PRACTICA No. 6 OXIDO REDUCCION I

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1 ESCUELA DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA GENERAL QUÍMICA GENERAL II PRACTICA No. 6 OXIDO REDUCCION I 1. INTRODUCCION: El estudio de óxido-reducción es quizá uno de los procesos General II. más importantes del curso de Química Entendido como la transferencia de electrones, REDOX es un proceso reactivo en el cual tienen que participar obligadamente dos tipos de sustancias, una que ceda los electrones y otra que los acepte. Desde luego, la sustancia que los cede, induce a la otra sustancia a que los acepte. Del mismo modo, la sustancia que los acepta, induce a la otra a cederlos. Las sustancias que reaccionan en un proceso REDOX, pueden clasificarse como reducidas u oxidadas, según el cambio que se opera en su propia estructura. O bien, como OXIDANTE O REDUCTORA, de acuerdo a la FUNCIÓN INDUCTORA que dentro del proceso lleva a cabo cada una de ellas. La Ley de Conservación de la materia sirve de base para la igualación, balance y/o balanceo de las ECUACIONES QUÍMICAS que representan a estas reacciones. Los métodos usados en dicho balanceo son el del estado de oxidación y el del ión electrón. Independiente de esto, las REACCIONES REDOX pueden efectuarse en MEDIO ÁCIDO o en MEDIO BÁSICO. Y para balancearlas tienes especificaciones para cada caso. 2. OBJETIVOS: 2.1. Retroalimentar el proceso enseñanza-aprendizaje del tema óxido-reducción y el de nomenclatura química Continuar propiciando que el estudiante desarrolle habilidad para el balanceo racional de las ecuaciones químicas redox Asistir personalizadamente al estudiante para que logre el balanceo racional de las ecuaciones en mención, tanto en medio ácido como en medio alcalino Lograr que el estudiante identifique teóricamente sustancias: oxidante, reductora, oxidada y reducida. 3. PRELABORATORIO: NOTA: En esta práctica no se incluirá diagrama de flujo en el pre-laboratorio ni en el cuaderno Enumerar las etapas para balancear una reacción redox, por el método del estado de oxidación.

2 3.2. Enumerar las etapas para balancear una reacción redox, por el método de ión electrón en medio alcalino y en medio ácido Escriba las fórmulas correspondientes a los siguientes compuestos y balancee la ecuación por el método del estado de oxidación. Bromuro de Potasio + Ácido Sulfúrico Sulfato de Potasio + Bromo Molecular + Anhídrido Sulfuroso + Agua 3.4. Las ecuaciones verbales que se proponen en el procedimiento, deberá presentarlas con fórmulas, una en cada página del cuaderno de laboratorio. 4. PROCEDIMIENTO: PRIMERA PARTE 4.1. Las sustancias de la fila superior A después de reaccionar se convirtieron en los productos de la fila inferior B, en base del cambio del número de oxidación. Indicar lo que se solicita en los numerales a debajo de ambas filas: A REACTIVOS H 2 SO 4 NiS PH 3 K 2 HAsO 4 MnO 2 As 2 O 3 Cr 2 O 7 2- NaClO 3 B PRODUCTOS SO 2 NiSO 4 H 3 PO 4 KAsO 2 MnO 4 - AsO 4 3-2Cr 3+ NaCl Se oxidan Se reducen Son Agentes oxidantes Son agentes reductores Pierden electrones Aceptan electrones Nombre de los reactivos Nombre de los productos 4.2. Para el desarrollo de esta parte de la práctica puede hacer uso de: libro de texto, Notas de clase, folleto de nomenclatura, consultas al profesor El profesor de laboratorio indicará las ecuaciones verbales que habrá de balancear. En conjunto con su grupo de trabajo y el método que debe usar para dicho balanceo. Las que no se lleven a cabo en el período de laboratorio, deberá HACERLAS EN CASA y presentar en su cuaderno como CUESTIONARIO Las ECUACIONES VERBALES que se le proponen son las siguientes: Página2

