Informe Nº5 (Ensayos de Oxidacion y Reduccion)

 

ENSAYOS DE OXIDACION Y REDUCCIÓN 1. MARCO TEORICO. Definición. El término OXIDACIÓN comenzó a usarse para indicar que un compuesto incrementaba la proporción de átomos de Oxígeno. Igualmente, se utilizó el término de REDUCCIÓN para indicar una disminución en la proporción de oxígeno.  Actualmente,  Actualme nte, ambos conceptos no van ligados a la mayor o menor presencia de Oxígeno. Se utilizan las siguientes definiciones:   OXIDACIÓN: Pérdida de electrones (o aumento en el número de oxidación).

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  REDUCCIÓN: Ganancia de electrones (o disminución en el número de

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oxidación).

oxidación Siempre que se produce una debe producirse simultáneamente una reducción. Cada una de estas reacciones se denomina semirreacción.

ESTADO DE OXIDACIÓN (E.O.) (O NÚMERO DE OXIDACIÓN). “Es la carga que tendría un átomo si todos sus enlaces fueran iónicos , es decir, considerando todos los enlaces covalentes polares como si en vez de tener fracciones de carga tuvieran cargas completas”.  completas”.   En el caso de enlaces covalentes polares habría que suponer que la pareja de electrones compartidos están totalmente desplazados hacia el elemento más electronegativo. El E.O. no tiene porqué ser la carga real que tiene un átomo, aunque a veces coincide.

Principales estados de oxidación.   Todos los elementos en estado neutro tienen E.O. = 0.

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  El oxígeno (O) en óxidos, ácidos y sales oxácidas tiene E.O. = –2.  –2.

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  El hidrógeno (H) tiene E.O. = –1  –1 en los hidruros metálicos y +1 en el resto de

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los casos que son la mayoría.   Los metales formando parte de moléculas tienen E.O. positivos.

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Ejemplos

CO2: el átomo de C forma dos enlaces covalentes con dos átomos de O más  –

electronegativo que él. Comparte los 4e  pero para saber cuáles son los E.O. hay que suponer que el C los pierde, y que el O los gana, con lo cual la carga que tendría el C sería “+4” y la del O “–2” ⇒ E.O. (C) = +4; E.O. (O) = – = –2. 2. El S tiene estados de oxidación +2, +4 y +6 según comparta 2, 4 o los 6 electrones de valencia con un elemento más electronegativo (por ejemplo O).

2. OBGETIVOS DE LA PRÁCTICA. 2.1.

OBGETIVO GENERAL. Conocer que cambios sufren cuando se hacen reaccionar algunos oxidantes con un reductor.

2.2.

OBGETIVOS ESPESIFICOS.  

Observar como actúa un compuesto oxidante. 

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Observar como actúa un compuesto reductor. 

3. MATERIALES Y REACTIVOS.

4. PROCEDIMIENTO DE LA PRÁCTIC  

 

 

5. CALCULOS Y REACCIONES.

6. CONCLUSIONES.  

Podemos concluir que todos los compuestos en la naturaleza al entrar en contacto y las condiciones necesarias sufren un efecto llamado oxidación,   Pero también sufren otro fenómeno llamado reducción esto se conoce como reacciones redox.

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En una reacción como se mencionó anteriormente (redox) actúan un agente reductor y otro oxidante, es decir que un compuesto que actúa en la reacción se oxida y el otro reactivo se reduce.  

7. RECOMENDACIONES.  

Los estudiantes durante la práctica tienen que poner toda atención posible para poder observar lo que ocurre en la práctica de laboratorio. 

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Los materiales y reactivos de laboratorio deben ser manipulados con sumo cuidado y ser supervisados por el docente para más seguridad. 

8. CUESTIONARIO. 8.1.

Dibujar o esquematizar, con los nombres respectivos (equipos, materiales, reactivos) lo realizado en la práctica de laboratorio.  

 

 

8.2.

¿Por qué al verter la solución de permanganato de potasio, dicromato de potasio sobre la solución de oxalato de amonio, sulfato sulfa to ferroso o alcohol hay cambios de color? 

8.3.

¿Qué le sucedió al permanganato de potasio o dicromato di cromato de potasio durante la reacción que ha pasado en el ion manganato de 7+ o cromato de 6+ de estos compuestos? 

8.4.

¿Qué se le sucedió al sulfato ferroso durante la reacción, que cambio sufrió el ion ferroso de este compuesto? 

 

8.5.

Escribir las ecuaciones para la reacción del permanganato de potasio frente al ion ferroso o alcohol y el dicromato de potasio frente al sulfato de potasio.

8.6.

¿Podría deducir la importancia de que tienen las reacciones de óxido reducción en la química?

8.7.

¿Qué ocurre con el Hipoclorito de sodio frente al yoduro de potasio, como se identifica la presencia del Yodo en la solución?

8.8.

Escribir la ecuación para para la reacción del Hipoclorito de sodio frente al Yoduro de potasio.

8.9.

Indicar las reacciones de óxido reducción distinta a los que se han estudiado.

8.10. ¿Por qué generalmente no se usan indicadores en reacciones de óxido y reducción?

 

8.11. Si hago reaccionar ácido clorhídrico con zinc, considera que es una reacción Redox por que iguale la reacción.

8.12. Al calentar hipoclorito potásico, se transforma en cloruro y en clorato potásico, escribir la ecuación de este e igualar por el método del número de oxidación.

8.13. El ácido nítrico muy diluido al actuar sobre el zinc o sobre el hierro forma nitrato de zinc o nitrato férrico y se reduce al amoniaco, que con ácido forma nitrato amónico, escribir las ecuaciones correspondientes a estos procesos e igualarlos por ion electrón.

 

 

9. BIBLIOGRAFIA.   http://www.shodor.org/unchem/advanced/redox/redoxcalc.html  

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  http://library.kcc.hawaii.edu/external/chemistry (Ejercicios redox con solución en el apartado III)  

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  Oxidación y reducción (2011). I.E.S. Clara Campoamor (Getafe)

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