Practica 3 Quimica Basica Esime Zacatenco

Instituto Politécnico Nacional

“Escuela superior de ingeniería Mecánica y eléctrica”

Ingeniería en comunicaciones y electrónica

Laboratorio de Química básica

Practica 3 “oxidación - reducción”

Grupo: 1CM14 equipo No 4

Integrantes:

Luis Francisco Aguilar Salas

Kevin Antonio Gonzales Vega

Gerardo Rodríguez Avalos

Ángelo Ramírez Gonzales

Profesor: Abel Betanzos cruz

Fecha de realización: 12/01/2015

- Objetivo

El alumno conocerá un proceso de oxidación – reducción

- Consideración teóricas

Una reacción de óxido-reducción se caracteriza porque hay una transferencia de electrones, en donde una sustancia gana electrones y otra sustancia pierde electrones:

• La sustancia que gana electrones disminuye su número de oxidación. Este proceso se llama Reducción.

• La sustancia que pierde electrones aumenta su número de oxidación. Este proceso se llama Oxidación.

Por lo tanto, la Reducción es ganancia de electrones y la Oxidación es una pérdida de electrones.

Número de oxidación

Corresponde a la carga del elemento químico; es decir, corresponde a un valor arbitrario que se le ha asignado a cada elemento químico, el cual indica la cantidad de electrones que podría ganar, perder o compartir cuando se forma un compuesto.

Para calcular el número de oxidación se deben tener en cuenta las siguientes reglas:

- Regla Nº 1: El número de oxidación de cualquier átomo en estado libre o fundamental; es decir, no combinado, es cero.

- Regla Nº 2: El número de oxidación del hidrógeno es +l, excepto en el caso de los hidruros que es –1, +1: cuando el hidrógeno se combina con un no-metal (ácido).

- Regla Nº 3: El número de oxidación del oxígeno es -2, excepto en los peróxido donde es -1.

- Regla Nº 4: Los metales tienen un número de oxidación + (positivo) e igual a su valencia.

- Regla Nº 5: Los no-metales tienen número de oxidación – (negativo) e igual a su valencia.

- Regla Nº 6: En compuestos, el número de oxidación del Flúor (F) es siempre –1

- Regla Nº 7: En las moléculas neutras, la suma de los números de oxidación de cada uno de los átomos que la forman es igual a 0.

- Regla Nº 8: En un ion la suma de los números de oxidación de sus átomos debe ser igual a la carga del ion.

Concepto de oxidación- reducción:

Cuando se introduce una lámina de zinc (Zn) en una disolución concentrada de cobre II (Cu; valencia = 2), transcurridos unos segundos, se observa que la lámina se recubre de una capa de cobre metálico.

La ecuación química que representa este proceso es:

Zn + CuSO4 —> Cu + ZnSO4

El sulfato de cobre (II), CuSO4, y el sulfato de zinc, ZnSO4 , son compuestos que, fundidos o disueltos en agua, se disocian en iones, según la siguiente ecuación iónica:

Zn0 + Cu + 2 + SO4 – 2 —> Cu0 + Zn+ 2 + SO 4 – 2

En esta ecuación puede apreciarse que el ion sulfato (SO-2) aparece en ambos lados de la ecuación, por lo tanto, la ecuación puede escribirse de manera más sencilla:

Cu + 2 + Zn0 —> Cu0 + Zn+ 2

La ecuación química nos indica que durante el proceso el átomo de zinc, que era eléctricamente neutro, se ha transformado en el ion Zn+2. Para esto, tuvo que ceder 2 electrones; en cambio, el ion Cu+2 aceptó los 2 electrones del zinc, que lo convirtieron en un átomo de cobre, eléctricamente neutro.

De acuerdo a este hecho experimental, se puede concluir que:

• La sustancia que pierde electrones hace que la otra sustancia gane electrones; es decir, la sustancia que se oxida hace que la otra sustancia se reduzca. Por esto se dice que la sustancia que se oxida es el Agente Reductor, y la sustancia que se reduce es el Agente Oxidante.

• Como los electrones son cargas negativas, cuando una sustancia gana electrones; es decir, se reduce, se vuelve más negativa, por lo que disminuye su número de oxidación. Por el contrario, cuando una sustancia pierde electrones, se vuelve más positiva, por lo que aumenta su número de oxidación.

Semi-reacciones de óxido-reducción:

De acuerdo a lo anterior, puede decirse que la reacción química descrita anteriormente involucra dos procesos, los cuales pueden representarse mediante semi-reacciones, una semi-reacción de oxidación y una semi-reacción de reducción. Como estos dos procesos ocurren simultáneamente, la suma de ambas semi-reacciones, da la reacción total.

