INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL

ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA MECÁNICA Y ELÉCTRICA

INGENIERÌA ELÉCTRICA

LABORATORIO DE QUÍMICA

PRACTICA 3

OXIDO – REDUCCIÓN

EQUIPO 5:

MARTÍNEZ LÓPEZ RUBÉN

REYES REYES JOSÉ FRANCISCO

OLMOS BALDERAS IVÁN

LÓPEZ RODRÍGUEZ AXEL IVÁN

1EM4

25-OCT-2010

Practica N° 3.

Oxidación-Reducción

Objetivos. El alumno conocerá un proceso de oxidación-reducción.

Consideraciones teóricas.

Las reacciones de oxidación-reducción o reacciones Redox, se consideran como reacciones de transferencia de electrones. Las reacciones de oxidación-reducción forman parte importante del mundo que nos rodea. Abarca desde la combustión de combustibles fósiles, hasta la acción de los blanqueadores domésticos. Así mismo, la mayoría de los elementos metálicos y no metálicos se obtienen a partir de sus minerales por proceso de oxidación o de reducción.Muchas reacciones Redox importantes se llevan a cabo en agua, pro esto no implica que todas las reacciones Redox sucedan en medio acuoso.

El termino reacción de oxidación se refiere a la semirreaccion que implica la perdida de electrones. Una reacción de reducción es una semirreaccion que implica una ganancia de electronesLos agentes oxidantes siempre se reducen, mientras lo agentes reductores siempre se oxidan. Este término puede resultar confuso, pero simplemente es una consecuencia de las definiciones de los dos procesos.

Numero de oxidación

Para tener un seguimiento de los electrones en las ecuaciones Redox, es conveniente asignar números de oxidación y reducción a los productos. El número de oxidación de un átomo, también llamado estado de oxidación, significa el número de cargas que tendrá un átomo en una molécula (o en un compuesto iónico) si los iones fueran transferidos completamente.

Reglas para asignar el número de oxidación:

1. En los elementos libres (es decir, en estado no combinado) cada átomo tiene un numero e oxidación de cero.

2. Para los constituidos por un solo átomo el número de oxidación es igual a la carga del ion. Todos los metales alcalinos tiene un número de oxidación de +1 y todos los metales alcalinotérreos tiene un numero de oxidación de +2 en sus compuestos.

3. El número de oxidación para el oxígeno es -2 en la mayoría de los compuestos, pero en el peróxido de hidrogeno y en el ion peróxido es -1.

4. El número de oxidación del hidrogeno es +1, excepto cuando esta enlazado con metales en compuestos binarios. En estos casos su número de oxidación es -1

5. El flúor tiene un número de oxidación de -1 en todos sus compuestos. Los otros halógenos (Cl, Br y I) tiene números de oxidación negativos cuando se encuentran como iones halogenuro en los compuestos.

6. En una molécula neutra, la suma de todos los números de oxidación de todos los átomos debe ser cero. En un ion poli atómico, la suma de los números de oxidación de todos los elementos debe ser igual a la carga neta del ion

7. Los números de oxidación no tienen que ser enteros.

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Tipos de reacciones Redox.

a) Reacciones de combinación:Una reacción de combinación puede presentarse de la siguiente manera:

A + b C

Si cualquiera de los elementos A o B es un elemento, la reacción es de tipo Redox por naturaleza. Las reacciones de combinación son aquellas en las que dos o más sustancias se combinan para formar un solo producto.

b) Reacciones de descomposición:Son lo opuesto a las de combinación. Concretamente una reacción de descomposición es la ruptura de un compuesto en dos o más componentes.

C A + B

Si cualquiera de los productos A o B es un elemento, entonces la reacción es Redox por naturaleza.

c) Reacciones de desplazamiento:En una reacción de desplazamiento un ion (o un átomo) de un compuesto se reemplaza por un ion (o átomo) de otro elemento.

Este a su vez se divide en tres reacciones de desplazamiento:

I. Desplazamiento de hidrogenoII. Desplazamiento de metalIII. Desplazamiento de halógeno.

d) Reacción de desproporción.La reacción de desproporción (o de disminución) es un tipo especial de reacción de desproporción tipo Redox. En esta un mismo elemento en un estado de oxidación, se oxida y se reduce al mismo tiempo. En una reacción de desproporción un reactivo siempre contiene un elemento que puede tener por lo menos tres estados de oxidación. El elemento mismo está dado en un estado de oxidación intermedio, es decir, pueden existir estados de oxidación superior e inferior para el mismo elemento.

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Material

2 vasos de precipitados de 100 cc.

1 embudo 1 triangulo de porcelana Papel filtro

Reactivos

NaHCO3 solución al 25% peso. H2 SO4 solución al 5% volumen. Cu en polvo Zn en polvo HNO3 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 HNO3. Realiza esta operación en la campana de extracción.

Para medir la cantidad de cobre se recurrió al uso de una balanza electrónica, para obtener un mejor resultado a la hora de pesar. La razón por la que se realiza esta operación en la campana de extracción es porque se liberan gases (NO) los cuales pueden ser nocivos y venenosos para la salud de los que realizamos la práctica, lo que se hizo primero obtener la cantidad que necesitábamos de HNO₃ en la pipeta por medio de una “burbuja” que colocábamos en la cabeza de la probeta para extraer el líquido sin que ocurriera algún accidente.

