Practica No. 3
“Oxidación- Reducción”

Laboratorio de Química Básica


Practica “Oxidacion- Reduccion”
1 Objetivo
El alumno conocera un proceson de oxidacion-reduccion.
2 Consideraciones teoricas
Una reacción de óxido-reducción (o REDOX) es aquella en la cual una sustancia transfiere electrones a otra sustancia.
Este tipo de reacciones juega un papel importante en nuestro quehacer cotidiano; por ejemplo, los procesos que nuestro cuerpo realiza para metabolizar los alimentos y asi obtener la energía necesaria para su funcionamiento incluyen reacciones de óxido reducción; los antisépticos que protegen de enfermedades y los procedimientos que revelan los rollos fotográficos son reacciones de óxido-reducción. El funcionamiento de la batería de un automóvil, el de una linterna y el blanqueador para ropa, son ejemplos de dispositivos y sustancias que implican estas reacciones.

En ellas, la sustancia que pierde electrones se dice que se oxida; la sustancia que gana electrones se dice que se reduce. Por lo tanto, en una reacción de óxido-reducción, si una sustancia se oxida, debe existir otra que se reduce en la misma reacción. Nunca pueden existir los procesos aislados.
La sustancia que pierde electrones, es decir, la que se oxida, se llama agente reductor ya que provoca que otra sustancia experimente una reducción.
La sustancia que gana electrones, es decir, la que se reduce, se llama agente oxidante porque produce la oxidación de otrasustancia.
2.1 Oxidación
La oxidación es una reacción química muy poderosa donde un elemento cede electrones, y por lo tanto aumenta su estado de oxidación.3 Se debe tener en cuenta que en realidad una oxidación o una reducción es un proceso por el cual cambia el estado de oxidación de un compuesto. Este cambio no significa necesariamente un intercambio de electrones. Suponer esto -que es un error común- implica que todos los compuestos formados mediante un proceso redox son iónicos, puesto que es en éstos compuestos donde sí se da un enlace iónico, producto de la transferencia de electrones.
Por ejemplo, en la reacción de formación del cloruro de hidrógeno a partir de los gases dihidrógeno y dicloro, se da un proceso redox y sin embargo se forma un compuesto covalente.
Estas dos reacciones siempre se dan juntas, es decir, cuando una sustancia se oxida, siempre es por la acción de otra que se reduce. Una cede electrones y la otra los acepta. Por esta razón, se prefiere el término general de reacciones redox.
La propia vida es un fenómeno redox. El oxígeno es el mejor oxidante que existe debido a que la molécula es poco reactiva (por su doble enlace) y sin embargo es muy electronegativo, casi como el flúor.
La sustancia más oxidante que existe es el catión KrF+ porque fácilmente forma Kr y F+.
El nombre de 'oxidación' proviene de que en la mayoría de estas reacciones, la transferencia de electrones se da mediante la adquisición de átomos deoxígeno (cesión de electrones) o viceversa. Sin embargo, la oxidación y la reducción puede darse sin que haya intercambio de oxígeno de por medio, por ejemplo, la oxidación de yoduro de sodio a yodo mediante la reducción de cloro a cloruro de sodio:
2 NaI + Cl2 → I2 + 2 NaCl
2.2 Reducción
Es el proceso electroquímico por el cual un átomo o ion gana electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación. Este proceso es contrario al de oxidación.
Cuando un ion o un átomo se reducen presenta estas características
Gana electrones.
Actúa como agente oxidante.
Es reducido por un agente reductor.
Disminuye su estado o número de oxidación.
Ejemplo
El ion hierro (III) puede ser reducido a hierro (II):
Fe3+ + e− → Fe2+
En química orgánica, la disminución de enlaces de átomos de oxígeno a átomos de carbono o el aumento de enlaces de hidrógeno a átomos de carbono se interpreta como una reducción. Por ejemplo
CH≡CH + H2 → CH2=CH2 (el etino se reduce para dar eteno).
CH3–CHO + H2 → CH3–CH2OH (el etanal se reduce a etanol).

