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INSTITUTO POLITECNICONACIONALEscuela Superior de Ingeniería Químicae Industrias ExtractivasReporte 2 “Reacciones químicas de óxido-reducciónLaboratorio de Química de solucionesUnidad IProfesor:o Solís Huitrón JosuéAlumno:o Hernández Rodríguez Marco AntonioGrupo: 1MVPeriodo: 2021ObjetivoAplicar los m...

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INSTITUTO POLITECNICO NACIONAL Escuela Superior de Ingeniería Química e Industrias Extractivas Reporte 2 “Reacciones químicas de óxido-reducción Laboratorio de Química de soluciones

Unidad I Profesor: o Solís Huitrón Josué Alumno: o Hernández Rodríguez Marco Antonio Grupo: 1MV21 Periodo: 2021

Objetivo Aplicar los métodos del estado de oxidación y del ión electrón para el ajuste de las ecuaciones químicas de las reacciones químicas.

Particulares Identificar las especies químicas oxidante y reductora en una reacción de oxidación-reducción (redox) Manejar experimentalmente diversas reacciones tipo redox Actuar de forma responsable en el manejo y uso de materiales y reactivos

Introducción En química, se conoce como reacciones redox, reacciones óxidoreducción o reacciones reducción-oxidación a las reacciones químicas en las que ocurre un intercambio de electrones entre los átomos o moléculas involucrados. Ese intercambio se refleja en el cambio de estado de oxidación de los reactivos. El reactivo que cede electrones experimenta oxidación y el que los recibe, reducción. El estado de oxidación indica la cantidad de electrones que un átomo de un elemento químico cede o acepta cuando forma parte de una reacción química. Se puede interpretar también como la supuesta carga eléctrica que tendría determinado átomo si todos sus enlaces con otros átomos fuesen completamente iónicos. También se denomina número de oxidación o valencia. El estado de oxidación se expresa en números enteros, siendo cero el estado de oxidación para los elementos neutros. Así, puede tomar valores positivos o negativos dependiendo del tipo de átomo y de la reacción donde participe. Por otra parte, algunos átomos tienen estados de oxidación variables según la reacción en que estén involucrados

Actividades previas 1/2 Redacta los criterios básicos (reglas) para la asignación del número de oxidación en reactivos y productos de una ecuación química Todos los elementos en estado natural o no combinados tienen número de oxidación igual a 0. Todos los elementos del grupo IA (H2, Li, Na, K, Rb) en sus compuestos tienen número de oxidación +1. Todos los elementos del grupo IIA en sus compuestos tienen número de oxidación +2. El hidrógeno en sus compuestos tiene número de oxidación +1 excepto en los hidruros con numero de oxidación es -1. El oxígeno en sus compuestos tiene número de oxidación -2 excepto en los peróxidos cuyo número de oxidación es -1. Todos los aniones tienen carga negativa (se encuentran a la izquierda de la formula) pueden estar compuestos varios elementos y los cationes carga positiva (se encuentra del lado derecho). Las sumas de las cargas de los números de oxidación siempre deben ser igual a 0 en una molécula.

Actividades previas 2/2 1. 2.

3. 4.

5. 6.

7.

El número de oxidación de un elemento libre es cero. Por ejemplo los metales no disueltos (Cu, Zn, Al…) o los gases diatómicos (O2, Cl2, F2…). En los iones de un único átomo, el estado de oxidación o número de oxidación de dicho átomo coincide con la carga del ión. Por ejemplo, en el caso de los alcalinos catiónicos el estado de oxidación es +1 (Li +, Na+, K+…) y en el caso de los alcalinotérreos +2 (Ca+2, Mg+2…). Del mismo modo será para los demás metales, por ejemplo, en el Fe(II) el estado de oxidación es +2 y en el Fe(III) +3. El número de oxidación del flúor, F, es siempre -1, por ser el átomo más electronegativo que existe. El número de oxidación del oxígeno es siempre -2, con dos excepciones: 1. Cuando el oxígeno se combina con flúor, su número de oxidación es +2. 2. Cuando el oxígeno se halla formando un peróxido, como el peróxido de hidrógeno o agua oxigenada, H2O2, su número de oxidación es -1. El número de oxidación del hidrógeno es siempre +1, excepto en los hidruros metálicos que es -1 (por ejemplo hidruro sódico, HNa). Algunos elementos tienen distinto estado de oxidación en función del compuesto que están formando. Por ejemplo, el estado de oxidación del nitrógeno en el monóxido de nitrógeno, NO, es +2, mientras que el estado de oxidación del nitrógeno en el dióxido de nitrógeno, NO2, es +4. La suma algebraica de los números de oxidación de los elementos de un compuesto ha de ser igual a su carga, es decir: 1. Si es un compuesto neutro, la suma algebraica de sus números de oxidación será cero. 2. Si es un catión o un anión será igual a la carga del ión. Por ejemplo, en el caso del anión perclorato, ClO3–, la suma algebraica de los números de oxidación será -1. En este caso, el oxígeno tiene estado de oxidación -2, por lo que (-2)·3 = -6. De este modo, para que la suma algebraica sea -1, el estado de oxidación del cloro ha de ser +5.

