Practica 3 Quimica Basica - ESIME

OBJETIVO

Conocer un proceso de oxidación – reducción.

CONSIDERACIONES TEÓRICAS

Las reacciones ácido-base se caracterizan por un proceso de transferencia de protones, las reacciones de oxidación-reducción, o reacciones redox, se consideran como reacciones de transferencia de electrones. La mayoría de los elementos metálicos y no metálicos se obtienen a partir de sus minerales por procesos de oxidación o de reducción. El término reacción de oxidación se refiere a la semirreacción que implica la pérdida de electrones. Una reacción de reducción es una semirreacción que implica una ganancia de electrones.

Se dice que actúa como agente reductor porque dona electrones y hace que se reduzca. Un agente oxidante se reduce porque acepta electrones y hace que éste se oxide. Los agentes oxidantes siempre se reducen y los agentes reductores siempre se oxidan. La Oxidación Es Pérdida (de electrones) y la Reducción Es Ganancia (de electrones). La magnitud de la oxidación en una reacción redox debe ser igual a la magnitud de la reducción, es decir, el número de electrones que pierde un agente reductor debe ser igual al número de electrones ganados por un agente oxidante.

Para hacer un seguimiento de los electrones en las reacciones redox, es conveniente asignar números de oxidación a los reactivos y productos. El número de oxidación de un átomo, también llamado estado de oxidación, significa el número de cargas que tendría un átomo en una molécula (o en un compuesto iónico) si los electrones fueran transferidos completamente. Los números de oxidación reflejan el número de electrones “transferidos”, permiten identificar, a simple vista, los elementos que se han oxidado y reducido. Los elementos que muestran un aumento en el número de oxidación, se han oxidado y cuando se han reducido se debe a que sus números de oxidación son menores que al inicio de la reacción. Hay algunas reglas que se consideran para asignar el número de oxidación como:

• Los elementos metálicos sólo tienen números de oxidación positivos, en tanto que los elementos no metálicos pueden tener números de oxidación positivos o negativos.

• El máximo número de oxidación que puede tener un elemento de los grupos 1A al 7A es el número de su grupo en la tabla periódica.

• Los metales de transición (grupos 1B y del 3B al 8B) por lo general tienen varios números de oxidación posibles.

Tipos de reacciones redox

Entre las reacciones más comunes de oxidación-reducción se encuentran las reacciones de combinación, de descomposición, de combustión y de desplazamiento.

 Reacciones de combinación: una reacción de combinación es una reacción en la que dos o más sustancias se combinan para formar un solo producto.

 Reacciones de descomposición: Las reacciones de descomposición son lo opuesto de las reacciones de combinación. Concretamente, una reacción de descomposición es la ruptura de un compuesto en dos o más componentes

 Reacciones de combustión: Una reacción de combustión es una reacción en la cual la sustancia reacciona con el oxígeno, por lo general con la liberación de calor y luz, para producir una flama.

 Reacciones de desplazamiento: En una reacción de desplazamiento, un ion (o átomo) de un compuesto se reemplaza por un ion (o átomo) de otro elemento: la mayoría de las reacciones de desplazamiento cae en una de tres categorías: desplazamiento de hidrógeno, desplazamiento de metal o desplazamiento de halógeno.

Balanceo de ecuaciones de oxidación – reducción

Cada vez que se balancea una ecuación química, es necesario seguir a la ley de la conservación de la masa: la cantidad de cada elemento debe ser la misma en ambos lados de la ecuación (los átomos no se crean ni se destruyen en ninguna reacción química). Al balancear una reacción de oxidación-reducción, existe un requerimiento adicional: es necesario balancear la pérdida y ganancia de electrones. En otras palabras, si una sustancia pierde cierto número de electrones durante una reacción, entonces otra sustancia debe ganar el mismo número de ellos (los electrones no se crean ni se destruyen en ninguna reacción química).

En muchas reacciones químicas sencillas, el balanceo de la ecuación se realiza de manera "automática"; podemos balancear la ecuación sin considerar de manera explícita la transferencia de electrones. Sin embargo, muchas reacciones de oxidación-reducción son más complejas y no se pueden balancear fácilmente sin considerar el número de electrones que se pierden o se ganan durante la reacción.

Para balancear una reacción redox que se lleva a cabo en una disolución acida acuosa, el procedimiento es el siguiente:

1. Divida la ecuación en dos medias-reacciones, una para la oxidación y otra para la reducción.

2. Balancee cada media-reacción.

2.1. Primero, balancee los elementos que no son H y O.

2.2. Después, balancee los átomos de O añadiendo H2O conforme sea necesario.

2.3. Luego, balancee los átomos de H añadiendo H+ conforme sea necesario.

2.4. Por último, balancee la carga añadiendo e~ conforme sea necesario.

Esta secuencia específica es importante y se resume en el diagrama que aparece al margen. En este punto, puede comprobar si el número de electrones de cada media-reacción corresponde con los cambios del estado de oxidación.

3. Si es necesario, multiplique las medias-reacciones por enteros, de manera que el número de los electrones que se pierdan en una media-reacción sea igual al número de electrones que se ganen en la otra.

4. Sume las dos medias-reacciones y, si es posible, simplificar mediante la cancelación de las especies que aparecen en ambos lados de la ecuación combinada.

5. Compruebe que los átomos y las cargas estén balanceadas.

MATERIAL

 2 Vasos de precipitados de 100 cc.

 1 Embudo.

 1 Triángulo de porcelana.

 Papel filtro.

REACTIVOS

 NaHCO3 solución al 25% peso.

 H2SO4

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