Las ecuaciones que describen estos procesos son:

Semi-reacción de oxidación:

Zn —> Zn +2 + 2e–

Semi-reacción de reducción:

Cu+2 + 2e– —> Cu

Para escribir las semi-reacciones siempre se debe considerar lo siguiente:

1. Se debe igualar cada semi-reacción en cuanto a átomos (balance de masa) y en cuanto a carga (balance de cargas)

2. Al escribir las semi-reacciones y equilibrar las cargas, se deben agregar electrones a la derecha en la oxidación (hay pérdida de electrones) y a la izquierda en la reducción (hay ganancia de electrones).

3. Como en la ecuación total no aparecen electrones, se debe multiplicar cada semi-reacción, si fuese necesario, por un número que permita igualar los electrones de la derecha con los electrones de la izquierda, a fin de que se simplifiquen.

4. Sumar las semi-reacciones y comprobar que los átomos y las cargas estén equilibradas a ambos lados de la ecuación.

Material

- 2 vasos de precipitados de 100 cm3

- 1 embudo

- 1 triangulo de porcelana

- Papel filtro

- 2 probetas de 100 ml

- 1 pipeta graduada

- 2 espátulas

- 1 anillo de fierro

Reactivos

- NaHCO3 solución al 25% peso

- H2SO4 solución al 5% volumen

- Cu en polvo

- Zn en polvo

- HN03

Procedimiento

1- Se colocan de 0.1 a 0.2 gramos de cobre en un vaso de precipitados de 100 cm3 y se agregan 2 cm3 de ácido nítrico. Realizar esta operación en la campana de extracción

2- Agregar 25 cm3 de solución de bicarbonato de sodio al 25% en peso hasta la formación de un precipitado de color azul

3- Se procede a filtrar la solución anterior, conservando el precipitado y desechando la solución

4- Al precipitado se le agregan 20cm3 de solución de ácido sulfúrico al 5% en volumen, hasta que reaccione y se recibe en un vaso de 100 cm3

5- A la solución obtenida se le agregan de .1 a .2 gramos de zinc en polvo y se agita continuamente hasta la formación de un precipitado de color rojo ladrillo o café

Reacciones

A) Cu+ HNO3Cu(NO3)2+ NO + H2

B) Cu(NO3)2 + NaHCO3  CuCO3 + CO2 + NaNO3 + H2O

C) CuCO3 + H2SO4  CuS04 + CO2 + H2O

D) CuSO4 + Zn Cu + ZnS04

Cuestionario

1- Balancear por el método de “Redox” la reacción del inciso A

Cu+HNO3Cu(NO3)2+ NO + H2

Cu (N.O = 0) Cu (N.O = +2) + 2e

N (N.O = +5) + 3e  N (N.O = +2)

Cu=oxida

N= reduce

3Cu + 8HNO3  3Cu (NO3)2 + 2NO + 4H2O----------------------ecuación balanceada

2- Balancear la reacción del inciso B

Cu(NO3)2 + NaHCO3  CuCO3 + CO2 + NaNO3 + H2O

Esta ecuación no se puede balancear por el método de óxido reducción ya que ningún elemento cambia su estado de oxidación de reactivos a productos y quedaría así:

Cu(NO3)2 + 2NaHCO3 --> CuCO3 +CO2 + 2NaNO3 +H2O

3- De las reacciones A y D indicar que elementos se oxidan y los que se reducen

Ecuación D:

CuSO4 + ZnCu + ZnSO4

Cu+2→Cu0 2=2Cu+2→2Cu0 Cu SE REDUCE

Zn0→Zn+2 2=2Zn0→2Zn+2 ZnSE OXIDA

Ecuación A:

Cu+HNO3Cu(NO3)2+ NO + H2

Cu (N.O = 0) Cu (N.O = +2) + 2e Cuoxida

N (N.O = +5) + 3e  N (N.O = +2) Nreduce

4- Indicar los agentes oxidantes y reductores de las reacciones A y D

Los agentes oxidantes son el nitrógeno para la reacción A y para la reacción B es el Cu y los agentes reductores son el Cu para la reacción A y el Zn para la reacción B

5- ¿A qué sustancia corresponde el precipitado de color rojo o café obtenido en el punto 5?

Dicho producto corresponde al elemento cobre (Cu)

- Conclusión

Una reacción de óxido reducción en la pérdida y ganancia de electrones, donde el elemento que sede electrones se oxida y el elemento que gana electrones se reduce, además tiene una importancia primordial en la química ya que este método es necesario para la electroquímica.

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