redox prac


INSTITUTO POLITECNICO NACIONAL
ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERIA MECANICA Y ELECTRICA
INGENIERÍA ELÉCTRICA

LABORATORIOS DE QUIMICA

PRACTICA: 3 Oxidación - Reducción (Redox)





EQUIPO: 2
Beltrán Morales Ulises PROFESOR: TORRES RUIZ ANTONIA
Garnica Pérez Alejandro FECHA: 22/01/2015
López Allende HerverFECHA DE ENTREGA: 26/02/2015
Martínez Vázquez Brian Alejandro

PRACTICA: N° 3 “Oxidación - Reducción”
OBJETIVO
El alumno conocerá un proceso de oxidación - reducción.
CONSIDERACIONES TEÓRICAS
Oxidación - Reducción.
Reacciones de oxidación y reducción
Las reacciones de oxidación-reducción, o reacciones redox, se consideran como reacciones de transferencia de electrones. Lasreacciones de oxidación-reducción forman una parte importante del mundo que nos rodea. Comprenden desde la combustión de combustibles fósiles hasta la acción de los blanqueadores domésticos. Asimismo, la mayoría de los elementos metálicos y no metálicos se obtienen a partir de sus minerales por procesos de oxidación o de reducción.
Muchas reacciones redox importantes se llevan a cabo en agua, pero esto noimplica que todas las reacciones redox sucedan en medio acuoso
Número de oxidación
Las definiciones de oxidación y reducción, en términos de pérdida y ganancia de electrones, se aplican a la formación de compuestos iónicos como el Mgo y a la reducción de iones Cu2+ por el Zn. Sin embargo, estas definiciones no caracterizan adecuadamente a la formación del cloruro de hidrógeno (HCl) ni del dióxidode azufre (SO2):

H2(g) + Cl2(g) ⎯→ 2HCl(g)

S(s) + o2(g) ⎯→ So2(g)

Como el HCl y el So2 no son compuestos iónicos, sino moleculares, en realidad no se transfieren electrones durante la formación de estos compuestos, lo que sí sucede en el caso del MgO. No obstante, los químicos tratan estas reacciones como reacciones redox porque experimentalmente se observa que hay una transferencia parcial deelectrones (del H al Cl en el HCl, y del S al o en el So2).
Para hacer un seguimiento de los electrones en las reacciones redox, es conveniente asignar números de oxidación a los reactivos y productos. El número de oxidación de un átomo, también llamado estado de oxidación, significa el número de cargas que tendría un átomo en una molécula (o en un compuesto iónico) si los electrones fuerantransferidos completamente.
Las reglas de los números de oxidación son los sig:
1. En los elementos libres (es decir, en estado no combinado), cada átomo tiene un número de oxidación de cero. Así, cada átomo en H2, Br2, Na, Be, K, o2 y P4 tiene el mismo número de oxidación: cero.
2. Para los iones constituidos por un solo átomo (es decir, iones monoatómicos), el número de oxidación es igual a la cargadel ion. Entonces, el ion Li+ tiene un número de oxidación de +1; el ion Ba2+, +2; el ion Fe3+, +3; el ion I–, –1; el ion o2–, –2; y así sucesivamente. Todos los metales alcalinos tienen un número de oxidación de +1; y todos los metales alcalinotérreos tienen un número de oxidación de +2 en sus compuestos. El aluminio tiene un número de oxidación de +3 en todos sus compuestos.
3. El número deoxidación del oxígeno es –2 en la mayoría de los compuestos (por ejemplo, MgO y H2O), pero en el peróxido de hidrógeno (H2O2) y en el ion peróxido (O22–) es –1.
4. El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto cuando está enlazado con metales en compuestos binarios. En estos casos (por ejemplo, LiH, NaH, CaH2), su número de oxidación es –1.
5. El flúor tiene un número de oxidación de –1 en todossus compuestos. Los otros halógenos (Cl, Br y I) tienen números de oxidación negativos cuando se encuentran como iones halogenuro en los compuestos. Cuando están combinados con oxígeno, por ejemplo en los oxiácidos y oxianiones, tienen números de oxidación positivos.
6. En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todos los átomos debe ser cero. En un ion poliatómico, la suma...