LABORATORIO DE QUIMICA BASICA
Enviado por Lauss Contreras • 10 de Septiembre de 2017 • Documentos de Investigación • 1.307 Palabras (6 Páginas) • 160 Visitas
Índice
Objetivo: 2
Consideraciones teóricas 2
Números de Oxidación. 3
Materiales: 4
Reactivos: 4
Procedimiento 4
Reacciones 8
Cuestionario 8
Bibliografía. 9
Conclusiones 9
LABORATORIO DE QUIMICA BASICA
PRACTICA No. 3
Oxidación Reducción
Objetivo:
El alumno conocerá un proceso de oxidación reducción
Consideraciones teóricas
La oxidación se define como la perdida de electrones y la reducción como la ganancia de electrones por un átomo dado. También puede definirse como el aumento en el estado de oxidación, mientras que la reducción se define como la disminución del estado de oxidación. En una oxido-reducción, la oxidación y la reducción ocurren simultáneamente; dependiendo una de la otra, y el número de electrones perdidos por una especie en la oxidación debe ser igual al número de electrones ganados por la otra especie en la reducción. Por ejemplo:
[pic 1]
Como se ve no hay exceso ni deficiencia de electrones, aunque las especies químicas participantes han cambiado sus estados de oxidación, la carga neta sigue siendo igual a ambos lados de la reacción, es decir, igual a cero (0).
También podemos ver que el Fe pasó de 0 a +3, es decir, se oxido, mientras que el Cl paso de 0 a -1, es decir, se redujo.
Se puede decir, que el agente oxidante es el Cl y el agente reductor es el Fe. En una reacción redox, como suele llamarse a las reacciones de oxido-reducción, el agente oxidante es el que recibe los electrones y el agente reductor el que los suministra. Para entender mejor todo esto podemos separar la ecuación anterior en sus dos semireacciones:
NUMEROS DE OXIDACION.
Este tipo especial de valencia, que toma en consideración la polaridad de los enlaces covalentes que ocurre entre los átomos, se denomina número de oxidación, conocido también como estado de oxidación o estado de valencia.
El número de oxidación es un concepto útil para conocer el estado de oxidación o reducción de átomos particulares.
El estado de oxidación de un átomo en una combinación química determinada es la carga eléctrica arbitraria asignada a dicho átomo según una serie de reglas prescritas que se establecen a continuación:
1.- El número de oxidación de cualquier elemento libre es cero; así, H 2, O 2, Fe, Cl 2 y K tienen número de oxidación cero.
2.- El número de oxidación de cualquier ión monoatómico es igual a su carga; así, Na + tiene número de oxidación +1, Ca+2 de +2 y Cl - de -1.
3.- El número de oxidación del H en todos los compuestos no iónicos es +1. Por ejemplo H 2O, NH 3, HCl y CH 4. Pero para los hidruros metálicos iónicos como NaH, el número de oxidación del hidrógeno es -1.
4.- El número de oxidación del oxígeno es -2 en todos los compuestos en que no forme el enlace covalente O-O (peróxido). Por ejemplo en el H 2O, H 2SO 4, CO 2, HNO 3 y NO. Pero en el peróxido de hidrógeno, H 2 O 2, el número de oxidación del oxígeno es -1. Otra excepción a la regla es OF 2, donde el oxígeno tiene número de oxidación +2 y F es -1.
5. En las combinaciones entre los no metales en las que no intervenga el hidrógeno o el oxígeno, el no metal que está por encima o la derecha del otro en la tabla periódica se considera negativo. Por ejemplo, en BrF3, el número de oxidación del flúor es -1 y el del bromo es de +3; mientras que en el AsBr3 el bromo es -1 y el arsénico es +3.
6.- La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos de una fórmula para un compuesto neutro debe ser cero. Por tanto, en el HNO3, como el número de oxidación total de los tres oxígenos es 3(-2) = -6, y el número de oxidación del hidrógeno es +1, el del nitrógeno debe ser +5, a fin de que la suma +1 +5 -6 = 0.
7.- La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de un ión, debe ser igual a la carga del ión. Así, en el NH4+, el número de oxidación del nitrógeno debe ser -3, que -3 + 4 = +1. En el SO3 -2, el número de oxidación del S debe ser +4, ya que +4 -6 = -2.
Materiales:
- 2 Vasos de precipitado de 100cm3
- 1 Embudo
- 1 Triángulo
- Papel filtro.
- 2 Probetas de 100ml
- 1 Pipeta graduada
- 2 Espátulas
- 1 Anillo de fierro
Reactivos:
- solución al 25% peso.[pic 2]
- solución al 5% volumen.[pic 3]
- Cu en polvo.
- Zn en polvo.
- concentrado.[pic 4]
Procedimiento
PROCEDIMIENTO.
- Se colocan de 0.1 a 0.2 gramos de Cobre en un vaso de precipitados de 100cm3 y se agregan 2cm3 de Ácido Nítrico. Realiza esta operación en la campana de extracción.
[pic 5]
[pic 6]
- Agrega 25 cm3 de solución de Bicarbonato de sodio al 25%en peso hasta la formación de un precipitado de color azul.
[pic 7]
- Se procede a filtra la solución anterior, conservando el precipitado y desechando la solución.
[pic 8]
- Al precipitado se le agregan 20cm3 de solución de Ácido Sulfúrico al 5%en volumen, hasta que reaccione y se recibe en un vaso de 100cm3.
[pic 9]
- A la solución obtenida se le agrega de 0.1 a 0.2 gramos de Zinc en polvo y se agita continuamente hasta la formación del precipitado de color rojo ladrillo o café.
[pic 10]
Reacciones
- Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO +H2O[pic 11]
- Cu(NO3)2 + NaHCO3 CuCO3 + CO2 + NaNO3 + H2O[pic 12]
- CuCO3 + H2SO4 CuSO4 + CO2 + H2O[pic 13]
- CuSO4 + Zn Cu + ZnSO4[pic 14]
Cuestionario
- Balancea por el método “Redox” la reacción del inciso a.
Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO +H2O[pic 15]
- Balancea la reacción del inciso b.
Cu(NO3)2 + NaHCO3 CuCO3 + CO2 + NaNO3 + H2O[pic 16]
- De las reacciones a y d, indica los elementos que se oxidan y los que se reducen
- Indica los agentes oxidantes y reductores de las reacciones a y d.
- ¿A qué sustancia corresponde el precipitado de color rojo o café obtenido en el punto 5?
R= A cobre (Cu)
CONCLUSIONES
Ruiz contreras Laura Yoselin: En la práctica anterior podemos comprobar físicamente cómo reaccionan los elementos, inclusive pudimos comprobar cómo se parte de un elemento, su transformación en otros y como regresa a ser el del principio. Comprobamos una de las leyes más importantes que la materia no se crea ni se destruye solo se transforma.
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