Practica 3

OXIDACION-REDUCCION

Objetivo: El alumno conocerá un proceso de oxidación-reducción.

Consideraciones Teóricas

OXIDACION-REDUCCION

Se le llama estado de oxidación de un átomo determinado en un compuesto, al número de electrones ganados o cedidos, total o parcialmente, por el elemento al formar el compuesto.

Agente oxidante y reductor

Los elementos que transfieren electrones aumentan su número de oxidación y se dice que se han oxidado. Los átomos que ganan estos electrones sufren una disminución en su número de oxidación por lo que se reduce.

El agente oxidante es la sustancia capaz de oxidar a otra capaz por tanto de captar electrones que esa otra sustancia debe perder para oxidarse. El oxidante cuando actúa como tal se reduce.

El agente reductor es la sustancia capaz de reducir otra capaz por tanto de ceder electrones que esa otra debe ganar para reducirse. El reductor cuando actúa como tal se oxida

Balanceo por oxido-reducción

Las reacciones que se balancean por este método, son aquellas en las cuales el número de oxidación de algunos elementos cambia.

En este proceso uno o varios elementos pierden electrones (se oxidan) y otro (s) los gana (n) (se reduce (n)).

Las reacciones de óxido-reducción pueden definirse, de forma general, como procesos vinculados con la transferencia de electrones de unos átomos a otros

Cuando un elemento pierde electrones, se dice que se oxida.

Ejemplo:

Mn +2 – 5e Mn +7

-5 e (perdió 5 electrones)

Cuando un elemento se oxida, el cambio que sufre en su número de oxidación, es a la derecha de la recta numérica

Cuando un elemento gana electrones, se dice que se reduce.

Ejemplo

Cl 0 + 2(1e) 2Cl-1

Gana 1 electrón (como son 2 átomos entonces, ganan 2 electrones)

Cuando un elemento se reduce, el cambio que sufre en su número de oxidación, es a la izquierda de la recta numérica

La sustancia que se oxida es la que presenta propiedades reductoras

La sustancia que se reduce es la que presenta propiedades oxidantes

Para balancear una ecuación de este tipo, se deben seguir los siguientes pasos.

1) verifica que la reacción este completa

HMnO4 + HNO2----------------------Mn (NO3)2+ HNO3+H2O

2) determina el número de oxidación de los elementos que presentan un cambio del mismo en el proceso de reacción antes y después de esta. Y además la y tabla de valores de los estados de oxidación.

Para determinar el número de oxidación en la reacción química, se siguen las siguientes reglas:

a) el estado de oxidación de los átomos en las sustancias simples es igual a cero

Ejemplo: H2

b) en una molécula eléctricamente neutra, la suma de los números de oxidación es cero (para los iones, la suma es igual a la carga del ion)

Ejemplo:

estado de oxidación

numero de oxidación

Ca-> (+2) +2 +2 -2S (+6) +6 Ca (SO4)O4 (-2)4 -8 +2 -2=0

c) el estado de oxidación de los metales alcalinos (familia IA)) siempre es +1 y los alcalinotérreos (familia IIA) es de +2

d) el hidrogeno en todos los compuestos tiene estado de oxidación de +1 ( con excepción de los hidruros metálicos) en los cuales su valencia es -1

e) el estado de oxidación del oxígeno es de -2 con excepción de los peróxidos donde es de +1, así como algunas otras sustancias tales como superóxidos, ozónidos, fluoruros de oxígeno.

Con base a las reglas anteriores n las cuales se considera que el estado de oxidación del hidrogeno es normalmente +1 y el oxígeno -2, se observa que los elementos que son más probables de cambiar en su estado de oxidación, son el Mn y N.

3) determinar el número de electrones que cambian en el agente oxidante y el reductor

4) determinar las semirreacciones así como los coeficientes básicos del oxidante y reductor

En este método se debe tener el mismo número de electrones en la oxidación y reducción. Lo anterior se logra multiplicando los números, invirtiéndolos en las semireacciones en ambos lados de la ecuación

5) balancea por tanteo para encontrar los demás coeficientesa) se inicia con los coeficientes básicos de los productos b) se consideran los coeficientes básicos de los reactivos

Desarrollo

Material Reactivos 2 vasos de precipitados de 100 cm3 NaHCO3 solución al 25% peso 1 embudo H2SO4 solución al 5% de volumen 1 triangulo de porcelana Cu en polvoPapel filtro Zn en polvo 2 probetas de 100 ml HNO3 concentrado 1 pipeta graduada2 espátulas 1 anillo de fierro

Procedimiento

1.- Se colocan de 0.1 a 0.2 gramos de Cobre en un vaso de precipitado de 100 cm³ y se agregan 2 cm³ de Ácido Nítrico. Realizar esta operación en la campana de extracción.

