Cuestionario 8

1. OBJETIVOS

Los objetivos para esta práctica serian el reconocimiento de los diferentes elementos que participan en una reacción redox, determinando el elemento que se oxida y se reduce, así como, el agente oxidante y reductor , hacer las ecuaciones redox en el medio acido o neutro claro que antes con las ecuaciones balanceadas

2. FUNDAMENTO TEÓRICO

2.1 Reacciones de Óxido – Reducción o Redox.

Se denomina reacción de reducción-oxidación, de óxido-reducción o, simplemente, reacción redox, a toda reacción química en la que uno o más electrones se transfieren entre los reactivos, provocando un cambio en sus estados de oxidación.1

Para que exista una reacción de reducción-oxidación, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones, y otro que los acepte:

- El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo reducido.2

- El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir, siendo oxidado.

Por lo general las sustancias que se oxidan y reducen son diferentes, sin embargo existe un tipo especial de reacciones redox que se llaman reacciones de desproporción o dismutación, en las cuales un mismo elemento, de una sustancia, en un estado de oxidación se oxida y se reduce simultáneamente.

2.2 Número de Oxidación o Estado de Oxidación

En química, el estado de oxidación de un elemento que forma parte de un compuesto u otra especie química, se considera como la carga aparente con la que dicho elemento está funcionando en ese compuesto o especie. Los estados de oxidación pueden ser positivos, negativos, cero, enteros y fraccionarios.

El átomo tiende a obedecer la regla del octeto para así tener una configuración electrónica similar a la de los gases nobles, los cuales son muy estables eléctricamente. Dicha regla sostiene que un átomo tiende a tener ocho electrones en su nivel de energía más externo. En el caso del hidrógeno este trata de tener 2 electrones, lo cual proporciona la misma configuración electrónica que la del helio.

Cuando un átomo -A- necesita, por ejemplo, 3 electrones para obedecer la regla del octeto, entonces dicho átomo tiene un número de oxidación de 3−. Por otro lado, cuando un átomo -B- tiene los 3 electrones que deben ser cedidos para que el átomo A cumpla la ley del octeto, entonces este átomo tiene un número de oxidación de 3+. En este ejemplo podemos deducir que los átomos A y B pueden unirse para formar un compuesto, y que esto depende de las interacciones entre ellos. La regla del octeto y del dueto pueden ser satisfechas compartiendo átomos (moléculas) o cediendo y adquiriendo electrones (iones poliatómicos).

Los elementos químicos se dividen en 3 grandes grupos, clasificados por el tipo de carga eléctrica que adquieren al participar en una reacción química:

• Metales

• No metales

• Gases nobles

Ejemplo:

2Na0 + Cl02 → 2Na1+ + 2Cl1−

Los gases de un solo tipo de elemento, en este caso el cloro, están presentes en forma diatómica.

El sodio (Na) se combina con el cloro (Cl), produciendo cloruro de sodio. El número de oxidación de ambos elementos sin combinar es 0 (cero), ya que están equilibrados eléctricamente. El número de oxidación del sodio combinado es 1+, ya que cede un electrón. El número de oxidación del cloro combinado es 1−, ya que acepta el electrón cedido por el sodio.

Características de la Oxidación

- El número de oxidación de un elemento libre o en estado basal es igual a 0.

- El mínimo estado de oxidación posible de un elemento es 4−, y lo tienen algunos de los elementos del grupo 4A.

- Para cualquier elemento el máximo estados de oxidación es el correspondiente al número de grupo.

- La suma de los estados de oxidación de los elementos de un compuesto es igual a su carga neta.

2.3 Balanceo de Ecuaciones Redox

Las reglas para el balanceo redox (para aplicar este método, usaremos como ejemplo la siguiente reacción) son:

K2Cr2O7 + H2O + S ® SO2 + KOH + Cr2O3

1. Escribir los números de oxidación de todas las especies y observar cuáles son las que cambian.

K+12Cr+62O-27 + H+12O-2 + S0 ® S+4O-22 + K+1O-2H+1 + Cr+32O-23

2. Escribir las semi rreaccioness de oxidación y de reducción, cuando una de las especies cambiantes tiene subíndices se escribe con él en la semirreacción (por ejemplo el Cr2 en ambos lados de la reacción) y si es necesario, balancear los átomos (en este caso hay dos átomos de cromo y uno de azufre en ambos lados "se encuentran ajustados", en caso de no ser así se colocan coeficientes para balancear las semirreacciones) y finalmente indicar el número de electrones ganados o perdidos (el cromo de +6 a +3 gana 3 electrones y al ser dos cromos ganan 6 electrones y el azufre que pasa de 0 a +4 perdió 4 electrones).

+6 e

Cr+62 ® Cr+32 Reducción

- 4e

S0 ® S+4 Oxidación

3. Igualar el número de electrones ganados al número de electrones perdidos. Para lograrlo se necesita multiplicar cada una de las semirreacciones por el número de electrones ganados o perdidos de la semirreacción contraria (o por sus mínimo común denominador).

+6 e

2 [ Cr+62 ® Cr+32 ]

- 4e

3 [ S0 ® S+4 ]

+12 e

2 Cr+62 ® 2Cr+32

- 12e

3 S0 ® 3 S+4

4. Hacer una sumatoria de las semirreacciones para obtener los coeficientes, y posteriormente, colocarlos en las especies correspondientes.

3 S0 + 2Cr+62 ® 3 S+4 + 2Cr+32

2K2Cr2O7 + H2O + 3S ® 3SO2 + KOH + 2Cr2O3

5. Terminar de balancear por tanteo.

2K2Cr2O7 + 2H2O + 3S ® 3SO2 + 4KOH + 2Cr2O3

3. MATERIALES

Materiales

- Tubos de ensayo

- Mechero

Reactivos

- Solución de K2Cr2O7 (0,1 M)

- Solución de H2SO4

- Etanol

- Na2SO3 (sólido)

- Solución de CuSO4 (0,1 M)

- Zn

4. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Experimento Nº 1.

Cogimos un tubo de ensayo y le agregamos K2Cr2O7 un ml , después le pusimos unas gotas de H2SO4 y observamos los cambios que sucedieron

Después añadimos 1 g de Na2SO3 agitamos el tubo

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