INSTITUTO POLITECNICO NACIONAL ESIME ZACATENCO INGENIERIA EN COMUNCACIONES Y ELECTRONICA SEMESTRE 1ro. 2010/2011
LABORATORIO DE QUÍMICA BÁSICA
Practica Nº 3: Oxidación - Reducción
Grupo:
Equipo: 1
México D.f. a 3 de marzo de 2009
OBJETIVO: El alumno conocerá un proceso de oxidación - reducción
INTRODUCCION TEORICA:
Las reacciones ácido - base se caracterizan por un proceso de transferencia de protones, las reacciones de oxidación, o reacciones redox, se consideran como reacciones de transferencia de electrones. Las reacciones de oxidación – oxidación – reducción reducción forman una parte importante del mundo que nos rodea. Comprenden desde la combustión de combustibles fósiles hasta la acción de los blanqueadores domésticos. domésticos. Asimismo, la mayoría de los elementos metálicos y no metálicos se obtienen a partir de sus minerales por proceso de oxidación o de reducción.
Muchas de las reacciones redox importantes llevan a cabo en agua, pero esto no implica que todas las reacciones redox sucedan en medio acuoso. acuoso. Este tema comienza con una reacción en la cual dos elementos se combinan para formar un compuesto.
El término reacción de oxidación se refiere a la semirreaccion 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. Se dice que como actúa como un agente reductor porque dona electrones al oxígeno y hace que se reduzca. El oxigeno se reduce y actúa como un agente oxidante.
NUMERO DE OXIDACION Las definiciones de oxidación y reducción, en términos de pérdida y ganancia de electrones, se aplican a la formación de compuestos iónicos como el MgO y a la reducción de iones Cu2+ por el Zn. Sin embargo, estas definiciones no caracterizan adecuadamente a la formación del cloruro de hidrógeno (HCl) ni del dióxido de azufre (SO2):
H2 (g) + Cl2 (g) S(s) + O2(s)
2HCl (g) SO2 (g)
Como el HCl y el SO2 no son compuestos iónicos, sino moleculares, en realidad no se transfieren electrones durante la formación de estos compuestos, lo que si sucede en el caso del MgO. N obstante, los químicos tratan estas reacciones como reacciones redox porque experimentalmente se observa que hay una transferencia parcial de electrones (del H al Cl en el HCl, y del S al O en SO2). Para hacer un seguimiento de los electrones en las reacciones redox, es conveniente asignar números de oxidación a los reactivos y productos. El numero de oxidación de un átomo, también llamado estado de oxidación, significa el numero de cargas que tendría un átomo en una molécula (o en un compuesto iónico) si los electrones fueran transferidos completamente. Por ejemplo, las ecuaciones anteriores para la formación de HCl y SO2se podrían escribir como:
0
0
H2 (g) + Cl2 (g)
+1 -1 2HCl (g)
0
0
+4 -2
S(s) + O2(s)
SO2 (g)
Los números colocados encima de lo símbolos de los elementos son los números de oxidación. En ninguna de las dos reacciones hay cargas en los átomos de las moléculas de reactivos. Por tanto, su número de oxidación es cero. Sin embargo, para las moléculas de los productos se supone que ha habido una transferencia completa de electrones y los átomos ganaron o perdieron electrones. Los números de oxidación reflejan el número de electrones “transferidos”. Los números de oxidación permiten identificar a simple vista, los elementos que se han oxidado y reducido. Los elementos que muestran aumento en el número de oxidación, el hidrógeno y el azufre en los ejemplos anteriores, se han oxidado. El cloro y el oxigeno se han reducido, por lo que sus números de oxidación son menores que al inicio de la reacción.
A continuación se presentan las reglas para asignar el número de oxidación: 1.
En los elementos libres, cada átomo tiene un número de oxidación de cero.
2. Para los iones constituidos por un solo átomo, el número de oxidación es igual a la carga del ion. 3. El número de oxidación del oxigeno es -2 en la mayoría de los compuestos, pero en el peróxido de hidrogeno (H2O2) y en el ion peróxido (O22-) es -1. 4. El numero de oxidación del hidrogeno es +1, excepto cuando está enlazado con metales en compuesto binario. En estos casos, su número de oxidación es -1. 5. El flúor tiene número de oxidación de -1 en todos sus compuestos. Los otros halógenos tienen número de oxidación negativo cuando se encuentran como iones halogenuro en los compuestos. 6. En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todos los átomos debe ser cero. En un ion poliatómico, la suma de los números d oxidación de todos los elementos debe ser igual a la carga neta del ion. 7. Los números de oxidación no tienen que ser enteros. Por ejemplo, el número de oxidación del O en el ion superóxido, O-2 es -½.
