Tercera Practica Quimica Oxidacion-Reduccion

Páginas: 6 (1427 palabras) Publicado: 13 de noviembre de 2012
Instituto Politécnico Nacional
Escuela Superior De Ingeniería Mecánica Y Eléctrica
Ingeniería en Comunicaciones y Electrónica
Laboratorio de Química Básica
Practica No°.3 Oxidación-Reducción

Objetivo: El alumno conocerá un proceso de oxidación-reducción.
Introducción:
Números de oxidación: es la carga de un elemento que forma un ion simple o la carga hipotética que tendría sicompartiera sus electrones en enlaces covalentes.
Reglas para determinar los números de oxidación
1.  Todo elemento en su estado libre (natural o no combinado) tiene como número de oxidación cero: Fe, Sn, Zn, Na, Ca. Tome en cuenta que hay varias moléculas que en su estado libre existen como moléculas diatómicas, ejemplo: F2, Cl2, Br2, I2, H2, N2, O2.
2.  En los iones monoatómicos el número deoxidación es la carga del ion:
ION | número de oxidación |
Na+ | +1 |
Ca+2 | +2 |
Al+3 | +3 |
Fe+3 | +3 |
 
3.  En la mayoría de los compuestos, el oxígeno tiene un número de oxidación de -2: Esto se en el caso de los compuestos covalentes. Una excepción importante son los peróxidos (compuestos que contienen un grupo O2-2) en los cuales se asigna a cada oxígeno un estado de oxidación de -1:ION | número de oxidación del oxígeno |
Na2O | -2 |
CaO | -2 |
Al2O3 | -2 |
Cl2O7 | -2 |
 
4.  El compuestos covalentes con no metales se asigna al hidrógeno un número de oxidación de +1:
Compuesto | número de oxidación del hidrógeno |
HCl | +1 |
H2S | +1 |
NH3 | +1 |
 
5.  La suma algebráica de los números de oxidación de todos los átomos en la fórmula de un compuesto escero. Ejemplo, el ácido nítrico (HNO3 )

 6.  En los iones complejos, la suma algebraica de los números de oxidación de todos sus átomos es igual a la carga del ion.
Oxidación: Perdida de electrones; aumento en el número de oxidación de un elemento.
Reducción: Ganancia de electrones; disminución en el numero de oxidación de un elemento.
Una forma de ver la reacción Redox es que una de lasespecies actúa como donador de electrones. Pierde electrones y es oxidada. Al perder el electrón, el donador del electrón origina que otra especie sea reducida.
Al donador del electrón se le llama Agente Reductor.
Al aceptor del electrón se le llama agente oxidante.
Pasos a seguir en el balanceo de una ecuación redox:
1.  Determinar el número de oxidación de cada uno de los elementos de todoslos compuestos, escribiendo en la parte superior del símbolo de cada elemento, su correspondiente valor.
2.  Ya establecidos los números de oxidación, observe detenidamente qué elemento se oxida y cuál se reduce.
3. Calcule el cambio total del número de oxidación de cada elemento que cambia en número de oxidación.
4. Multiplique la ecuación de cada semirreacción por el factor máspequeño posible que ajustara los coeficientes de manera que el número de electrones perdidos sea el mismo que el de los ganados.
5. Sume las dos semirreacciones, de manera que se van a cancelar los electrones añadidos.
6. Se colocan los coeficientes de los iones obtenidos, respectivamente en la ecuación original.
7. Se balancea cada átomo.

Material utilizado:
Material:+ 2 vasos deprecipitados de 100cc.+1 Embudo+1 Triangulo de porcelana+ Papel filtro | Reactivos:*NaHCO3 Solución al 25% peso.*H2SO4 Solución al 5% volumen.*Cu en polvo.*Zn en polvo.*HNO3 concentrado. |

Desarrollo de la práctica.
1. Se colocan de 0.1 a 0.2 gramos de cobre en un vaso de precipitados de 100cc. y agregan 2 cc. de HNO3. Realizar esto en la campana de extracción.
2. Agregar 25 cc. de soluciónde bicarbonato de sodio al 25% (NaHCO3) en peso hasta la formación de un precipitado de color azul.
3. Se procede a filtrar la solución anterior, conservando el precipitado y desechando la solución.
4. Al precipitado se le agregan 20 cc. de solución de ácido sulfúrico al 5% en volumen (H2SO4), hasta que reacciones, y se recibe en un vaso de 100 cc.
5. A la solución obtenida se le...
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