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INSTITUTO POLITECNICO NACIONAL

ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERIA MECANICA Y ELECTRICA

INGENIERIA EN SISTEMAS AUTOMOTRICES

LABORATORIO DE QUÍMICA BÁSICA

PRACTICA NO.3 “OXIDACIÓN-REDUCCIÓN”

1SV2

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Objetivo:

Conocer el proceso de oxidación reducción

Consideraciones teóricas:

Las reacciones de oxidación-reduccióntambién conocidas como redox se consideran como reacciones de transferencia de electrones.
Las reacciones 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 procesosde oxidación o de reducción.
El termino oxidación se utiliza porque las primeras reacciones de este tipo en ser estudiadas a fondo, fueron reacciones con oxígeno, actualmente tiene un significado más amplio, ya que también incluye reacciones en las que no participa el oxígeno. Muchas reacciones redox importantes se llevan a cabo en agua, pero esto no implica que todas las reacciones redoxsucedan en medio acuoso.
En la formación del óxido de magnesio, el magnesio se oxida. Se dice que actúa como agente reductor porque dona electrones al oxígeno y hace que se reduzca. El oxígeno se reduce y actúa como un agente oxidante porque acepta electrones del magnesio y hace que éste se oxide. Observe que la magnitud de la oxidación en una reacción redox debe ser igual a la magnitud de lareducción, es decir, el número de electrones que pierde un agente reductor debe ser igual al número de electrones ganados por un agente oxidante.
El proceso de transferencia de electrones es más notorio en unas reacciones redox que en otras.
Cuando se agrega zinc metálico a una disolución que contiene sulfato de cobre(II) (CuSo4), el zinc reduce al Cu2+ al donarle dos electrones:
Zn(s) + CuSo4(ac) ⎯→ZnSo4(ac) + Cu(s)
En el proceso, la disolución pierde el color azul que denota la presencia de iones Cu2+ hidratados
Zn(s) + Cu2+(ac) ⎯→ Zn2+(ac) + Cu(s)
Las semirreacciones de oxidación y reducción son
Zn ⎯→ Zn2+ + 2e–
Cu2+ + 2e– ⎯→ Cu
De igual manera, el cobre metálico reduce los iones plata en una disolución de nitrato de plata
(AgNo3):
Cu(s) + 2AgNo3(ac) ⎯→ Cu(No3)2(ac) + 2Ag(s)
oCu(s) + 2Ag+(ac) ⎯→ Cu2+(ac) + 2Ag(s)

Número de oxidación

Antes de que podamos identificar adecuadamente una reacción de oxidación-reducción, necesitamos un sistema para contabilizar o dar seguimiento a los electrones ganados por la sustancia que se reduce, y a los electrones que pierde la sustancia que se oxida. El concepto de números de oxidación (también conocidos como estados de oxidación)se ideo para hacer esto. A cada átomo de una molécula neutra o de una especie con carga se le asigna un número de oxidación, que es la carga real para un ion monoatómico; o bien, el número de oxidación es la carga hipotética asignada al átomo, suponiendo que los electrones son mantenidos completamente por un átomo o el otro. Los números de oxidación de ciertos átomos cambian en una reacción deoxidación-reducción. La oxidación ocurre cuando el número de oxidación aumenta, mientras que la reducción ocurre cuando el número de oxidación disminuye.
Los números de oxidación permiten identificar, a simple vista, los elementos que se han oxidado y reducido.

Reglas para asignar el número de oxidación
1. En los elementos libres (es decir, en estado no combinado), cada átomo tiene un número deoxidación de cero. Así, cada átomo en , , Na, Be, K, y 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 carga del 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...