3 MEDIO ÁCIDO Nitrito de Potasio + Permanganato de Potasio + Ácido Sulfúrico Nitrato de Potasio + Sulfato de Potasio + Sulfato de Manganeso + Agua Sulfato de Hierro (II) + Permanganato de Potasio + Ácido Sulfúrico Sulfato de Hierro (III) + Sulfato de Potasio + Sulfato de Manganeso (II) + Agua Sulfuro de Hidrógeno + Dicromato de Potasio + Ácido Sulfúrico Azufre + Sulfato de Potasio + Sulfato de Cromo (III) + Agua. MEDIO ALCALINO Dióxido de Manganeso + Clorato de Potasio + Hidróxido de Potasio Manganato de Potasio + Cloruro de Potasio + Agua Yoduro de cromo (III) + hidróxido de potasio + cloro molecular cromato de potasio + peryodato de potasio + cloruro de potasio + Agua Oxido de Bismuto (III) + Bromo Molecular + Hidróxido de Potasio Bismutato de Potasio + Bromuro de Potasio + Agua. Página3

4 BALANCEO DE ECUACIONES DE OXIDACION-REDUCCION Los principios de la oxidación-reducción son la base de dos métodos sencillos y sistemáticos para el balanceo de estas ecuaciones. Si se conocen todos los productos de la reacción, el balanceo puede realizarse con el método del ión-electrón o mediante el método del estado de oxidación. Cuando el estudiante haya adquirido más experiencia, será capaz de predecir algunos o todos los productos si recuerda hechos como los siguientes: a) Si se reduce un halógeno libre, el producto de la reducción debe ser el ión halogenuro (carga = -1). b) Si se oxida un metal que sólo tiene una valencia positiva, el estado de oxidación del producto es obvio. c) Las reducciones del ácido nítrico concentrado llevan a NO 2, mientras que la reducción del ácido nítrico diluido puede llevar a NO, N 2, NH 4 + u otros productos, según la naturaleza del agente reductor y del grado de dilución. d) El ión permanganato, MnO 4-, se reduce a Mn 2+ en solución ácida. El producto de reducción del permanganato en solución neutra o alcalina puede ser MnO(OH), MnO 2, MnO e) Si se reduce un peróxido, el producto de reducción debe contener oxígeno en el estado de oxidación II, como en el H 2 O u OH -. Si se oxida un peróxido, se forma oxígeno molecular. f) El dicromato, Cr 2 O 7 2-, se reduce en disolución ácida Cr 3+. METODO DEL ESTADO DE OXIDACION: 1. Escribir la ecuación completa de la reacción. 2. Determinar el número de oxidación de cada uno de los elementos de la reacción. 3. Identificar los cambios de estado. 4. Identificar los elementos con cambio de número de oxidación 5. Determinar las semirreacciones de oxidación y de reducción. 6. Balanceo de masas. 7. Balanceo de cargas, utilizando electrones. 8. Igualar electrones transferidos; multiplicando la semirreacción de oxidación con los electrones ganados y la semirreacción de reducción con los electrones perdidos. 9. Sumar la suma de las semirreacciones, cancelándose los electrones. 10. Luego integrar las proporciones de átomos que indica el balanceo a la ecuación original; y balancear por simple inspección. 11. Verificar balanceo. Página4

5 METODO DEL ION-ELECTRON: 1. Escribir la ecuación molecular de la reacción, considerando el estado físico de los reactivos y productos. 2. Considerando las reglas de solubilidad, escribir la ecuación iónica de la reacción. 3. Escribir la ecuación iónica neta. 4. Escribir las ecuaciones parciales correspondientes, de acuerdo al cambio que se presenta de reactivos a productos. 5. Ajuste los elementos distintos a H 2 O, H +, OH - y O Si el medio es ácido: 6.1. Se ajusta primero el oxígeno, por cada átomo de oxígeno en exceso en un lado se agrega una molécula de agua del otro lado y dos iones hidronio del mismo lado. 7. Si el medio es alcalino: 7.1. Se ajusta primero el oxígeno, por cada átomo de oxígeno en exceso en un lado se agrega una molécula de agua del mismo lado y del otro lado dos iones hidroxilo Si el hidrógeno no está balanceado, por cada hidrógeno agregar un ión hidroxilo del mismo lado y una molécula de agua del otro lado. 8. Balancear el número de cargas agregando electrones: 8.1. Si los electrones se agregan del lado de los productos, es la Ecuación Parcial de Oxidación Si los electrones se agregan del lado de los reactivos, es la Ecuación Parcial de Reducción. 9. Igualar electrones, verificar átomos y cargas. 10. Escribir la ecuación molecular balanceada. 11. Verificar balanceo (masas y cargas) Página5