Reporte de quimica 3

INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL

ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA EN MECÁNICA Y ELECTRÓNICA

DEPARTAMENTO: QUÍMICA BÁSICA

EQUIPO: 4 GRUPO: 1CV6
NOMBRE DEL PROFESOR: JULIO ESPINOZA ROMERO

TITULO DEL REPORTE:

PRACTICA Nº3

OXIDACIÓN –REDUCCIÓN

OBJETIVO:

El alumno conocerá un proceso de oxidación- reducción.

INTRODUCCIÓN:

OXIDACION REDUCCIÓNLa oxidación es un cambio químico en el que un átomo o grupo de átomos pierden electrones o bien es la reacción en la que un átomo aumenta su número de oxidación. La reducción es un cambio químico en el cual un átomo o grupo de átomos ganan electrones, o también es la reacción en la que un átomo disminuye su número de oxidación.

La oxidación y la reducción siempre ocurrensimultáneamente ya que el número de electrones perdidos en la oxidación debe ser igual al número de electrones ganados en la reducción Oxidante es la especie química que captando electrones (aumentando su carga negativa o disminuyendo su carga positiva) consigue la oxidación de otra. Reductor es la especie química que cediendo electrones (aumentando su carga positiva o disminuyendo su carga negativa)produce la reducción de otra.

Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otro que los acepte:

▪ El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado, es decir, siendo oxidado.
▪ El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedandocon un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo reducido.

El oxidante se reduce y el reductor se oxida por lo que las reacciones redox transcurren entre pares conjugados de oxidación-reducción.

ESTADOS DE OXIDACIÓN

Se define número de oxidación o estado de oxidación de un elemento en un compuesto, como la carga que tendría un átomo de ese elemento si elcompuesto del que forma parte estuviese constituida por iones.

Las reglas básicas para asignar estado de oxidación son las siguientes.

1. El número de oxidación de un elemento libre es cero, tanto si es atómico como molecular (Fe, H 2, Cl2 etc.)

2. En los iones simples (iones de un solo átomo el # de oxidación = a la carga del ión) por ejemplo Al+3, Fe a veces tiene # de oxidación de +2y+3.

3. El hidrógeno y los elementos del grupo IA de la tabla periódica tienen # de oxidación de +1. Ejem. H+1, Li +1, Na+1, Rb+1, etc. El hidrógeno trabaja con –1 en el caso de hidruros metálicos. Ejem. Na +1, H-14. Los elementos del grupo IIA el # de oxidación es de +2. Ejemplo Ca, Mg++, Sr ++, Ba++ etc.

5. En la mayor parte de los compuestos que contienen oxígeno el # deoxidación de este compuesto es –2. Existen sus excepciones como en el caso de los peróxidos que es –1 H2O2, en los superóxidos es –1/2 y en sus combinaciones con el flúor es +2 y +1.

6. Los halógenos (F,-1 Cl-1, Br-1, I-1) cuando no están combinados con el oxígeno tienen # de oxidación X-1.

7. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos que forman una moléculaneutra es cero. Si se trata de un ión, la suma es igual a la carga del ión.

MATERIAL: REACTIVOS:

2 vasos de precipitados de 100cc. [pic]solución al 25%peso.

1 embudo. [pic] solución al 5% volumen.

1 triangulo de porcelana. Cu en polvo.Papel filtro. Zn en polvo.

[pic] Concentrado.

PROCEDIMIENTO:

1.-Se colocan de 0.1 a 0.2 gramos de cobre en un vaso de precipitados de 100 cc. Y se agregan 2 cc. de [pic]. Realizar esta operación en la campaña de extracción.

[pic][pic]

En este paso el recipiente...