Practica 4: Reacciones De Oxido-reduccion

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Reacciones de óxido reducción Práctica

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I. INTRODUCCIÓN 12

II. CONOCIMIENTOS PREVIOS 12

III. OBJETIVO 13

IV. METODOLOGIA

IV. 1. Material y equipo.

IV. 2. Reactivos y soluciones.

IV. 3. Requerimientos de seguridad

IV.4. Disposición de residuos

IV. 5. Procedimiento.

IV. 6. Diseño experimental 13

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V. RESULTADOS.

V.1 Cálculos 16

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VI. DISCUSION. 19

VII. CONCLUSIONES. 19

VIII. BIBLIOGRAFIA 20

I. INTRODUCCION

Las reacciones de óxido reducción, conocidas como reacciones redox son aquellas en las cuales uno de los reactivos cede electrones siendo el agente reductor, y otro los acepta actuando como oxidante. Ambos procesos se llevan a cabo simultáneamente.

Las reacciones de óxido reducción se pueden separar en dos medias reacciones que indican el cambio de estado de oxidación de los elementos o iones que intervienen en la reacción, pero como los electrones no existen libres en la solución, la reacción completa se representa por la suma de las dos medias reacciones, y el número de electrones transferidos por el reductor es igual al aceptado por el oxidante.

II. CONOCIMIENTOS PREVIOS

1. ¿Qué es el estado de oxidación? ¿Para qué sirve?

2. ¿Por qué la suma de todos los estados de oxidación de los átomos de una molécula debe ser igual a cero? ¿Cuál debe ser la suma de los estados de oxidación de un ion?

3. La oxidación se define como una pérdida de electrones o un aumento del estado de oxidación. Explique por qué ambas definiciones significan lo mismo y de un ejemplo para aclarar la explicación.

4. ¿Por qué se requiere un método sistemático para el balanceo de reacciones de óxido reducción? ¿Por qué no se pueden balancear estas ecuaciones fácilmente por inspección?

5. ¿Por qué el número de electrones que se pierden en la oxidación debe ser igual al número de electrones que se ganan en la reducción? ¿Pueden quedar electrones libres en una reacción?

6. ¿En qué consiste la corrosión de un metal? Es un deterioro de los metales por un proceso electroquímico. ¿Por qué es indeseable?

7. El hierro puro se oxida fácilmente pero el acero dura más ¿Por qué el acero resiste la corrosión?

8. Explique por qué algunos metales como el aluminio resisten en forma natural la oxidación natural total frente a la atmósfera. El aluminio tiene mayor tendencia a oxidarse que el hierro, no obstante la misma capa de aluminio (Al2O3), que se forma en el metal expuesto al aire, protege al aluminio que está debajo.

9. Enumere los pasos para el balanceo de reacciones de oxido-reducción por el método de la semirreacción.

Paso 1: Escriba la ecuación no balanceada de la reacción en su forma iónica.

Paso 2: La ecuación se divide en dos semireacciones.

Paso 3: Cada semireacción se balancea de acuerdo con el número y tipo de átomos y cargas. Para las reacciones que se llevan a cabo en medio ácido, se agrega H2O para balancear los átomos de O, y H+ para balancear los átomo de H.

Paso 4: Se suman las dos semireacciones y se balancea la ecuación final por inspección. Los electrones en ambos lados de la ecuación e deben cancelar. Si las semireacciones de oxidación y reducción contienen diferentes números de electrones tendremos que multiplicar una o las dos semireacciones para igualar el número de electrones.

Paso 5: Se verifica que la reacción contenga el mismo tipo y número de átomos, así como las mismas cargas en ambos lados de la ecuación.

III. OBJETIVO

 Entender

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