Laboratorio de Química Básica. Practica No. 3 Oxidación - Reducción

Instituto Politécnico Nacional

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ESIME Zacatenco

Ingeniería en Comunicaciones y Electrónica.

Laboratorio de Química Básica.

Practica No. 3 Oxidación - Reducción.

Grupo: 1CM4

Víctor Isaac Mora Ramírez

Profa. Sahagún Victorino Arcelia

Fecha:

2 de julio de 2015

INDICE

Introducción teórica……………………………………………………. 3

Objetivo de la práctica………………………………………………… 6

Material y Reactivos…………………………………………………… 6

Desarrollo de la Práctica………………………………………………. 6

Cuestionario…………………………………………………………….. 7

Observaciones y Conclusiones………………………….………….... 9

Bibliografía……………………………………………………………….10

INTRODUCCION

Oxidación y reducción

La corrosión del hierro (oxidación) y de otros metales, tal como la corrosión de las terminales de una batería de automóvil son procesos conocidos. Llamados corrosión a la conversión de un metal en un compuesto metálico, por medio de una reacción entre el metal y alguna sustancia de su entorno. La corrosión, involucra la reacción de oxígeno con el hierro, en presencia de agua.

Cuando un metal se corroe, pierde electrones para formar cationes. Por ejemplo, el calcio es vigorosamente atacado por ácidos para formar iones calcio:

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Cuando un átomo, ion o molécula adquiere una carga más positiva (es decir, cuando ha perdido electrones), decimos que se oxida. A la pérdida de electrones que experimenta una sustancia, se le llama oxidación. Entonces, el Ca, que no tiene carga neta, se oxida, para formar Ca2+.

El término oxidación se utiliza porque las primeras reacciones de este tipo en ser estudiadas a fondo, fueron reacciones con oxígeno. Muchos metales reaccionan directamente con el O2 del aire para formar óxidos metálicos. En estas reacciones, el metal transfiere electrones al oxígeno, para formar un compuesto iónico con el ion metálico y el ion óxido. Por ejemplo, cuando el calcio metálico se expone al aire, la superficie metálica brillante se opaca conforme se produce CaO:

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Cuando el Ca se oxida, el oxígeno se transforma de O2 nuestro a dos iones O2-. Cuando un átomo, ion o molécula adquiere una carga más negativa (ha ganado electrones), decimos que se ha reducido. A la ganancia de electrones que experimenta una sustancia, le llamamos reducción. Cuando un reactivo pierde electrones (es decir, cuando se oxida), otro reactivo debe ganarlos. La oxidación de una sustancia siempre va acompañada por la reducción de otra, cuando los electrones se transfieren entre ellas.

Agentes oxidantes y reductores

Los químicos utilizan frecuentemente los términos  agente oxidante y agente reductor para referirse a algunos de los reactivos de las reacciones redox en frases como “el gas fluor es un poderoso agente oxidante” o “el metal calcio es un buen agente reductor”.

En una reacción redox se llama agente oxidante u oxidante a la sustancia que hace posible que otra sustancia se oxide. Al hacerlo, el agente oxidante a su vez se reduce. Análogamente, se llama agente reductor o reductor a la sustancia que hace posible que otra sustancia se reduzca. A su vez el agente reductor se oxida en la reacción.

Agente Oxidante

Es la especie química que un proceso redox acepta electrones y, por tanto, se reduce en dicho proceso.

Por ejemplo, cuando se hacen reaccionar cloro elemental con calcio: Ca0 + Cl2 0 CaCl2. El cloro es el agente oxidante puesto que, gana electrones y su carga o número de oxidación pasa de 0 a 1–. Esto se puede escribir como: 2e- +Cl2 0 2Cl1-

Agente Reductor

Es la especie química que un proceso redox pierde electrones y, por tanto, se oxida en dicho proceso (aumenta su número de oxidación).

Por ejemplo, cuando se hacen reaccionar cloro elemental con

En general, una sustancia con un elemento en uno de sus estados de oxidación más altos posibles es un agente oxidante. Si el elemento está en uno de sus estados de oxidación más bajos posibles, la sustancia es un agente reductor.

Asignación del número de oxidación

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 moléculas (o en un compuesto iónico) si los electrones fueran transferidos completamente.

Por ejemplo:

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Los números colocados encima de los símbolos de los elementos son los números de oxidación. En la reacción no hay cargas en los átomos de  las moléculas de reactivos. Por lo tanto, su número de oxidación es cero. Sin embargo, para las moléculas de los productos se supone que ha habido una transferencia completa de electrones y los átomos ganaron o perdieron electrones. Los números de oxidación reflejan el número de electrones “transferidos”.

Los números de oxidación permiten identificar, a simple vista, los elementos que se han oxidado y reducido. El elemento que muestra un aumento en el número de oxidación, el hidrógeno, se ha oxidado. El cloro, se ha reducido, por lo que su número de oxidación es menor que al inicio de la reacción.

Reglas para asignar el número de oxidación:

1. En los elementos libres (es decir, en estado no combinado), cada átomo tiene un número de oxidación de cero.
2. Para los iones constituidos por un solo átomos (es decir, iones monoatómicos), el número de oxidación es igual a la carga del ion.
3. El número de oxidación del oxígeno es -2 en la mayoría de los compuestos.
4. El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto cuando está enlazado con metales en compuestos binarios.
5. El flúor tiene un número de oxidación de -1 en todos sus compuestos.
6. En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todos los átomos debe ser cero.
7. Los números de oxidación no tienen que ser enteros.

Pasos para balancear ecuaciones por el método Redox.

1. Indicar los números de oxidación de todos los elementos de la ecuación.

K+1Mn+7O-24 + H+12S+6O-24 + H+12S-2  →  K+12S+6O-24 + Mn+2S+6O-24  + S0 + H+12O-2

1. Anotar los elementos que cambiaron su número de oxidación al pasar los reactivos a productos.

Mn+7  → Mn+2

S-2  → S0

1. Indicar cuantos electrones pierde o gana cada elemento y si se oxida o se reduce.

Mn+7  → Mn+2  Gana 5 e-, Reducción

S-2  → S0 Pierde 2 e-, Oxidación

1. Igualar el número de electrones ganados y perdidos, multiplicando en forma cruzada en número de electrones que se ganan o se pierden.

5 e-   2(Mn+7  → Mn+2)

2 e-   5(S-2  → S0 )

1. Sumar las semireacciones y utilizar los coeficientes obtenidos para balancear la ecuación y terminar de balancear la ecuación por método de tanteo.

2Mn+7  → 2Mn+2 + 5S-2  → 5S0

= 2Mn+7  + 5S-2  → 2Mn+2 + 5S0

2K+1Mn+7O-24 + 3H+12S+6O-24 + 5H+12S-2  →  K+12S+6O-24 + 2Mn+2S+6O-24  + 5S0 + 8H+12O-2

OBJETIVO:

El alumno conocerá un proceso de oxidación-reducción.

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