Practica 3 Oxidación–Reducción

Instituto Politécnico Nacional

Escuela Superior de Ingeniería Mecánica y Eléctrica Unidad Zacatenco Ingeniería Eléctrica

Laboratorio de Química Básica

Practica Número 3 Oxidación–Reducción

Grupo: 1EM3

Equipo: 4

Integrantes: José Jesús Ramírez Peña
Sánchez Espinoza Erick Alberto Álvarez Baltazar Marco Antonio Priego Lara Oscar Medardo

Prof.: Abel Betanzos Cruz Fecha derealización: 25 / 10 / 2012

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

CONSIDERACIONES TEÓRICAS

INTRODUCCIÓN A LAS REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN
En las reacciones de precipitación, los cationes y aniones se juntan para formar un compuesto iónico insoluble. En las reacciones de neutralización, iones H + y OH- se juntan para formar moléculas de H2O. Ahora veremos untercer tipo importante de reacciones en las que se transfieren electrones entre los reactivos. Tales reacciones se llaman reacciones de oxidación-reducción, o redox. Oxidación y reducción La corrosión del hierro y otros metales, como la corrosión en las terminales de una batería de automóvil, es un proceso que todos conocemos. Lo que llamamos corrosión es la conversión de un metal en un compuestometálico por una reacción entre el metal y alguna sustancia de su entorno. La producción de herrumbre implica la reacción de oxígeno con hierro en presencia de agua. Cuando un metal se corroe, pierde electrones y forma cationes. Por ejemplo, los ácidos atacan vigorosamente al calcio para formar iones calcio, (Ca2+): Ca(s) + 2H+(ac)  Ca2+(ac) + H2(g) Cuando un átomo, ion o molécula adquiere una cargamás positiva (es decir, cuando pierde electrones), decimos que se oxida. La pérdida de electrones por parte de una sustancia se denomina oxidación. Así, el calcio, que no tiene carga neta, se oxida (sufre oxidación). Empleamos el término oxidación porque las primeras reacciones de este tipo que se estudiaron exhaustivamente fueron reacciones con oxígeno. Muchos metales reaccionan directamente conoxígeno en aire para formar óxidos metálicos.

En estas reacciones, el metal pierde electrones que el oxígeno capta, y se forma un compuesto iónico del ion metálico y el ion óxido. Por ejemplo, cuando el calcio metálico se expone al aire, la superficie metálica brillante del metal se opaca al formarse CaO: 2Ca(s) + O2(g)  2CaO(s)

Números de oxidación Para poder identificar correctamente unareacción de oxidación-reducción, necesitamos alguna forma de seguir la pista a los electrones ganados por la sustancia que se reduce y los perdidos por la sustancia que se oxida. El concepto de números de oxidación (también llamados estados de oxidación) se ideó precisamente para seguir la pista a los electrones en las reacciones. El número de oxidación de un átomo en una sustancia es la cargareal del átomo cuando se trata de un ion monoatómico; en los demás casos, es la carga hipotética que se asigna al átomo con base en una serie de reglas. Hay oxidación cuando el número de oxidación aumenta; hay reducción cuando el número de oxidación disminuye.

Las reglas para asignar números de oxidación son: 1. El número de oxidación de un átomo en su forma elemental siempre es cero. Así, cadauno de los átomos de H en una molécula de H2 tiene número de oxidación de 0, y cada átomo de P en una molécula de P4 tiene un número de oxidación de 0. 2. El número de oxidación de cualquier ion monoatómico es igual a su carga. Así, K+ tiene un número de oxidación de +1, S2- tiene un estado de oxidación de -2, etc. Los iones de metales alcalinos (grupo 1A) siempre tienen carga +1; por tanto, losmetales alcalinos siempre tienen un número de oxidación de +1 en sus compuestos. De forma análoga, los metales alcalinotérreos (grupo 2A) siempre son +2 en sus compuestos, y el aluminio (grupo 3A) siempre es +3. (Al escribir números de oxidación, pondremos el signo a la izquierda del número, para distinguirlos de las cargas electrónicas reales, que escribiremos con el signo a la derecha.) 3. Los...