2.3 Número de oxidación
La cuantificación de un elemento químico puede efectuarse mediante su número de oxidación. Durante el proceso de oxidación, el número de oxidación del elemento aumenta. En cambio, durante la reducción, el número de oxidación de la especie que se reduce disminuye. El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un enlacedeterminado.
El número de oxidación
Aumenta si el átomo pierde electrones (el elemento químico que se oxida), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos.
Disminuye cuando el átomo gana electrones (el elemento químico que se reduce), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a cederlos.
2.4 Reglas para asignar el número de oxidación
El número de oxidación de todos los elementos sin combinar es cero. Independientemente de la forma en que se representen.
El número de oxidación de las especies iónicas monoatómicas coincide con la carga del ion.
El número de oxidación del hidrógeno combinado es +1, excepto en los hidruros metálicos, donde su número de oxidación es –1 (ej: AlH3, LiH
El número de oxidación del oxígeno combinado es –2, excepto en los peróxidos, donde su número de oxidación es –1 (ej.:Na2O2, H2O2).
El número de oxidación en los elementos metálicos, cuando están combinados es siempre positivo y numéricamente igual a la carga del ion.
El número de oxidación de los halógenos en los hidrácidos y sus respectivas sales es –1, en cambio el número de oxidación del azufre en su hidrácido y respectivas sales es –2.
El número de oxidación de una molécula es cero. O lo que es lo mismo, la suma de los números de oxidación de los átomos de una molécula neutra es cero.
2.5 Procedimiento para balancear ecuaciones por el método de óxido-reducción
Paso 1. Asignar correctamente el número de oxidación a todos los átomos queparticipan en la reacción.
Paso 2. Identificar los átomos de los elementos que cambiaron su número de oxidación al pasar de reactivo a producto. Es decir, determinar el elemento que se oxida y el que se reduce.
Paso 3. Escribir la semirreacción de oxidación y la de reducción para cada elemento según se trate. Balancear cada semirreacción en cuanto al número de átomos del elemento e indicar el número total de electrones ganados o perdido.
Paso 4. Balancear la cantidad de electrones ganados o perdidos, de tal forma que sea la misma cantidad en ambas semirreacciones. Para esto se debe multiplicar la semirreacción de oxidación por el número de electrones ganados por el elemento que se reduce, y la semirreacción de reducción por el número de electrones perdidos por el elemento que se oxida. Es decir, el número de electrones ganados y perdidos debe ser igual (Ley de conservación de la masa).
Paso 5. Sumar las dos semirreacciones para obtener una sola. Los coeficientes encontrados se colocan en las fórmulas que corresponden en la ecuación original.
Paso 6. Por último, se termina de balancear la ecuación por el método de las aproximaciones, en el orden de elementos siguientes: metal, no metal, hidrogeno y oxígeno.
3 Material y reactivos
3.1 material
2 vasos de precipitados de 100 cc.
1 embudo.
1 Triangulo de porcelana
Papel Filtro
3.2 reactivos
NaHCOa‚ƒ solucion al 25% de peso.
Ha‚‚SOa‚„ solucion al 5% del columen
Cu en polvo
Zn en polvo
HNOa‚ƒconcentrado.
4 Desarrollo experimental
4.1 Procedimiento
1) Se colocan de 0.1 a 0.2 gramos de Cobre en un vaso de precipitados de 100cc. Y se agregan 2cc. De HNOa‚ƒ. REALIZAR ESTA OPERACIÓN EN LA CAMPANA DE EXTRACCION.
2) Agregar 25 cc. De solucion de bicarconato de Sodio al 25% en peso hasta la formacion de un precipitado azul.
3) Se porocede a filtrar la solucion anterior, conservando el precipitado y desechando la solucion.
4) Al precipitado se le agregan 20 cc. De solucion de ácido sulfúrico al 5% en volumen, hasta que reaccione y se recibe en un vaso de 100cc
5) A la solucion anterior se le agregan de 0.1 a 0.2 gramos de Zinc en polvo y se agita continuamente hasta la formacion de un precipitado de color rojo ladrillo o café.







