el átomo con base en una serie de reglas. Hay oxidación cuando el número de oxidación aumenta; hay reducción cuando el número de oxidación disminuye. (Brown, 2009) Las reglas para asignar números de oxidación son: 1. El número de oxidación de un átomo en su forma elemental siempre es cero. Así, cada uno de los átomos de H en una molécula de H2 tiene número de oxidación de 0, y cada átomo de P en una molécula de P4 tiene un número de oxidación de 0. 2. El número de oxidación de cualquier ion monoatómico es igual a su carga. Así, K+ tiene un número de oxidación de +1, S2- tiene un estado de oxidación de -2, etc. Los iones de metales alcalinos siempre tienen carga +1; por tanto, los metales alcalinos siempre tienen un número de oxidación de +1 en sus compuestos. De forma análoga, los metales alcalinotérreos siempre son +2 en sus compuestos, y el aluminio siempre es +3. (Al escribir números de oxidación, pondremos el signo a la izquierda del número, para distinguirlos de las cargas electrónicas reales, que escribiremos con el signo a la derecha.) 3. Los no metales por lo regular tienen números de oxidación negativos, aunque en ocasiones pueden tener números positivos: (a) El número de oxidación del oxígeno normalmente es -2 en compuestos tanto iónicos como moleculares. La principal excepción son los compuestos llamados peróxidos, que contienen el ion O2 2- , donde cada átomo de oxígeno tiene un número de oxidación de -1. (b) El número de oxidación del hidrógeno es +1 cuando está unido a no metales y -1 cuando está unido a metales. (c) El número de oxidación del flúor es de -1 en todos sus compuestos. Los demás halógenos tienen un número de oxidación de -1 en la mayor parte de sus compuestos binarios, pero cuando se combinan con oxígeno, como en los oxianiones, tienen estados de oxidación positivos. 4. La suma de los números de oxidación de todos los átomos de un compuesto neutro es cero. La suma de los números de oxidación en un ion poliatómico es igual a la carga del ion. Por ejemplo, en el ion hidronio, H3O+, el número de oxidación de cada hidrógeno es +1 y el del oxígeno es -2. Así, la suma de los números de oxidación es 3(+1) + (-2) = +1, que es igual a la carga neta del ion. Esta regla es muy útil para obtener el número de oxidación de un átomo en un compuesto o ion si se conocen los números de oxidación de los demás átomos. (Brown, 2009) Los no metales tienden a tener números de oxidación negativos, aunque algunos son positivos en ciertos compuestos o iones. El oxígeno tiene un número de oxidación de −2,

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excepto en el ion peróxido en el cual tiene un número de oxidación de −1. El hidrógeno es −1 cuando está enlazado a un metal, +1 cuando está enlazado a un no metal. Los no metales tienden a tener números de oxidación negativos, aunque algunos son positivos en ciertos compuestos o iones. El flúor siempre tiene un número de oxidación de −1. Los otros halógenos tienen un número de oxidación de −1 cuando son negativos; sin embargo, pueden tener números de oxidación positivos, sobre todo en los oxianiones. La suma de los números de oxidación en un compuesto neutro es 0. La suma de los números de oxidación en un ion poliatómico es la carga en el ion. (Brown, 2009) Velocidad de reacción La velocidad de reacción se define como la cantidad de sustancia que reacciona por unidad de tiempo. Por ejemplo, la oxidación del hierro bajo condiciones atmosféricas es una reacción lenta que puede tomar muchos años, pero la combustión del butano en un fuego es una reacción que sucede en fracciones de segundo. Se define la velocidad de una reacción química como la cantidad de sustancia formada (si tomamos como referencia un producto) o transformada (si tomamos como referencia un reactivo) por unidad de tiempo. La velocidad de reacción no es constante. Al principio, cuando la concentración de reactivos es mayor, también es mayor la probabilidad de que se den choques entre las moléculas de reactivo, y la velocidad es mayor. a medida que la reacción avanza, al ir disminuyendo la concentración de los reactivos, disminuye la probabilidad de choques y con ella la velocidad de la reacción. La velocidad de reacción se mide en unidades de concentración/tiempo, esto es, en moles/s. (Brown, 2009)

Figura 2: Velocidad de reacción de una solución. Fuente: https://www.portaleducativo.net/tercero-medio/54/velocidad-de-reaccion

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Equilibrio químico Equilibrio químico es de gran importancia, ya que se define como el momento en el cual tanto la velocidad de reacción es igual en sentido inverso y directo. Se utiliza una constante de equilibrio para el análisis del mismo, este se obtiene utilizando las relaciones de las concentraciones de los productos, estos van elevados exponencialmente al coeficiente estequiométricos si es que se presentan, con respecto al producto de las concentraciones de los reactivos presentes en la reacción, de la misma forma estos van elevados exponencialmente cada uno respectivamente a sus coeficientes estequiométricos. En esta relación no se utilizan las concentraciones de sustancias puras como tal, como por ejemplo de líquidos o sólidos. (Brown, 2009) Principio de Le Châtelier El principio de Le Chatelier, postulado por Henri-Louis Le Châtelier (1850-1936), un químico industrial francés, establece que: Si un sistema químico en equilibrio experimenta un cambio en la concentración, temperatura, volumen o la presión parcial, entonces el equilibrio se desplaza para contrarrestar el cambio impuesto. Este principio es equivalente al principio de la conservación de la energía. (Chombo, 2003)

Figura 3: Principio Le-Chatelier. Fuente: http://slideplayer.es/slide/11005197/

Factores que afectan el Equilibrio Químico Concentración Si disminuimos la concentración de un sistema en equilibrio químico, éste se desplazará hacia el lado de la ecuación que ha sido afectado, en cambio, si se aumenta la concentración, el equilibrio se desplazará hacia el lado contrario de la adición.

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Por ejemplo, si se aumenta la concentración de Yoduro de hidrógeno en la reacción: H2 (g)+ I2 (g) ←→ 2 HI(g)