TIPOS DE REACCION
Entre las reacciones más comunes de oxidación – reducción se encuentran las reacciones de combinación, de descomposición, de combustión y de desplazamiento. Las reacciones de desproporción son un tipo más complejo.
Reacciones de Combinación Una reacción de combinación es una reacción en la que dos o más sustancias se combinan para formar un solo producto.
Reacciones de Descomposición Las reacciones de descomposición son lo opuesto de las reacciones de combinación. Concretamente, una reacción de descomposición es la ruptura de un compuesto en dos o más componentes.
Reacciones de Combustión Una reacción de combustión es una reacción en la cual la sustancia reacciona con el oxígeno, por lo general con la liberación de calor y luz, para producir una flama.
Reacciones de Desplazamiento En una reacción de desplazamiento, un ion (o átomo) de un compuesto se reemplaza por un ion (o átomo) de otro elemento: la mayoría de las reacciones de desplazamiento caen en una de tres categorías: desplazamiento de hidrógeno, desplazamiento de metal y desplazamiento de halógeno. 1. Desplazamiento de hidrogeno. Todos los metales alcalinos y algunos metales alcalinotérreos (Ca, Sr, Ba), que son los más reactivos de los elementos metálicos, desplazarán al hidrógeno del agua fría. Muchos metales incluidos los que no reaccionan con el agua, son capaces de desplazar al hidrógeno de los ácidos.
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Cu – 3
2.
Cu – 3
N – 8
N – 8
O – 24
O – 24
H – 8
H – 8
Balancear la reacción del inciso B.
2
5 -2
1 1 4 -2
2 4 -2
4 -2
1 5 -2
2 Cu (NO3)2 + NaHCO3
CuCO3 + CO2 + NaNO3 + H2O
Como en esta reacción no hay ningún elemento que se oxide o que se reduzca no podremos balancear por el método de redox, así que balancearemos al tanteo.
Cu (NO3)2 + 2NaHCO3
3.
CuCO3 + CO2 + 2NaNO3 + H2O
Cu – 1
Cu – 1
N – 2
N – 2
Na – 2
Na – 2
C – 2
C – 2
O – 12
O – 12
H – 2
H – 2
De las reacciones A y D, indicar los elementos que se oxidan y los que se reduce.
En la reacción A el Cobre se oxida ya que pasa de:
1 -
Cu0
Cu2
Y el Nitrógeno se reduce porque pasa de: N5
N2
En la reacción D
2 6 -2
0
CuSO4 + ZN
0
2 6 -2
Cu + ZnSO4
El Cobre se reduce ya que va de: Cu2
Cu0
Y el Zinc se oxida ya que va de: Zn0
4.
Zn2
Indicar los agentes oxidantes y reductores de las reacciones A y D.
Como ya se menciono anteriormente en la reacción A el Cobre se oxida por lo que se convierte en un agente reductor y el Nitrógeno se reduce esto hace que sea el agente oxidante.
En a reacción D el agente reductor es el Zinc ya que es el que se oxida y el agente oxidante es e Cobre ya que este en la reacción se reduce.
5.
¿A qué sustancia corresponde el precipitado de color rojo o café obtenido en el punto 5?
En el punto 5 después de una serie de reacciones obtuvimos cobre, que es el elemento con el que comenzamos la práctica.
OBSERVACIONES Comenzamos la practica con cobre, al agregarle ácido nítrico (HNO3) este comenzó a soltar un humo y el cobre tomo otro color, paso de color marrón a color verde. Después de eso cuando le agregamos bicarbonato de sodio este comenzó a volverse celeste y se solidifico un poco ya al agregarle ácido sulfúrico nos quedo un liquido al cual al agregarle zinc comenzó a verse una separación ya que se formo un sólido que finalmente termino siendo cobre.
CONCLUSIONES Con el desarrollo de esta práctica pudimos observar cual es el elemento que se reduce y que se oxida y cuál de estos actúa como agente reductor y como oxidante en cualquiera de las sustancias que nos presenten.
BIBLIOGRAFÍA
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MORENO ESPARZA RAFAEL, “QUIMICA GENERAL”,
• Química, curso universitario University of California, Berkeley Addison Wesley ed. Iberoamericana autores: Bruce M. Mahan, Rollie J. Myers
