Balanceo por redox

INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL
CENTRO DE ESTUDIOS CIENTÍFICOS Y TECNOLÓGICOS Nº 8
“NARCISO BASSOLS”

QUIMICA II

PRACTICA 4: “BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS POR EL METODO DE REDOX”
















ÍNDICE

Portada…………………………………………………………………………..……1

Índice……………………………………………………………………………….....2

Introducción………………………………………………………………………..…3Objetivo…………………………………………………………………………….....3

Investigación previa……...…………………………………………………………5-8

Material y equipo…………………………………………………………………….8

Desarrollo…………………………………………………………………………….8-12

Conclusiones………………………………………………………………………...12-13

Bibliografía……………………………………………………………………….......13




LABORATORIO DE QUÍMICA II
PRÁCTICA 4. BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS POR EL MÉTODO DE REDOX

OBJETIVO
Estudia y visualiza en el laboratorio losefectos químicos y físicos de una reacción oxidación-reducción. Determina experimentalmente la fortaleza relativa de agentes reductores y oxidantes mediante la observación de reacciones químicas.
INTRODUCCIÓN
Algunas reacciones químicas son como llamadas telefónicas. En una llamada telefónica tenemos un intercambio de palabras con una o más personas. Así mismo, en una reacción tipooxidación-reducción (reacciones redox) tenemos un intercambio de electrones. Para que una reacción pueda ser clasificada cómo redox, debe envolver la transferencia de uno o más electrones de una especie a otra. De la sustancia que pierde electrones durante una reacción química se dice que se oxida. Esto conlleva un aumento en el número de oxidación de esa sustancia. El número de oxidación es simplemente unnúmero que se asigna a cada elemento en un compuesto para llevar una contabilidad de los electrones durante el transcurso de una reacción.
La especie que gana electrones en una reacción redox es la que se reduce, puesto que al ganar electrones disminuye su número de oxidación. Si un reactivo gana electrones, otro reactivo debe perder un igual número de electrones. Por lo tanto, la oxidación yreducción deben ocurrir simultáneamente.
Un átomo, molécula o ión se oxida cuando aumenta su número o estado de oxidación y se reduce cuando su número de oxidación disminuye. El átomo o ión que aumenta su estado de oxidación hacia el sentido (+) en una recta numérica, se está oxidando y si se dirige hacia el sentido (-) de la recta numérica, significa que se está reduciendo.
En términos generalespodemos decir:
• Oxidación - se define como pérdida de electrones.
• Reducción - se define como ganancia de electrones
• Un elemento se oxida cuando aumenta su número de oxidación:
Ejemplo de la semirreacción de oxidación:
Pb0 + Pb+2 + 2e-
El Pb aumenta su número de oxidación en 2.
• Un elemento se reduce cuando disminuye su número de oxidación.
Ejemplo de la semirreacción dereducción:
Cl20 + 2e- ------- 2Cl -1
En este caso, el cloro baja su número de oxidación de 0 a -1, pero se multiplica por 2 toda la ecuación porque el cloro es molécula diatómica.
• El agente reductor es aquella sustancia que promueve la reducción de otra y que contiene el átomo del elemento, cuyo número de oxidación aumenta, o sea que se oxida.
• El agente oxidante es aquella sustancia químicaque promueve la oxidación de otra y que contiene el átomo del elemento cuyo número de oxidación disminuye, es decir que se reduce. Reglas para el balance de ecuaciones por óxido-reducción
1. Asignar los números de oxidación para los elementos y/o compuestos que forman todas las sustancias, en ambos miembros de la ecuación correctamente escrita.
2. Identificar los elementos que cambiaron sunúmero de oxidación.
3. Escribir las semirreacciones del elemento que se oxidó y del que se redujo, en cada caso indicar cuál se redujo y cual se oxidó.
4. En caso de que el número de electrones cedidos no sea igual al número de electrones ganados; proceder a igualarlos, multiplicando una o ambas semirreacciones por el o los coeficientes que igualen...