Reaccion oxido reduccion

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Reacciones de Oxido-Reducción

Práctica
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Contenido

Página

I. INTRODUCCIÓN


II. CONOCIMIENTOS PREVIOS


III. OBJETIVO


IV. METODOLOGIA
IV. 1. Material y equipo.
IV. 2. Reactivos y soluciones.
IV. 3. Requerimientos de seguridad
IV. 4. Disposición de residuos
IV. 5. Procedimiento.
IV. 6. Diseñoexperimental (si lo hay)


V. RESULTADOS.
V.1. Cálculos


VI. DISCUSION.


VII. CONCLUSIONES.


VIII. ANEXOS


IX. BIBLIOGRAFIA





I. INTRODUCCION

Las reacciones de oxido reducción, conocidas como reacciones redox son aquellas en las cuales uno de los reactivos cede electrones siendo el agente reductor, y otro los acepta actuando como oxidante. Ambos procesos se llevan acabo simultáneamente.

Las reacciones de oxido reducción se pueden separar en dos medias reacciones que indican el cambio de estado de oxidación de los elementos o iones que intervienen en la reacción, pero como los electrones no existen libres en la solución, la reacción completa se representa por la suma de las dos medias reacciones, y el número de electrones transferidos por el reductor es igualal aceptado por el oxidante.

II. CONOCIMIENTOS PREVIOS
¿Qué es el estado de oxidación? ¿Para qué sirve?
También llamado número de oxidación, es un número que se asigna a cada tipo de átomo de un compuesto, un ion o a un elemento, empleando un conjunto de reglas arbitrario pero congruente. Representa el número de electrones que ha ganado o perdido la especie en cuestión.
(Burns, 1996)
¿Porqué la suma de todos los estados de oxidación de los átomos de una molécula debe ser igual a cero? ¿Cuál debe ser la suma de los estados de oxidación de un ion?
Debido a que la molécula no tiene carga, es decir, es neutra, la suma de los estados de oxidación de los átomos que la conforman debe ser igual a cero; en cambio, la suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en union poliatómico es igual a la carga iónica de dicho ion.
(William, 2001) & (Brown, 2004)
La oxidación se define como una pérdida de electrones o un aumento del estado de oxidación. Explique por que ambas definiciones significan lo mismo y dé un ejemplo para aclarar la explicación.
El estado de oxidación de un elemento, es la tendencia a perder o ganar electrones. Si el estado de oxidaciónaumenta, es debido a que perdió electrones, que es lo mismo decir que se oxidó.
Ejemplo:
En la siguiente reacción:
Na0 + Cl0  Na+Cl-
Observamos que el sodio, aumenta su estado de oxidación de 0 a +1; podemos representarlo mediante la siguiente semi reacción:
Na0  Na+1 + 1e-
(Brown, 2004) & (García, 1996)
¿Por qué se requiere un método sistemático para el balanceo de reacciones de oxidoreducción? ¿Por qué no se pueden balancear estas ecuaciones fácilmente por inspección?
Porque en un método sistemático se toman en cuenta más aspectos como el número de oxidación. Existen reacciones más complejas que por inspección no se pueden resolver.
(Chang, 2010)
¿Por qué el número de electrones que se pierden en la oxidación debe ser igual al número de electrones que se ganan en la reducción?¿Pueden quedar electrones libres en una reacción?
En una reacción química los electrones no pueden ser creados ni perdidos, todos los electrones perdidos por las sustancias que se oxidan deben ser transferidos a las sustancias que se reducen.
La carga total de reactivos debe ser igual a la carga total de los productos, por lo que no pueden quedar libres.
(Atkins, 2006)
(Busch, 1973)

¿En quéconsiste la corrosión de un metal? ¿Por qué es indeseable?
La corrosión consiste en la reacción de un metal en un medio agresivo que se transforma en un óxido u otro compuesto termodinámicamente estable en aquellas condiciones, por medio de una reacción de oxidación-reducción en un medio conductor de la electricidad.
La celda que causa este proceso está formada por un ánodo (lugar donde el...