Practica 1

Objetivo: el alumno conocerá un proceso de oxidación- reducción.

Marco teórico:

Oxidación – Reducción

La oxidación es un cambio químico en el que un átomo o grupo de átomos pierden electrones. La reducción es un cambio químico en el cual un átomo o grupo de átomos ganan electrones.

La oxidación y la reducción siempre ocurren simultáneamente ya que el número de electrones perdidos en la oxidación debe ser igual al número de electrones ganados en la reducción.

Oxidante es la especie química que captando electrones (aumentando su carga negativa o disminuyendo su carga positiva) consigue la oxidación de otra.

Reductor es la especie química que cediendo electrones (aumentando su carga positiva o disminuyendo su carga negativa) produce la reducción de otra.

El oxidante se reduce y el reductor se oxida por lo que las reacciones Redox transcurren entre pares conjugados de oxidación-reducción. El proceso Redox global es:

ox1 + red2 red1 +ox2

Estados de oxidación.

Se define número de oxidación o estado de oxidación de un elemento en un compuesto, con o la carga que tendría un átomo de ese elemento si el compuesto del que forma parte estuviese constituido por iones.

Las reglas básicas para asignar estados de oxidación son las siguientes:

El número de oxidación de un elemento libre es cero, tonto si es atómico como molecular (Ca, H2, Cl2, P4)

El número de oxidación de un ion siempre es su propia carga.

El hidrogeno combinado con elementos electronegativos tiene de numero de oxidación 1+ y combinado con elementos electronegativos tiene de valor 1-.

El número de oxidación del oxígeno es 2-, excepto en los peróxidos, que es 1-, en los se peróxidos que es -1/2 y en sus combinaciones con el flúor que es 2* y 1+.

La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos que forman una molécula neutra es cero. Si se trata de un ion, la suma es igual a la carga del ion.

Ajuste de reacciones Redox por el método del número de oxidación.

Este método se basa en que el aumento total en el número de oxidación de los átomos que se oxidan ha de ser igual a la disminución total de los números de oxidación de los átomos que se reducen, por tanto el número de electrones que se ganan o se pierden debe ser el mismo.

Los pasos a seguir son:

Se buscan los elementos que cambian su número de oxidación.

Escribir las semirreacciones de oxidación de reducción por un número tal que iguale en ambas el número de electrones cedidos o captados.

Se multiplican las semireacciones de oxidación y de reducción por un número total que iguale en ambas el número de electrones cedidos y captados.

Se suman las dos semireacciones para obtener la reacción Redox total.

Si en la reacción intervienen, además, elementos que no se oxidan ni se redicen, se ajustan por simple tanto.

Ajustes de reacciones Redox por el método del ion-electrón

Aplicar a todos las reacciones que transcurren en disolución acuosa, teniendo en cuenta si es medio acido o básico. Se realiza de la siguiente manera:

Localizar el oxidante y el reductor.

Escribir las semireacciones de oxidación y de reducción con las especies químicas tal y como intervienen en la reacción.

Ajustar cada reacción parcial considerando el número de átomos de cada elemento:

En solución neutra o acida se debe agregar H2O por cada átomo de oxigeno que falte y H+ para ajustar el hidrogeno.

En solución básica se añaden 2 OH- por cada átomo de oxigeno que falte y moléculas de H2O para ajustar el Hidrogeno.

Si el elemento que varía su estado de oxidación forma un complejo en uno de sus estados con algún otro elemento se ajustan los grupos acomplejantes con especies químicas de ese elemento, en el mismo estado de oxidación que aparece en el complejo.

Se ajustan las cargas en cada ecuación parcial agregando electrones en el miembro que corresponda.

Se multiplica cada semireaccion por el número más pequeño que permita igualar en ambas el número de electrones

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