Oxido- reduccion

I.- INTRODUCCION
El número de oxidación o estado de oxidación de un átomo es un número entero positivo o negativo que nos representa el número de electrones que este ha ganado, perdido o compartido al unirse con otros. Un compuesto tiene elementos con un número de oxidación positivo o negativo y la suma de los números de oxidación es cero, debido a que la materia es eléctricamente neutra. Porejemplo en el HCl, se coloca al H un número de oxidación +1, el Cl va a tener un número de oxidación -1 ya que los números de oxidación deben ser cero. La suma de los números de oxidación de los átomos de una molécula debe ser igual a la carga de la molécula y en un ion la suma de los estados de oxidación de todos los átomos es igual a su carga y signo.
En una reacción redox cuando se oxida unátomo pierde electrones por lo que su número de oxidación será mayor y al reducirse un átomo gana electrones por lo que se numero de oxidación será menor. Muchas de las ecuaciones redox se pueden balancear por tanteo u observándolas a simple vista pero cuando son reacciones o ecuaciones mas difíciles se requiere de mas tiempo. Un método sistemático para balancear ecuaciones redox se basa en el cambiode electrones entre los agentes oxidante y reductor. La oxidación y reducción van siempre unidas, es decir, cuando un elemento pierde electrones va a ver otro que los acepte. Cuando un metal se corroe pierde electrones es decir se oxida asi la corrosión es la conversión de un metal en un compuesto metálico por una reacción entre el metal y alguna substancia del entorno.
En el laboratorio esposible poder predecir las reacciones redox con ayuda de los potenciales redox que es una medida en voltios de la afinidad de los electrones de una sustancia en comparación con el hidrogeno que se toma con un valor de cero. Entonces las sustancias mas electronegativas que el hidrogeno tienen un potencial redox positivo y las menos electronegativas que el hidrogeno tienen un potencial redox negativo.II.- MATERIALES Y METODOLOGIA
En la práctica que se realizó en el laboratorio, se comenzó agregando a un tubo de ensaye una solución de 3ml de sulfato de hierro, usando una pipeta graduada con la que se obtuvo la medida correcta de la solución, en otro tubo de ensaye se agregó usando la pipeta, 3ml de una solución acuosa concentrada de sulfato de hierro, usando un gotero se agregó unas gotasde ácido sulfúrico diluido y se observó el cambio que tuvo la muestra.se vertió gota a gota la solución de permanganato de potasio contenida en un matraz a la solución de sulfato de hierro hasta que ceso el cambio de color.se preparo tres soluciones acuosas que fueron de, Zn (NO3)2, Cu (NO3)2 y Pb (NO3)2, usando tubos de ensaye donde se colocaron 3ml de la solución y 0.5 g de las limadurasmetálicas, se observaron las reacciones que tuvieron los metales en cada una de las disoluciones, y se anotaron los cambios en la bitácora, se preparó una disolución en un tubo de ensaye de sulfato de cobre 0.5 M, en la cual se colocó un clavo que se limpió con una lija y acetona durante 30 segundos, después se sacó y se pesó en una balanza analítica, anotando los resultados en la bitácora.

III.-RESULTADOS
Cálculos de soluciones preparadas.

M= (n(soluto))/(L(solucion)) n(soluto)=M.L(solucion)
-9mL de las soluciones Cu(NO3)2 , Zn( NO3)2 y Pb(NO3)2 a 0.1 M
n(soluto)=M.L(solucion) n=(0.1mol/L)(0.009L)= 0.0009mol
(9x10-4mol Cu(NO3)2) ((187g Cu(NO3)2 )/(1mol Cu(NO3)2 ))= 0.168g Cu (NO3)2
(9x10-4mol Zn(NO3)2) ((189g Zn(NO3)2 )/(1mol Zn(NO3)2 ))= 0.170g Zn (NO3)2(9x10-4mol Pb(NO3)2) ((187g Pb(NO3)2 )/(1mol Pb(NO3)2 ))= 0.297g Pb (NO3)2
-5mL de solución CuSO4 0.5M
n(soluto)=M.L(solucion) n=(0.5mol/L)(0.005L)= 0.0025mol
(0.0025mol CuSO4) ((159g CuSO4 )/(1mol CuSO4 ))= 0.397g CuSO4

-5mL de solución de KMnO4 concentrado.
Solubilidad KMnO4= 64g/L
64g------> 1L 0.005L (64g/1L)= 0.32g KMnO4
X -------> 0.005L
-5mL de solución de...