Laboratorio de Quimica Basica Practica 6: “OXIDACIÓN - REDUCCION”

Instituto Politecnico Nacional[pic 1][pic 2][pic 3]

IPN

Escuela Superior de Ingenieria Mecánica y Eléctrica Unidad Culhuacan

"ESIME Culhuacan"

Laboratorio de Quimica Basica

Practica 6: “OXIDACIÓN - REDUCCION”

Reporte

Profesora: "M. en C. I.B.Q. Lizbeth Pliego Vences"

Alumnos: "Barrón Ontiveros Ingrid Valeria"

                "Martínez González Andrés Mohamed"

                "Vergara Mendez Diego de Jesús"

Grupo: "1EX40"

Objetivos:

Que el alumno:

• Identifique una reacción de oxido reducción.
• Conozca mediante una reacción química las diferentes especies que se forman y los cambios en su número de oxidación.
• Identifique los agentes oxidante y reductor de una acción redox.
• Sea capaz de verificar de forma cualitativa los cambios que se realizan en cada etapa de la reacción.

Introducción o Marco teórico:

El número de oxidación de un átomo, también llamado estado de oxidación, representa el número de electrones que un átomo pierde, gana o comparte. En los enlaces covalentes, los estados de oxidación de los átomos se determinan asignando arbitrariamente los electrones que se están compartiendo. Por ejemplo, cuando hay un enlace covalente entre dos átomos idénticos, los electrones se están compartiendo equitativamente entre ambos, ninguno está atrayendo los electrones más que el otro, y su estado de oxidación es de cero. En caso de que participen en el enlace dos átomos distintos, los electrones compartidos se asignan totalmente al átomo que tenga más atracción hacia ellos y su estado de oxidación es (más) negativo. En los compuestos iónicos que contienen iones monoatómicos, los estados de oxidación de los iones son iguales a sus cargas.

A continuación se describen las reglas más importantes para la asignación de los números de oxidación:

1. Los elementos del grupo IA y IIA tienen estado de oxidación igual a su número de grupo (+1 y +2, respectivamente).
2. La suma de los números de oxidación en un compuesto es “0”, y en un ión es igual a la carga del ión.
3. En el hidrógeno el estado de oxidación es +1, excepto en los hidruros que es –1.
4. En el oxigeno el estado de oxidación es –2, excepto  en los peróxidos ((O-1)2 ), que es –1.
5. En los elementos libres o no combinados su número de oxidación para cada átomo es “0” 

A continuación se indican algunos ejemplos:

        Número de oxidación:              0                    0                               +1   -1

                                           H2  (g)   +   O2  (g)   -----------→     H2 O2 (1)   

Número de oxidación:             +1+5 –2            +1  –2                                    +2  –2         0           +1  –2      

                      H NO3  +   H2S    -----------→     NO  +   S   +    H2O

          Número de oxidación:                   0                    0                                                          0               0            

                                                             Zn(s)   +   H2 (ac)   -----------→     Zn(ac) + H2 (g)           

Se define a la oxidación - reducción como el proceso químico en el cual se lleva acabo una transferencia de electrones, como en el caso de la formación de iones, o un cambio en la compartición de los mismos entre los átomos con enlaces covalentes. Como su nombre lo indica, el proceso de oxidación - reducción, comprende en realidad a dos procesos simultáneos; Si una sustancia “pierde” electrones, (es decir se oxida, su número de oxidación aumenta), debe haber otra que los “gane” (es decir se reduce, su  número de oxidación disminuye). A la sustancia que se oxida se denomina agente reductor, mientras que la sustancia que sufre la reducción se denomina agente oxidante. Por ejemplo en las reacciones anteriores el Nitrógeno pasa de un estado de oxidación de +5  a uno de +2, es decir se reduce.

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Estados de oxidación

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                         Reducción                      +2                             +5                oxidación

Las reacciones oxidación-reducción se pueden llevar a cabo en soluciones acuosas, en sólidos,  como en metales y  no metales y en gases.

Algunos ejemplos de procesos de oxido-reducción que ocurren en la vida diaria son el recubrimiento electrolítico de delgadísimas capas de oro o plata en los chips para computadoras, el revelado de fotografías, las celdas eléctricas para calculadoras, termostatos, televisores, el proceso de  fotosíntesis de las plantas que transforman energía en compuestos químicos entre otros muchos.

Para saber si en una reacción química se lleva a cabo una oxidación - reducción, se hace la revisión de los números de oxidación, como en los ejemplos descritos anteriormente.

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1,.- En un Matraz Erlenmeyer de 125 ml, con una espátula, colocar aproximadamente 0.2g de polvo de cobre (la cantidad que cubra la punta de la espátula, no es necesario pesar).

2.-Con una pipeta graduada adicione aproximadamente 4 ml. (de uno en uno) de HNO3(ac) diluido, Esta acción se llevará acabo con mucha precaución ya que la reacción desprende gases irritantes de color café. Deje que la reacción termine. (La reacción termina cuando el  cobre en presencia del ácido nítrico se convierte en una solución de nitrato de cobre II (Cu(NO3)2) de color azul cielo).

3-.-Una vez terminada la reacción, se adicionan 25 ml de H2O destilada, con el fin  de obtener una solución diluida de nitrato de cobre II (Cu(NO3)2).

4.-A la solución diluida de nitrato de cobre II, se le adicionan 10 ml de la solución de NaOH al 10% de uno en uno y se agita entre adición y adición, hasta que la solución de nitrato de cobre II cambie su pH (mayor de 7) y el color de la solución sea de color azul intenso con la presencia de un precipitado. En ese momento se tendrá una solución alcalina. El precipitado que se formó en la solución de color azul intenso (suspensión) es  hidróxido de cobre II (Cu(OH)2).

5.-Para corroborar el valor de pH pida al profesor una escala de pH e impregne una tira de papel pH con la solución de con el precipitado de color azul intenso y observe cuidadosamente los colores de la tira de papel pH,  compárelos con los de la escala. Anote el valor resultante de pH de la solución.

6.- A la suspensión de Hidróxido de cubre II: Cu(OH)2 , se agregan 15 ml. de H2O destilada resbalando por la pared del matraz erlenmeyer, en una parrilla eléctrica se calienta suavemente y agitando hasta que el color inicial cambie a color negro. Este precipitado es el óxido de cobre II (CuO).

7.-Se arma un sistema (pregunte al profesor(a)), para filtrar la solución obtenida de óxido de cobre: se coloca en el embudo de vidrio un papel filtro previamente doblado. El embudo se sostiene de tal manera que la punta del embudo se encuentre dentro de un vaso de precipitados de 150 ml. Apoyándose de una franela sujete el matraz, que está caliente, y vierta el contenido al papel filtro en el embudo. En el papel filtro queda el  precipitado el óxido de cobre.

8.-A continuación lave el precipitado de óxido de cobre 2 veces, con 5 ml de agua cada vez.

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