Laboratorio de Química Básica. Práctica No. 3 oxidación reducción

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INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL

Escuela Superior de Ingeniería Mecánica y Eléctrica

Unidad Zacatenco

INGENIERÍA en COMUNICACIONES y ELECTRÓNICA

Laboratorio de Química Básica

Práctica No. 3 oxidación reducción

1CM15            Equipo 2

Díaz Rojas Bryan Francisco

Guarneros Ramírez Kevin

Sanchez Ortiz Xochitl

Betanzos Cruz Abel

Martes 11 de octubre de 2016

Objetivo:

El alumno conocerá un proceso de oxidación – reducción

Consideraciones teóricas

Históricamente, la palabra oxidación se refiere a la combinación de un elemento con oxígeno para formar un oxido, en tanto el termino reducción tiene que ver con la eliminación del oxígeno para producir el elemento. Ambos procesos de oxidación reducción han sido cruciales para el desarrollo de la civilización humana y tienen además un valor comercial enorme. La oxidación (formación de herrumbre) del hierro metálico por reacción con el aire húmedo se ha conocido durante milenios y todavía sigue siendo un gran problema que ocasiona graves daños a los edificios y puentes. La reducción del mineral de hierro (Fe2O3) con carbón vegetal (C) para formar hierro metálico se ha llevado a cabo desde tiempos prehistóricos; y actualmente se usa en las etapas iniciales de la fabricación de acero [pic 3]

4 Fe(s) + 3 O2(g)         2 Fe2O3(s)          [pic 4]

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2 Fe2O3(s) + 3 C(s)         4 Fe(s) + 3 CO2(g)[pic 6]

Actualmente, las palabras oxidación y reducción tienen un significado mucho más amplio. Ahora se define la oxidación como la pérdida de uno o más electrones por una sustancia ya sea elemento, compuesto o ion, y la reducción, como la ganancia de uno o más electrones por otra sustancia. Así, una reacción de oxidación-reducción, o reacción redox, es cualquier proceso en que se transfieren electrones de una sustancia a otra

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     A^2-         A- + electrón[pic 11]

     A-         A + electrón[pic 12]

     A         A+ + electrón[pic 13]

     A+         A^2+ + electrón[pic 14]

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¿Cómo saber cuándo está teniendo lugar una reacción redox? La respuesta es que se asigna a cada átomo de una sustancia un valor llamado número de oxidación (o estado de oxidación), que indica si el átomo es neutro, si tiene más electrones o menos electrones. Al comparar el número de oxidación de un átomo, antes y después de la reacción, es posible decir si el átomo gano o perdió electrones. Observe que los números de oxidación no implican necesariamente cargas iónicas. Solo son una herramienta conveniente que ayuda a estudiar a los electrones en las reacciones redox.

1. Un átomo en su estado elemental tiene un número de oxidación igual a 0. Por ejemplo:[pic 17]

1. Un átomo en un ion monoatómico tiene números de oxidación idéntico a su carga

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1. Un átomo en un ion poliatómico o en un compuesto molecular por lo general tiene el mismo número de oxidación que si fuera un ion monoatómico. En el ion hidróxido (OH-), por ejemplo, el átomo de hidrogeno tiene un numero de oxidación de 1+, como si fuera H+, y el átomo de oxigeno tiene un numero de oxidación de 2-, como si fuera un ion monoatómico O^2-[pic 19]

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En general, cuanto más a la izquierda este un elemento en la tabla periódica, más probable es que el átomo forme cationes. Cuanto más a la derecha este un elemento en la tabla periódica, más probable es que el átomo forme aniones

1. El hidrogeno puede ser 1+ o 1-. Cuando se enlaza con un metal, como el Na o el Ca, el hidrogeno tiene un numero de oxidación de 1-, pero si se enlaza con un no metal, como C,N,O o Cl, el hidrogeno tiene número de oxidación de 1+[pic 21]

1. El oxígeno por lo general tiene número de oxidación de 2-. La excepción principal son los compuestos llamados peróxidos, que contienen el ion 02^2- o un enlace covalente en una molécula. Cada átomo de oxígeno en un peróxido tiene un numero de oxidación de 1-[pic 22]
2. Los halógenos por lo general tienen número de oxidación de 1-. La principal excepción son los compuestos de cloro, bromo o yodo, en los que el átomo del halógeno esta enlazado con el oxígeno. En tales casos, el oxígeno tiene un número de oxidación de 2- y el halógeno tiene un número de oxidación positivo. Por ejemplo, en el Cl2O, el átomo de O tiene número de oxidación de 2- y cada átomo de Cl lo tiene de 1+

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1. La suma de los números de oxidación es igual a 0, para un compuesto neutro, e igual a la carga neta, para un ion poliatómico. Esta regla es útil en particular para encontrar el número de oxidación de un átomo en casos difíciles. La idea general es asignar números de oxidación primero a los átomos “fáciles” y después encontrar el átomo “difícil” por medio de una resta. Por ejemplo, suponga que necesitamos saber el número de oxidación del átomo de azufre en el ácido sulfúrico (H2SO4). Como cada átomo de H es 1+ y cada átomo de O es 2-, el átomo de S debe tener un numero de oxidación de 6+ para que el compuesto no tenga carga neta: [pic 24]

Para encontrar el número de oxidación del átomo de cloro en el anión perclorato (ClO4-), se sabe que cada oxigeno tiene 2-, por lo que el átomo de Cl debe tener número de oxidación de 7+ para que haya una carga neta de 1-:[pic 25]

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