Practica oxido-reducción química cuantitativa

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Reacciones de óxido reducción
Laboratorio de Química Cuantitativa

INTRODUCCIÓN
En química el estado de oxidación de un elemento que forma parte de un compuesto u otra especie química, se considera como la carga aparente con la que dicho elemento está funcionando en ese compuesto o especie. Los estados de oxidación pueden ser positivos, negativos y cero. (Sánchez, Nuñez, 2007)
El concepto deestado de oxidación resulta útil para estudiar procesos de oxidación y reducción de los elementos o compuestos, así como su comportamiento en una reacción.
Existen lineamientos para saber predecir el comportamiento de nuestras reacciones, uno de ellos es El Potencial estándar de Reducción, también llamado Potenciales estándar de electrodo, este potencial es la espontaneidad o la tendencia a quesuceda la reacción redox entre dos especies químicas. Una reacción redox puede suponer que es la suma de dos semirreacciones. El potencial de electrodo es la carga electrostática que tiene un electrodo, y El Potencial de reducción es la carga electrostática que tiene un electrodo asociado a una reacción de reducción. (Gutierrez Ducóns, 1982)
El potencial redox es una medida de la actividad de loselectrones. Está relacionado con el pH y con el contenido de oxígeno. Es análogo al pH ya que el pH mide la actividad de protones y el potencial redox mide la de los electrones.
Cuando hablamos de reacciones de oxido reducción es importante tener en cuenta las valencias. En nuestras reacciones la valencia debe ser igual a cero porque la materia es eléctricamente neutra. Si no fuera asi el medioambiente sería un campo eléctrico en el cual la vida no sería posible. (Gutierrez Ducóns, 1982)
La valencia debe ser cero porque debe haber un donador y un receptor ya que el intercambio es directo entre un átomo y otro porque los electrones tienen que estar unidos a un átomo. (Catalá, Colsa,2005)
Dentro de los fenómenos que ocurren en las reacciones de oxido reducción esta el fenómeno de lacorrosión, este ocurre debido al deterioro de un material a causa de su reacción con el medio. Esto se da a menudo en metales ya que estos reaccionan con rapidez ante agentes oxidantes de ambiente como el O2, N2, F2, Cl2, etc. Debido a su elevada electronegatividad y pueden fácilmente extraer los electrones de valencia débilmente ligados de los metales transformándose ambos en iones, los cualesquedan atraídos por fuerzas eléctricas formando óxidos.
La corrosión es un fenómeno indeseable debido a que debilita las estructuras, en especial las metálicas. (Gutierrez Ducóns, 1982)
Para conocer bien el comportamiento de las reacciones de oxido reducción, debemos saber el procedimiento correcto de balanceo por oxido-reducción, este consiste en los siguientes pasos:
Paso 1.
Asignarcorrectamente el número de oxidación a todos los átomos que participan en la reacción.
Paso 2.
Identificar los átomos de los elementos que cambiaron su número de oxidación al pasar de reactivo a producto. Es decir, determinar el elemento que se oxida y el que se reduce.
Paso 3.
Escribir la semireacción de oxidación y la de reducción para cada elemento según se trate. Balancear cada semireacción n cuantoal número de átomos del elemento que indican el número total de electrones ganados o perdidos.
Paso 4.
Balancear la cantidad de electrones ganados o perdidos; de la forma que sea la misma cantidad en ambas semirreacciones. Para esto se debe multiplicar la semireacción de oxidación por el número de electrones ganados por el elemento que se reduce, y la semireacción de reducción por el número deelectrones perdidos por el elemento que se oxida. Es decir, el número de electrones ganados y perdidos debe ser igual (Ley de la conservación de la masa).
Paso 5.
Sumar las dos semirreacciones para obtener una sola. Los coeficientes encontrados se colocan en las formulas que corresponden en la ecuación original.
Paso 6.
Por último se termina de balancear por el método de las aproximaciones...
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