Laboratorio de Quimica Basica Practica 6: “OXIDACIÓN - REDUCCION”

Instituto Politecnico Nacional[pic 1][pic 2][pic 3]

IPN

Escuela Superior de Ingenieria Mecánica y Eléctrica Unidad Culhuacan

"ESIME Culhuacan"

Laboratorio de Quimica Basica

Practica 6: “OXIDACIÓN - REDUCCION”

Reporte

Profesora: "M. en C. I.B.Q. Lizbeth Pliego Vences"

Alumnos: "Barrón Ontiveros Ingrid Valeria"

                "Martínez González Andrés Mohamed"

                "Vergara Mendez Diego de Jesús"

Grupo: "1EX40"

Objetivos:

Que el alumno:

• Identifique una reacción de oxido reducción.
• Conozca mediante una reacción química las diferentes especies que se forman y los cambios en su número de oxidación.
• Identifique los agentes oxidante y reductor de una acción redox.
• Sea capaz de verificar de forma cualitativa los cambios que se realizan en cada etapa de la reacción.

Introducción o Marco teórico:

El número de oxidación de un átomo, también llamado estado de oxidación, representa el número de electrones que un átomo pierde, gana o comparte. En los enlaces covalentes, los estados de oxidación de los átomos se determinan asignando arbitrariamente los electrones que se están compartiendo. Por ejemplo, cuando hay un enlace covalente entre dos átomos idénticos, los electrones se están compartiendo equitativamente entre ambos, ninguno está atrayendo los electrones más que el otro, y su estado de oxidación es de cero. En caso de que participen en el enlace dos átomos distintos, los electrones compartidos se asignan totalmente al átomo que tenga más atracción hacia ellos y su estado de oxidación es (más) negativo. En los compuestos iónicos que contienen iones monoatómicos, los estados de oxidación de los iones son iguales a sus cargas.

A continuación se describen las reglas más importantes para la asignación de los números de oxidación:

1. Los elementos del grupo IA y IIA tienen estado de oxidación igual a su número de grupo (+1 y +2, respectivamente).
2. La suma de los números de oxidación en un compuesto es “0”, y en un ión es igual a la carga del ión.
3. En el hidrógeno el estado de oxidación es +1, excepto en los hidruros que es –1.
4. En el oxigeno el estado de oxidación es –2, excepto  en los peróxidos ((O-1)2 ), que es –1.
5. En los elementos libres o no combinados su número de oxidación para cada átomo es “0” 

A continuación se indican algunos ejemplos:

        Número de oxidación:              0                    0                               +1   -1

                                           H2  (g)   +   O2  (g)   -----------→     H2 O2 (1)   

Número de oxidación:             +1+5 –2            +1  –2                                    +2  –2         0           +1  –2      

                      H NO3  +   H2S    -----------→     NO  +   S   +    H2O

          Número de oxidación:                   0                    0                                                          0               0            

                                                             Zn(s)   +   H2 (ac)   -----------→     Zn(ac) + H2 (g)           

Se define a la oxidación - reducción como el proceso químico en el cual se lleva acabo una transferencia de electrones, como en el caso de la formación de iones, o un cambio en la compartición de los mismos entre los átomos con enlaces covalentes. Como su nombre lo indica, el proceso de oxidación - reducción, comprende en realidad a dos procesos simultáneos; Si una sustancia “pierde” electrones, (es decir se oxida, su número de oxidación aumenta), debe haber otra que los “gane” (es decir se reduce, su  número de oxidación disminuye). A la sustancia que se oxida se denomina agente reductor, mientras que la sustancia que sufre la reducción se denomina agente oxidante. Por ejemplo en las reacciones anteriores el Nitrógeno pasa de un estado de oxidación de +5  a uno de +2, es decir se reduce.

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Estados de oxidación

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                         Reducción                      +2                             +5                oxidación

Las reacciones oxidación-reducción se pueden llevar a cabo en soluciones acuosas, en sólidos,  como en metales y  no metales y en gases.

Algunos ejemplos de procesos de oxido-reducción que ocurren en la vida diaria son el recubrimiento electrolítico de delgadísimas capas de oro o plata en los chips para computadoras, el revelado de fotografías, las celdas eléctricas para calculadoras, termostatos, televisores, el proceso de  fotosíntesis de las plantas que transforman energía en compuestos químicos entre otros muchos.

Para saber si en una reacción química se lleva a cabo una oxidación - reducción, se hace la revisión de los números de oxidación, como en los ejemplos descritos anteriormente.

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1,.- En un Matraz Erlenmeyer de 125 ml, con una espátula, colocar aproximadamente 0.2g de polvo de cobre (la cantidad que cubra la punta de la espátula, no es necesario pesar).

2.-Con una pipeta graduada adicione aproximadamente 4 ml. (de uno en uno) de HNO3(ac) diluido, Esta acción se llevará acabo con mucha precaución ya que la reacción desprende gases irritantes de color café. Deje que la reacción termine. (La reacción termina cuando el  cobre en presencia del ácido nítrico se convierte en una solución de nitrato de cobre II (Cu(NO3)2) de color azul cielo).

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