PRACTICA 3 OXIDACION-REDUCCION QUIMICA ESIME ZAC

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INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL

ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA MECÁNICA Y ELÉCTRICA

INGENIERÍA EN COMUNICACIONES Y ELECTRÓNICA

LABORATORIO DE QUÍMICA BÁSICA

PRÁCTICA #3

OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

EQUIPO#3

VIDAL RAMÍREZ MARÍA FERNANDA

PROFESORA: ALINE M.ORTEGA MARTÍNEZ

FECHA DE REALIZACIÓN: 19 DE OCTUBRE DEL 2015

INDICE

Objetivo

Investigación teórica

Material y Equipo

Desarrollo experimental

Cuestionario

Observaciones

Conclusiones

Bibliografia

OBJETIVO:

El alumno conocerá un proceso de oxidación-reducción.

Oxidación-Reducción

En tanto que las reacciones ácido-base se caracterizan por un proceso de transferencia de protones, las reacciones de oxidación-reducción, o reacciones redox, se consideran como reacciones de transferencia de electrones. Las reacciones de oxidación-reducción forman una parte importante del mundo que nos rodea. Comprenden desde la combustión de combustibles fósiles hasta la acción de los blanqueadores domésticos. Asimismo, la mayoría de los elementos metálicos y no metálicos se obtienen a partir de sus minerales por procesos de oxidación o de reducción.

Muchas reacciones redox importantes se llevan a cabo en agua, pero esto no implica que todas las reacciones redox sucedan en medio acuoso. Este tema comienza con una reacción en la cual dos elementos se combinan para formar un compuesto. Considere la formación del óxido de magnesio (MgO) a partir del magnesio y el oxígeno.

2Mg(s) + O2 (g) ⎯→ 2Mgo(s)

El óxido de magnesio (Mgo) es un compuesto iónico formado por iones Mg2+ y O2-. En esta reacción, dos átomos de Mg ceden o transfieren cuatro electrones a dos átomos de O (en el O2). Por conveniencia, este proceso se visualiza como en dos etapas, una implica la pérdida de cuatro electrones de parte de los dos átomos de Mg, y la otra, la ganancia de los cuatro electrones por una molécula de O2:

2Mg → 2Mg2+ + 4e–

O2 + 4e– → 2O2–

Cada una de estas etapas se denomina semirreacción, y explícitamente muestra los electrones transferidos en la reacción redox. La suma de las semirreacciones produce la reacción global:

2Mg + O2 + 4e– → 2Mg2+ + 2O2– + 4e–

o si se cancelan los electrones que aparecen en ambos lados de la ecuación,

2Mg + O2 → 2Mg2+ + 2O2–

Por último, los iones Mg2+ y o2– se combinan para formar Mgo:

2Mg2+ + 2O2– → 2MgO

El término reacción de oxidación se refiere a la semirreacción que implica la pérdida de electrones. En la antigüedad, los químicos empleaban el término “oxidación” para expresar la combinación de elementos con oxígeno. Sin embargo, actualmente tiene un significado más amplio, ya que también incluye reacciones en las que no participa el oxígeno. una reacción de reducción es una semirreacción que implica una ganancia de electrones. En la formación del óxido de magnesio, el magnesio se oxida. Se dice que actúa como agente reductor porque dona electrones al oxígeno y hace que se reduzca. El oxígeno se reduce y actúa como un agente oxidante porque acepta electrones del magnesio y hace que éste se oxide. Observe que la magnitud de la oxidación en una reacción redox debe ser igual a la magnitud de la reducción, es decir, el número de electrones que pierde un agente reductor debe ser igual al número de electrones ganados por un agente oxidante.

El proceso de transferencia de electrones es más notorio en unas reacciones redox que en otras. Cuando se agrega zinc metálico a una disolución que contiene sulfato de cobre(II)

(CuSo4), el Zinc reduce al Cu2+ al donarle dos electrones:

Zn(s) + CuSo4(ac) → ZnSo4(ac) + Cu(s)

En el proceso, la disolución pierde el color azul que denota la presencia de iones Cu2+ hidratados

Zn(s) + Cu2+(ac) ⎯→ Zn2+(ac) + Cu(s)

Las semirreacciones de oxidación y reducción son

Zn → Zn2+ + 2e–

Cu2+ + 2e– → Cu

De igual manera, el cobre metálico reduce los iones plata en una disolución de nitrato de plata (AgNo3):

Cu(s) + 2AgNo3(ac) ⎯→ Cu(No3)2(ac) + 2Ag(s)

o

Cu(s) + 2Ag+(ac) ⎯→ Cu2+(ac) + 2Ag(s)

Durante la reacción del metal con oxígeno, y también con el cloro, el átomo metálico neutro se pierde electrones al ser “oxidado” por un no metal y convertirse en un ion metálico con carga positiva.

El metal siempre sufre una pérdida de electrones durante la oxidación.

La oxidación se produce acompañada de una reducción, esto es, de una ganancia de electrones, por parte de otra sustancia química a la que se designa como el agente oxidante. Siempre que una sustancia se oxida, otra se reduce.

El flúor, el cloro, el bromo, el yodo, así como cualquier sustancia que induzca al metal a perder electrones, pueden ser agentes oxidantes. La sustancia que pierde electrones es el agente reductor, el cual se oxida.

Los no metales (cloro, bromo y yodo) cambian de elementos neutros a iones negativos, lo cual significa que ganan electrones, y por tanto, se reducen.

Se podría describir al no metal como un arrebatador de electrones. Cuando él no metal se reduce, actúa como un agente oxidante respecto al metal.

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