2. Agregar 25 cc. de solución de bicarbonato de sodio al 25% en peso hasta la formación de un precipitado azul.

En esta parte se debía que tener cuidado en el proceso de verter el bicarbonato, ya que es una sustancia que decanta rápido, por lo que si el verterlo a nuestro vaso de precipitados era demasiado lento podía ocurrir que se obtuvieran perdidas, o que nuestro experimento fallara por la poca concentración que había de dicha sustancia

3. Se precede a filtrar la solución anterior, conservando el precipitado y desechando la solución.

Se realizó atraves del papel filtro doblándolo como si fuera un cono y acomodándolo en el embudo, para que la solución se pudiera filtrar correctamente, dejando n el papel filtro la sustancia que nos interesa.

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4. Al precipitado se le agregan 20 cc. de solución de ácido sulfúrico al 5% en volumen, hasta que reaccione y se recibe en un vaso de 100 cc.

5. A la solución obtenida se le agregan de 0.1 a 0.2 gramos de zinc en polvo y se agita continuamente hasta la formación de un precipitado de color rojo ladrillo o café.

Al final lo que se obtiene es nuevamente el cobre (Cu) el cual se puede ver de un color café o rojizo .la diferencia entre este cobre y el cobre del inicio es que este esta mojado o húmedo, debido a los procesos a los que fue sometido (como el meterlo en una solución) y en teoría al secarlo y pesarlo debería de ser la misma cantidad con la que iniciamos (de 0.1 a 0.2 g) pero como repito, es una cantidad teórica ya que en la mayoría de los casos se obtienen perdidas entre los procesos.

Reacciones:

a) Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O

b) Cu(NO3)2 + NaHCO3 CuCO3 + CO2 + NaNO3 + H2O

c) CuCO3 + H2 SO4 CuCO4 + CO2 + H2O

d) CuSO4 + Zn Cu + Zn SO4

Cuestionario.

1. Balancear por el método “Redox” la reacción del inciso A

Cu+HNO3Cu¿

Cu(0 )+H (+1)N (+5)O3(−2 )→Cu(+2) ¿

3¿¿

2¿

3Cu(0)+2N (+5 )+6e−¿→ 3Cu (+2)+6e−¿+2N(+2 )¿ ¿

Por lo tanto; la reacción queda de la siguiente manera:

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3Cu+8HNo33Cu ¿

3—Cu—3

8—N—8

8—H—8

24—O—24

2. Balancear la reacción del inciso B

Cu(NO3)2 + NaHCO3 CuCO3 + CO2 + NaNO3 + H2O

Cu(+2 )¿¿ →Cu(+2)C(+4)O3(−2 )+C(+4)O2

(−2)+N a(+1)N (+5 )O3(−2)+H 2O

Al no existir cambios en los números de oxidación, se balancea por el método del tanteo; por lo que la reacción queda de la siguiente manera:

Cu(NO3)2 + 2NaHCO3 CuCO3 + CO2 + 2NaNO3 + H2O

1—Cu—12—N—2

12—O—122—Na—22—H—22—C—2

3. De las reacciones A y D, indicar los elementos que se oxidan y los que se reducen.

Reacción A:

Cu+HNO3Cu¿

Cu(0 )+H (+1)N (+5)O3(−2 )→Cu(+2) ¿

3¿¿

2¿

Reacción D:

6

CuSO4 + Zn Cu + Zn SO4

Cu(+2)S(+6)O4(−2 )+Z n(0 )Cu(0)+Zn(+2)S(+6)O4

(−2)

Cu(+2)+2e−¿→Cu(0)¿ La reacción se reduce

Zn(0)→Zn(+2)+2e−¿¿ La reacción se oxida

4. Indicar los agentes oxidantes y reductores de las reacciones A y D

Reacción A:

Cu+HNO3Cu¿

Cu(0 )+H (+1)N (+5)O3(−2 )→Cu(+2) ¿

3¿¿

2¿

Se oxida el Cu

El agente oxidante es HNO₃

Se reduce el N

El agente reductor es Cu

Reacción D:

CuSO4 + Zn Cu + Zn SO4

Cu(+2)S(+6)O4(−2 )+Z n(0 )Cu(0)+Zn(+2)S(+6)O4

(−2)

Cu(+2)+2e−¿→Cu(0)¿ La reacción se reduce

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Zn(0)→Zn(+2)+2e−¿¿ La reacción se oxida

Se oxida el Zn

El agente oxidante es el CuSO₄

Se reduce el Cu

El agente reductor es el Zn

5. ¿A qué sustancia corresponde el precipitado de color rojo o café obtenido en el punto 5?

Pertenece a el cobre (Cu) después de hacer por segunda ocasión el proceso Redox para volver a obtenerlo, solo que esta vez “húmedo” por las soluciones con las que trabajo

Conclusiones:

Con esta práctica pudimos apreciar el fenómeno (o el proceso) denominado Redox (oxido-reducción) en l cual es muy importante tener conocimientos previos a la elaboración de la práctica ya que en esta se incluyeron algunas sustancias que pueden llegar a ser peligrosas como lo es el ácido sulfúrico.

También con esta práctica pudimos observar dicho fenómeno y cuál es su comportamiento cuando se realiza una oxidación y cuando los es para una reducción.

También el desarrollar esta práctica es de gran utilidad ya que se refuerzan los conocimientos vistos en clase en cuanto a reacciones de tipo Redox se trata.

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