2.- Agregar 25 cm³ de solución de Bicarbonato de Sodio al 25% en peso hasta la formación de un precipitado color azul.

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

4.- Al precipitado se le agregan 20 cm³ de solución de Ácido Sulfúrico al 5% en volumen, hasta que reaccione y se recibe en un vaso de 100 cm³.

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.

Procedimiento

Se colocan de 0.1 a 0.2 gramos de Cobre en un vaso de precipitado de 100 cm3

Se agregan 2 cm3de ácido nítrico

Agregar 25 cm³ de solución de Bicarbonato de Sodio al 25% en peso

Filtrar la solución anterior, conservando el precipitado y desechando la solución

Al precipitado se le agregan 20 cm³ de solución de Ácido Sulfúrico al 5% en volumen

Esperar a que reaccione y se recibe en un vaso de 100 cm³

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

Cuestionario

Reacciones.-

a) Cu + HNO₃ → Cu (NO₃)₂ + NO + H₂O

b) Cu (NO₃)₂ + NaHCO₃ → CuCo₃ + CO₂ + NaNO₃ + H₂O

c) CuCO₃ + H₂SO₄ → CuSO₄ + CO₂ +H₂O

d) CuSO₄ + Zn → Cu + ZnSO₄

1.- Balancear por “REDOX” la reacción del inciso a.

R= 3Cu + 8H⁰ ⁺¹N⁺⁵O⁻²3 → 3Cu⁺² (N⁺⁵O⁻²3)2 + 2N⁺²O⁻² + 4H⁺¹2O⁻²

Cu (Pierde 2 e- se oxida) Cu⁰ ⁺² 3Cu (Pierde 6 e-, se oxida) 3Cu⁰ ⁺² (Agente Reductor)

N⁺⁵ (Gana 3 e- ,se reduce) N⁺² 2N⁺⁵ (Gana 6 e- , se reduce) 2N⁺² (Agente Oxidante)

3 Cu 3

8 N 8

24 O 24

8 H 8

2.- Balancear la reacción del inciso b.

R= Cu⁺² (N⁺⁵O⁻²3)2 + 2Na⁺¹H⁺¹C⁺⁴O⁻²3 → Cu⁺²C⁺⁴O⁻²3 + C⁺⁴O⁻²2 + 2Na⁺¹N⁺⁵O⁻²3 + H⁺¹2O⁻²

1 Cu 1

2 N 2

2 Na 2

2 C 2

12 O 12

2 H 2

3.- De las reacciones a y d, indicar los elementos que se oxidan y los que se reducen.

R= d) Cu⁺²S⁺⁶O⁻²4 + Zn ---------> Cu + Zn⁰ ⁰ ⁺²S⁺⁶O⁻²4

Cu⁺² (Gana 2 e-, se reduce) Cu ⁰

Zn (Pierde 2 e- , se oxida) Zn⁰ ⁺²

a) 3Cu + 8H⁰ ⁺¹N⁺⁵O⁻²3 → 3Cu⁺² (N⁺⁵O⁻²3)2 + 2N⁺²O⁻² + 4H⁺¹2O⁻²

Cu (Pierde 2 e- se oxida) Cu⁰ ⁺²

N⁺⁵ (Gana 3 e- , se reduce) N⁺²

4.- Indicar los agentes oxidantes y reductores de las reacciones a y d.

R= d) Cu⁺² (Gana 2 e- , se reduce) Cu (Agente oxidante)⁰

Zn (Pierde 2 e- , se oxida) Zn⁰ ⁺² (Agente reductor)

a) Cu (Pierde 2 e- se oxida) Cu⁰ ⁺² (Agente Reductor)

N⁺⁵ (Gana 3 e- , se reduce) N⁺² (Agente Oxidante)

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

R= al cobre

Observaciones

Fue un poco complicado lo de las mediciones de los polvos (Cu y Zn) ya que debía de ser exacta porque si no el experimento no nos iba a resultar pude ver como gracias a la filtración que realizo el papel se forma el precipitado azul que al principio no se veía tan azul pero después de unos segundos resultó y después al agregar el zinc se forma el precipitado color como café ladrillo eso fue interesante

Conclusiones

El objetivo si se cumplió porque pudimos saber cómo es que reaccionan las soluciones con los elementos y al final como en el precipitado azul se observa el cobre de color rojizo, como que se ve veía