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INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL
ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA MECÁNICA Y ELÉCTRICA
INGENIERÍA EN COMUNICACIONES Y ELECTRÓNICA


Laboratorio de Química Básica


Práctica No: 3

ENLACES



Grupo: 1CM2



Integrantes del equipo:
De la torre Juárez Eduardo Arturo.
Hernández Camacho José Antonio.
Manzanarez Salmerón Freddie
Vidal Rodríguez Epifanio Ascensión




Maestra:Molina Álvarez Ana María.
GRUPO 1CM2

OBJETIVO: El alumno conocerá un proceso de oxidación-reducción.

CONSIDERACIONES TEÓRICAS:
Los términos de oxidación y reducción se aplican de diferentes modos y se debe estar preparado para la versatilidad en su uso.

Oxidación se refiere a ganancia de oxígeno, pérdida de hidrógeno o pérdida de uno o más electrones.
Reducción se refiere apérdida de oxígeno, ganancia de hidrógeno o ganancia de uno o más electrones.

Las etapas de oxidación y reducción se complementan la una a la otra; por ejemplo en la Reacción 7.1 el magnesio se oxida mientras que el oxígeno se reduce. El magnesio actúa como agente de reducción o reductor, mientras que el O2 actúa como agente de oxidación u oxidante.

2Mg + O2  2MgO …………………………(7.1)Reducción
Oxidación

Esta reacción puede escribirse en términos de las dos Semirreacciones 7.2 y 7.3, pero es importante recordar que ninguna de las dos reacciones tiene lugar aisladamente.

Mg  Mg2+ + 2e- oxidación ……………….. (7.2)

O2 + 4e-  2O2- reducción ………………...(7.3)

Un proceso de oxidación va acompañado de un aumento en el estado de oxidación del elemento involucrado;a la inversa, una disminución en el estado de oxidación corresponde a una etapa de reducción.

Como la ganancia de electrones recibe el nombre de reducción y la pérdida de electrones es una oxidación, el proceso global se denomina reacción redox. Las reacciones redox son semejantes a las de transferencia de protones, ahora se transfieren uno o más electrones (quizás con el acompañamiento de losátomos) desde el agente reductor al agente oxidante. Sin embargo, las migraciones de electrones que acompañan a muchas reacciones redox de especies covalentes son muy pequeñas y muy diferentes de las transferencias reales y completas de protones que caracterizan a las reacciones ácido-base. Por ello, es más seguro analizar las reacciones redox de acuerdo con un conjunto de reglas formales basadasen los números de oxidación en vez de considerarlas en términos de transferencias reales de electrones.
La definición original de oxidación fue la de una reacción en la que un elemento reacciona con el oxígeno convirtiéndose en un óxido.
De forma semejante, la reducción se asimilo originalmente a la reacción inversa. Ambos términos se han generalizado y basado en términos de la transferenciade electrones, pero estos dos casos especiales son todavía la base de una parte importante de la industria química y de la química de laboratorio.

Balanceo por método Redox
Para balancear una ecuación por el método redox se realizan los siguientes pasos:
Paso 1: Se escribe la ecuación:

HCl + MnO2  MnCl2 + H2O + Cl2

Paso 2: Se obtienen los números de oxidación de todos loselementos.
1+ 1- 4+ 2- 2+ 1- 1+ 2-0
H Cl + Mn O2  Mn Cl2 + H2O + Cl2

Paso 3: Se eliminan los números de oxidación que no hayan cambiado.





Paso 4: Se localizan los átomos que alteraron su estado de oxidación.
Cloro: pasa de 1- a 0
Manganeso: pasa de 4+ a 2+

Paso 5: Se indican los números deoxidación en que se han oxidado o reducido estos átomos para conocer el número de electrones perdidos y ganados:
El cloro se oxida al pasar de 1- a 0 y se multiplica por 2, ya que en el segundo término hay 2 átomos de cloro (Cl2).

El manganeso se reduce en dos números de oxidación al pasar de 4+ a 2+ y se multiplica por 1, ya que en el segundo término hay 1 átomo de manganeso.

Cl: pierde...