Quimica analitica. Equilibrio oxidación- reducción
Enviado por carme_brenda • 25 de Agosto de 2016 • Tareas • 2.255 Palabras (10 Páginas) • 347 Visitas
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Equilibrio oxidación- reducción
Daniela Encina Hernández
Mónica Andrea Valdez Solís
Química analítica I
08/06/16
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Gómez palacio, Durango. 08/06716
Introducción
En una reacción de óxido- reducción, siempre habrá un elemento que gane electrones, es decir, se reduce. Por supuesto habrá otros que done o pierda esos electrones; lo cual significa que el elemento se oxida. Estos elementos se conocen como par REDOX. Una aspectos importantes de estas reacciones es que la cantidad de electrones que se pierden siempre es igual que el número de electrones que se ganan.
Para identificar los elementos que se oxidan o se reducen resultan muy útiles los números de oxidación. Para ello se deben asignar estos números a todos los átomos que participen en la reacciones, ya sea que se encuentren como elementos libres o formando compuestos.
Para esto se aplica cuatro reglas fundamentales:
- Los elementos libres (sin combinar químicamente) tienen un número de oxidación igual que cero (incluidas las moléculas diatómicas) por ejemplo: Li, Ca, Al, O2, y H2.
- El número de oxidación del átomo de hidrogeno es 1+, independientemente del compuesto al que está unido, excepto cuando forma hidruro.
- El número de oxidación del oxígeno es de 2-.
- La suma de los números de oxidación de un compuesto debe ser cero.
Cuando una ventana de hierro se cubre de herrumbre, es común escuchar “el hierro de óxido”, el óxido se forma como resultado de la reacción entre el metal y el oxígeno, o sea, es una reacción de oxidación.
Oxidación y reducción
Las primeras reacciones de oxidación y reducción que se estudiaron fueron aquellas en las que se formaban óxidos. En ellas, el elemento que “gana” el oxígeno se oxida y el que lo “pierde” se reduce, a saber.
CuO(s) Cu(s) + CO (g)[pic 3]
El carbono se oxida porque gana oxigeno
El cobre se reduce porque pierde oxigeno
Otros procesos se observó que las reacciones de oxidaciones y reducciones pueden ocurrir aunque no participe en ellas el oxígeno.
La oxidación: tipos de cambio químicos
El oxígeno es unos de los principales componentes del aire. Muchos de los procesos que suceden a tu alrededor con producidos por el oxígeno, debido a que una sustancia muy activa. El oxígeno es el causante de que lagunas frutas y legumbre, como la manzana y los aguacates, se oscurezcan cuando se les quiten la cascara; igualmente es el que origina la formación de herrumbre en los metales.
En la preparación de disoluciones de agentes oxidantes y reductores debemos tener en cuenta el número de electrones que cada especie intercambia a la hora de calcular la normalidad. Por ejemplo, el MnO4 - actúa como oxidante en medio ácido reduciéndose a sal manganosa mientras que en medio neutro lo hace a bióxido de manganeso:
Mn 7+ + 5e - Mn 2+ (medio ácido)
Mn 7+ + 3e - œ Mn 4+ (medio neutro o básico)
Estado de oxidación.
El estado de oxidación representa la carga real o aparente de un átomo, sólo o dentro de un ión o molécula, cuando en un ión o molécula existen dos o más átomos de un mismo elemento, es común el asignar un estado de oxidación promedio. Es importante no confundir estado de oxidación con valencia, mientras que el estado de oxidación es la carga real o aparente –algunas veces arbitraria- con la que un átomo contribuye a la carga neta del ion o molécula y que por lo tanto esta contribución puede o no ser un número entero, pero siempre tendrá una carga asociada + o - . Por otro lado la valencia siempre es un número entero, no tiene carga asociada y representa la capacidad de un átomo para asociarse, esto es la capacidad para formar enlaces.
Valencia | Estados de oxidación | ||
C= 4 | C2H2 | H2O2 | C4H4O4 |
H = 1 | -1 | +1 | +1 |
O = 2 | +1 | -1 | +1 |
-2 |
Métodos generales para los estados de oxidación
- Los átomos de los elementos liberes, ya sean monoatómicos o poli-atómicos en su representación moleculares se les asignan estados de oxidación de cero (0).[pic 4][pic 5][pic 6][pic 7][pic 8]
Ag , H2 , N2, Cl2, Br2, S8 estado de oxidación =0[pic 9]
- Los átomos de iones monoatómicos con Ag+, Cl-, Fe2+, y S2- se le asignan el estado de oxidación correspondiente a la carga iónica.
- los átomos de iones poli-atómicos que involucran un solo elemento como Hg2 2+, O2 2-, O2 - , y N3 - tienen estados de oxidación que representa la carga compartida en el ión, así para los iones antes mencionados los estados de oxidación serán: +1, -1, -1/2, -1/3 respectivamente.
Anfolitos
Es aquella que puede actuar tanto como ácido o como base (puede perder o ganar un H+ ) dependiendo del otro reactante.
Anfolitos en soluciones
HCO3 - Hidrogeno carbonato
HS- Hidrogeno sulfuro
HPO4 2- Hidrógeno fosfato
Anfolitos
El HS 1- es anfolito | El HSO (4)1- no es anfolito |
Ka1<1 ka2 <1 | Ka1>1 ka2>1 |
H2S+H2O HS1+ H3O1+[pic 10][pic 11] | H1SO4 +H2O HSO4 +H3O1+[pic 12] |
HS +H2O S2-+ H3O1-[pic 13][pic 14] | HSO4 (1) + H2O SO4(2) }H3O1-[pic 15][pic 16] |
HS1- base conj. Fuerte HS acido Es anfolito ya que la 1 reacciona es reversible, entonces la bases conj. Fuertes pueden aceptar fácilmente un protón | HSO4(1) base muy débil HSO4 (1) No es anfolito ya que la 1 reacción no re reversible. Por lo tanto no puede actuar como base en una reacción. |
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