Practica3Quimica

Instituto Politécnico Nacional










UNIDAD ZACATENCO
DPTO. INGENIERÍA EN CONTROL Y AUTOMATIZACION
LABORATORIO DE QUIMICA
PRÁCTICA N°3: Oxidación-Reducción
EQUIPO N°2
Antonio Martínez Hernández
Christian Iván Martínez Delgado
Jorge Montiel Palafox
Jonathan Leyva Reyes

ING. FERNANDO GONZALEZ GARCIA
FECHA: 28 de enero de 201




OBJETIVO:
El alumno conocerá un proceso deoxidación-reducción.
CONSIDERACIONES TEÓRICAS
Proceso de oxidación

Oxidación: Es un proceso mediante el cual un átomo o ion pierde electrones

Ecuación parcial de oxidación.

Na Na+ + 1e- Se oxidó

Fe+2 Fe+3 + 1e- Se oxidó

Proceso de reducción

Es un proceso mediante el cual un átomo o ion gana electrones

Ecuación parcial de oxidación.
Fe+3 + 1e- Fe+2 Se reduce
S + 2e- S-2 Se reduce
Numero de oxidación.
Es lacarga eléctrica real con la cual una especie química (átomo ion o molécula) participa en una reacción química.

Reglas para determinar los números de oxidación.

1. El número de oxidación de los elementos libres (no combinado químicamente) vale cero.
2. El número de oxidación de los iones es igual a su número de carga iónica.
3. El número de oxidación del oxígeno en la mayoría de los compuestoses -2 exceptuando en los peróxidos -1.
4. El número de oxidación del hidrogeno en la mayoría de los compuestos +1 exceptuando en los Hidruros metálicos donde es -1.
5. La suma de los números de oxidación positivos y negativos en una molécula debe ser igual a cero.





Agentes reductores y oxidantes.

Es una reacción química cuando ocurre una oxidación al mismo tiempo ocurre una reducción.
Elnúmero de electrones que se pierden debe de ser igual al número de electrones que se ganan.

1. Agente oxidante: Es una sustancia que contiene un átomo que gana electrones
2. Agente reductor: Es una sustancia que contiene un átomo que pierde electrones.

Balanceo de ecuaciones.


Procedimiento.
1.- Verificar que la ecuación este bien escrita y completa.
2.- Colocar los números de oxidación en cada unode los elementos.
3.- Observar que números de oxidación cambiaron (un elemento se oxida y uno se reduce).
4.- Escribir la diferencia de números de oxidación de un mismo elemento.
5.- Multiplicar la diferencia de números de oxidación por los subíndices correspondientes de cada elemento.
6.- Cruzar los resultados
7.- Colocar los resultados como coeficientes en el lugar correspondiente.
8.-Completarel balanceo por tanteo.
9.- Verifica la cantidad de átomos en cada miembro de la ecuación.
10.-En caso de que todos los coeficientes sean divisibles se reducen a su mínima expresión.
EJEMPLO:
1.- Verificar que la ecuación este bien escrita y completa.

2.- Colocar los números de oxidación en cada uno de los elementos.

3.- Observar que números de oxidación cambiaron (un elemento se oxida y uno sereduce).

4.- Escribir la diferencia de números de oxidación de un mismo elemento.

5.- Multiplicar la diferencia de números de oxidación por los subíndices correspondientes de cada elemento.

6.- Cruzar los resultados

7.- Colocar los resultados como coeficientes en el lugar correspondiente.

8.-Completar el balanceo por tanteo.

9.- Verifica la cantidad de átomos en cada miembro de la ecuación.10.-En caso de que todos los coeficientes sean divisibles se reducen a su mínima expresión. (En este caso no son divisibles y quedan de la siguiente manera:)



MATERIAL Y SUSTANCIAS
MATERIAL
REACTIVOS
2 Vasos de precipitados de 100 cm3
1 Embudo
1 Triángulo de porcelana
Papel filtro
2 Probetas de 100 ml
1 Pipeta graduada
2 Espátulas
1 Anillo de fierro
NaHCO3 solución al 25 % peso.
H2SO4 soluciónal 5 % volumen.
Cu en polvo.
Zn en polvo.
HNO3 concentrado.



PROCEDIMIENTO
1. Se coloca de 0.1 a 0.2 gramos de Cobre en un vaso de precipitados de 100 cm3 y se agregan 2 cm3 de Ácido Nítrico. Realizar esta operación en la campana de extracción.
2. Agregar 25 cm3 de solución de Bicarbonato de Sodio al 25% en peso hasta la formación de un precipitado de color azul.
3. Se procede a filtrar la...