4.2 Reacciones

A. Cu + HNOa‚ƒ Cu(NOa‚ƒ)a‚‚ + NO + Ha‚‚O
B. Cu(NOa‚ƒ)a‚‚ + NaHCOa‚ƒ CuCOa‚ƒ + COa‚‚ + NaNOa‚ƒ + Ha‚‚O
C. CuCOa‚ƒ + Ha‚‚SOa‚„ CuSOa‚„ + COa‚‚ + Ha‚‚O
D. CuSOa‚„ + Zn Cu + ZnSOa‚„
5 Cuestionario

1) Balancear por el metodo de ”Redox” la reacción del inciso A
Paso 1
Cu0 + H+1 N+5Oa‚ƒ-2 Cu+2 (N+5Oa‚ƒ-2 )a‚‚ + N+2O-2 + Ha‚‚+1 O-2
Paso 2
El Naµ N2 gana 3 electrones,se reduce
El Cua° Cu2 pierde 2 electrones, se oxida
Paso 3
Naµ + 3e- N2
Cua° - 2e- Cu2

Paso 4
2 Naµ + 6e- 2 N2
3 Cua° - 6e- 3 Cu2
Paso 5
2 Naµ + 6e- 2 N2
+ 3 Cua° - 6e- 3 Cu2
2 Naµ + 3 Cua° 2 N2 + 3 Cu2
3 Cu + 2 HNOa‚ƒ 3 Cu(NOa‚ƒ)a‚‚ + 2 NO + Ha‚‚O
Paso 6
3 Cu + 8 HNOa‚ƒ 3 Cu(NOa‚ƒ)a‚‚ + 2 NO + 4 Ha‚‚O

2) Balancear la reacción del inciso B
Cu(NOa‚ƒ)a‚‚ + 2 NaHCOa‚ƒ CuCOa‚ƒ + COa‚‚ + 2 NaNOa‚ƒ + Ha‚‚O
3) De las reacciones A y D, indica los elementos que se oxidan y los que se reducen.
En la reacción A
El Naµ se reduce y pasa a N2
El Cua° se oxida y pasa a Cu2
En la reacción D
El Cu2 se reduce y pasa a Cua°
El Zna° se oxida y pasa a Zn2
4) Indicar los agentes oxidantes y reductores de las reacciones A y D
En la reacción A
El agente oxidante es el Nitrógeno, el agente reductor es el Cobre.
En la reacción D
El agente oxidante es el Cobre, el agente reductor es el Zinc

5) sA qué sustancia corresponde el precipitado de color rojo o café obtenido en el punto 5?
Al cobre
6 Observaciones
Es necesario tener precaución en el manejo de estos elementos son químicos, que puedendañarnos, a mí y a mis compañeros.
Es importante no estar tan cerca de las sustancias durante las reacciones ya que algunas sacan gases y que al inhalarlos nos podemos intoxicar.
Importante es también, llevar a cabo las mediciones correctamente ya que una variación en la masa de las sustancias nos entregara resultados erróneos.
Es interesante hacer notar el cambio de color presente en el cobre desde el rojo-café original hasta un verde azulado, gris y luego retorna al color original.

7 Conclusiones
Al concluir la realización de la práctica hemos logrado cumplir con objetivo de esta, ya que durante el desarrollo de la misma hemos podido constatar de manera tangible la transformación que sufrio el cobre, durante las diversas etapas del experimento.
Debido a las diferentes reducciones y oxidaciones que sufre el cobre durante la práctica, pasa de ser un polvo rojizo café, que después cuando se mezcla con HNOa‚ƒ, cambia su apariencia por una masa verde-azulado y luego al mezclarse con el Zn readquiere el color original del polvo (rojizo- café).


8 Bibliografía
Brown, Theodore L., cols. “Química, la ciencia central”
Decimoprimera edición. PEARSON EDUCACION, México, 2009 Paginas: 1240

Casabó i Gispert, Jaume. “Estructura Atómica y Enlace Químico”
EDITORIAL REVERTE S.A. Barcelona España, 1997 Paginas: 392

Morris Hein, Susan Arena. “Fundamentos de Química”
Doceava Edición TRAD. José A. Velasco Carreto. CENGAGE Learning.