Una nueva Práctica 3 REDOX Química ESIME ICE
Enviado por Daniel Cruz Hernández • 4 de Diciembre de 2017 • Práctica o problema • 3.312 Palabras (14 Páginas) • 517 Visitas
Índice
1.- Objetivo e Introducción……………………………………. 2
2.- Material y Equipo…………………………………………..... 5
3.- Procedimientos…………………………………………… 6
4.- Cuestionario………………………………………………. 10
5.- Observaciones…………………………………………….. 12
6.- Conclusiones……………………………………………… 14
7.- Bibliografías……………………………………………….. 16
Laboratorio de Química Básica
Practica No.3 Oxidación-Reducción
Objetivo
- El alumno logrará identificar en la transferencia de electrones como se modifican los números de oxidación de los elementos participantes; es decir, cuales son los elementos que ganan electrones y cuales los pierden, de esta manera debe señalar en una reacción redox cuál es el agente oxidante y agente reductor de acuerdo a los cambios físicos presentados.
Introducción
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 de un oxido 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.
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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[pic 7][pic 8]
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¿Cómo saber cuándo está teniendo lugar una reacción redox?
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 ganó o perdió electrones.
Las reglas para asignar números de oxidación son las siguientes:
- Un átomo en su estado elemental tiene un número de oxidación igual a 0.
- Un átomo en su estado monoatómico tiene número de oxidación idéntico a su carga.
- 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 general, cuanto más a la izquierda esté un elemento en la tabla periódica, más probable es que el átomo forme cationes. Cuanto más a la derecha esté un elemento en la tabla periódica, más probable es que el átomo forme aniones.
- El hidrogeno puede ser 1+ o 1-
- El oxígeno por lo general tiene número de oxidación de 2-
- Los halógenos por lo general tienen número de oxidación de 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.
Identificación de Reacciones REDOX
Siempre que un átomo pierde uno o más electrones (se oxida), otro átomo gana esos electrones (se reduce). La sustancia que origina una reducción porque dona o cede electrones se denomina agente reductor. La sustancia que ocasiona una oxidación, porque acepta electrones recibe el nombre de agente oxidante. El agente reductor se oxida porque cede electrones, en tanto el agente oxidante se reduce porque acepta electrones.
AGENTE REDUCTOR Ocasiona la reducción
Pierde uno o más electrones
Experimenta oxidación
Se incrementa el número de oxidación del átomo
AGENTE OXIDANTE Ocasiona la oxidación
Gana uno o más electrones
Experimenta reducción
Disminuye el número de oxidación del átomo
Material y Equipo
- Material
2 Vasos de precipitados de 100 cm3
1 Embudo
1 Triangulo de porcelana
Papel Filtro.
2 Probetas de 100 ml
1 Pipeta graduada
2 Espátulas
1 Anillo de Fierro
- Reactivos
NaHCO3 solución al 25% peso (Bicarbonato de Sodio)
H2SO4 solución al 5% volumen (Ácido Sulfúrico)
Cu en polvo (Cobre)
Zn en polvo (Zinc)
HNO3 concentrado (Ácido Nítrico)
Procedimientos
- Colocar en un vaso de precipitados de 100 cm3, 0.1 a 0.2 gramos aproximadamente de Cu en polvo (se puede pesar en báscula analítica o digital), posteriormente adicionar 2 cm3 de HNO3 concentrado con la pipeta graduada, hasta que torne a un color marrón-verde y finalmente azul. Realizar dicha operación en la campana de extracción con precaución.[pic 10][pic 11]
[pic 12]
- Adicionar 25 cm3 de NaHCO3 al 25% en peso a esta solución con la ayuda de la probeta; de tal manera, que la formación del precipitado torne a un color azul claro.
[pic 13]
[pic 14]
- Filtrar la solución, conservando el precipitado y desechando la solución, para ello es necesario fijar el anillo de fierro a un punto; posteriormente se coloca el triángulo de porcelana encima del anillo. Colocar el embudo en el anillo y utilizar el papel filtro, sobreponiendo el papel en el interior del embudo a manera que no obstruya el paso de la filtración, previamente se procede a filtrar; colocar debajo del embudo un vaso de precipitados de 100 cm3 y se vierte la solución por el embudo (este proceso puede tardar unos minutos). Una vez hecho lo anterior, se conserva el residuo azul en el papel y se desecha la solución acumulada en el vaso de precipitados. [pic 15][pic 16]
[pic 17]
- Al precipitado (residuo azul) acumulado en el papel, verter en un vaso de precipitados de 100 cm3 y adicionar 20 cm3 de solución de H2SO4 al 5% en volumen hasta efectuar una reacción química; esta tiene que tomar un color azul transparente.
[pic 18][pic 19]
- Una vez que se obtiene esta solución, adicionar de 0.1 a 0.2 gramos de Zn en polvo; se puede tomar el vaso de precipitados y darle vueltas ligeramente, hasta que el precipitado torne a un color ladrillo (rojo – café).[pic 20][pic 21]
Reacciones
a) Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O[pic 22]
b) Cu(NO3)2 + NaHCO3 CuCO3 + CO2 + NaNO3 + H2O[pic 23]
c) CuCO3 + H2SO4 CuSO4 + CO2 + H2O[pic 24]
d) CuSO4 + Zn Cu + ZnSO4[pic 25]
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