Practica 3 Quimica1 Oxidacion Reduccion Esime
daviddego6 de Diciembre de 2013
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INSTITUTO POLITECNICO NACIONAL
ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERIA MECANICA Y ELECTRICA
DEPARTAMENTO DE INGENIERIA EN COMUNICACIONES Y ELETRONICA
LABORATORIO DE QUÍMICA I
Practica No. 3
“OXIDACIÓN-REDUCCION”
Equipo1
Integrantes:
Grupo: ICV5
Turno: Vespertino
Equipo1
Integrantes:
INDICE
Marco teórico
Objetivo de la práctica
Desarrollo de la práctica
Observaciones
Cuestionario
Conclusiones
Aplicaciones industriales
Bibliografía
Marco teórico
Introducción
Una reacción de óxido-reducción se caracteriza porque hay una transferencia de electrones, en donde una sustancia gana electrones y otra sustancia pierde electrones:
OXIDACIÓN
La oxidación ocurre cuando una especie química pierde electrones y al mismo tiempo, aumenta su número de oxidación. Por ejemplo, el Sodio metálico (con número de oxidación cero), se puede convertir en el ion sodio (con carga de 1+) por la pérdida de dos electrones, según el esquema simbólico siguiente:
Na(0) ---> Na (1+) + 1e-
En resumen:
Oxidación = Pérdida de electrones = Aumento del número de oxidación
REDUCCIÓN
La reducción ocurre cuando una especie química gana electrones y simultáneamente disminuye su número de oxidación. Por ejemplo, el cloro atómico (con número de oxidación cero) se convierte en el ion cloruro (con número de oxidación y carga de 1–) por ganancia de un electrón, según el esquema simbólico siguiente:
1e- + Cl (0) ----> Cl (1-)
En resumen:
Reducción = Ganancia de electrones = Disminución del número de oxidación
Para más facilidad se puede construir una escala numérica del número de
oxidación y seguir el cambio electrónico del proceso redox por el aumento o disminución del número de oxidación:
<----reducción (disminución No. oxidación)
<--- –4 –3 –2 –1 0 +1 +2 +3 +4 --->
oxidación (aumento No. oxidación)---->
NÚMERO DE OXIDACIÓN
Corresponde a la carga del elemento químico; es decir, corresponde a un valor arbitrario que se le ha asignado a cada elemento químico, el cual indica la cantidad de electrones que podría ganar, perder o compartir cuando se forma un compuesto.
Para calcular el número de oxidación se deben tener en cuenta las siguientes reglas:
Regla Nº 1: El número de oxidación de cualquier átomo en estado libre o fundamental; es decir, no combinado, es cero.
Ejemplos: Pt , Cu, Au, Fe
Regla Nº 2: El número de oxidación del hidrógeno es +l, excepto en el caso de los hidruros que es –1.
+1: cuando el hidrógeno se combina con un no-metal (ácido).
Ejemplos: HCl; ácido clorhídrico
número de oxidación del hidrógeno: +1
número de oxidación del cloro: –1
HI; ácido yodhídrico
número de oxidación del hidrógeno: +1
número de oxidación del cloro: –1
–1: cuando el hidrógeno se combina con un metal (hidruros)
Ejemplos: NaH; hidruro de sodio
número de oxidación del hidrógeno: -1
número de oxidación del sodio: +1
LiH; hidruro de litio
número de oxidación del hidrógeno: -1
número de oxidación del litio: +1
Regla Nº 3: El número de oxidación del oxígeno es -2, excepto en los peróxido donde es -1.
Ejemplos: CaO; óxido de calcio
número de oxidación del oxígeno: -2
número de oxidación del calcio: +2
H2O2; peróxido de hidrógeno o agua oxigenada
número de oxidación del oxígeno: -1
número de oxidación del hidrógeno: +1
Regla Nº 4: Los metales tienen un número de oxidación + (positivo) e igual a su valencia.
Ejemplos: Ca (calcio): valencia = 2
número de oxidación: +2
Li (litio): valencia = 1
número de oxidación: +1
Regla Nº 5: Los no-metales tienen número de oxidación – (negativo) e igual a su valencia.
Ejemplos: Cl (cloro): valencia = 1
número de oxidación: –1
I (yodo): valencia = 1
número de oxidación: –1
Regla Nº 6: En compuestos, el número de oxidación del Flúor (F) es siempre –1.
Ejemplo. NaF: fluoruro de sodio
número de oxidación del flúor: –1
número de oxidación del sodio: +1
Regla Nº 7: En las moléculas neutras, la suma de los números de oxidación de cada uno de los átomos que la forman es igual a 0.
Ejemplos: Cu2O: óxido cuproso
número de oxidación del cobre: +1; como hay dos átomos de cobre, se multiplica el número de oxidación por el número de átomos de la molécula: 2 • +1= + 2.
número de oxidación del oxígeno: – 2
+ 2 + – 2 = 0
H2SO4: ácido sulfúrico
número de oxidación del hidrógeno: +1; hay 2 átomos = 2 · +1 = +2
número de oxidación del azufre: +6; hay 1 átomo = 1 · +6 = +6
número de oxidación del oxígeno: – 2, hay 4 átomos = 4 · – 2 = – 8
+2 + +6 + – 8 = 0
Regla Nº 8: En un ión la suma de los números de oxidación de sus átomos debe ser igual a la carga del ión.
Ejemplo: PO4–3: fosfato
número de oxidación del fósforo: +5; hay 1 átomo = 1 • +5 = +5
número de oxidación del oxígeno: –2; hay 4 átomos = 4 • – 2 = – 8
La molécula tiene una carga de – 3, por lo tanto, al sumar los números de oxidación del fósforo y del oxígeno, el resultado debe ser igual a– 3.
+5 + – 8 = – 3
– 3 = – 3
AGENTE OXIDANTE
Es la especie química que un proceso redox acepta electrones y, por tanto, se reduce en dicho proceso. Por ejemplo, cuando se hacen reaccionar cloro elemental con calcio:
Ca0 + Cl2 (0)-----> CaCl2
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