Actividad 2 Experimento 1-Balance Cu0+H+1N+5O3 -2 →Cu+2(N+5O3-2)2+N+2O-2+H2+1O-2 3 (Cu0→Cu+2 Se oxida, pierde 2e |atomo1x|=2e) 2 (N+5→N+2 Se reduce, Gana 3e |atomo1x|=3e) 3Cu0+2N+5 →3Cu(NO3)2+2NO+4H2O Ecuación balanceada 3Cu+8HNO3 →3Cu(NO3)2+2NO+4H2O 8-N-8 3-Cu-3 24-O-24 8-H-8 E. O.= Cu0 E. R.= N+5 A. O.= NO A. R.= Cu(NO3)2

Experimento 2-Balance H+1Cl-1+Cu 0 → H20+Cu-2 Cl2+1 1 (2Cl-1→Cl2+1 Se oxida, pierde 2e |atomo2x|=4e) 2 (Cu0→Cu-2 Se reduce, gana 2e |atomo1x|=2e) 2Cl-1+2Cu0 → Cl2+1+2Cu-2 Ecuación balanceada 4HCl+2Cu→ 2H2+2CuCl2 4-Cl-4 2-Cu-2 4-H-4 E. O.= Cl-1 E. R.= Cu0 A. O.= Cu A. R.= HCl

Experimento 3-Balance

��26→��23=������ �22−→�21−=�����

AGENTE REDUCTOR

AGENTE OXIDANTE

Cr=3e-/1 *2=6e-

4e-Cr

C=1e-/1*2=4e-

6e-C

Ecuación balanceada 2K2Cr2O7 + 8H2SO4 + 3C2H6O + 34H2O → 2K2Cr2(SO4)4·24H2O + 3C2H2O

Experimento 4-Balance K+1Mn+7O4-2+H+1Cl-1 → K+1Cl-1+Mn+2Cl2-1+H2+1O-2 +Cl20 2 (5e+8H+MnO+1→Mn+2+4H2O) 5 (2Cl-1→Cl20+2e) 10e+16H+2MnO4-1 +10Cl-1→2Mn+2+8H2O+5Cl20 +10e Ecuación balanceada 2KMnO4+16HCl → 2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2 2-K-2 2-Mn-2 16-Cl-16 8-O-8 16-H-16 E. O.= Mn+7 E. R.= Cl-1 A. O.= KMnO4 A. R.= HCl

Experimento 5-Balance K+1Mn+7O4-2+Na+1O-2H+1→ Na3+1Mn+5O4-2+O20+K+1O-2 H+1+H2+1O-2 3 (MnO4--1→MnO4-1) 1 (2OH+H20+OH+1 → O20+ 2H+2OH+3e) 3MnO4—1+2OH+H20+OH→ 3MnO4-1+O20+H20 3MnO4—1+2OH+OH→ 3MnO4-1+O20 Ecuación balanceada 3KMnO4+6NaOH→ 3Na3MnO4+O2+2KOH+2H2O 3-K-3 3-Mn-3 6-Na-6 18-O-18 6-H-6 E. O.= O-2 E. R.= Mn+7 A. O.= KMnO4 A. R.= NaOH

Actividad 3 Numero de reacción 1

2

Características físicas Productos El NO2 es de color naranja Y el Cu(NO3)2 es de color verde.

Reactivos El cobre es de color naranja y el ácido nítrico es incoloro.

Oxidante Cu

Reductor HNO3

El cloruro de hierro es de color verde y el

El hierro es sólido y de color café. El ácido clorhídrico es incoloro.

HCl

Fe

El dicromato de potasio está en su estado sólido y de color naranja. El ácido sulfúrico esta liquido e incoloro.

2K2Cr2(So4) 4

3C2H6O

El permanganato de potasio está en su estado líquido. El ácido clorhídrico es líquido y Incoloro.

2KMnO4

2Na2S2O3

dihidrógeno es s incoloro.

3

Agente

El dicromato de potasio con agua se presentó de manera acuosa mezclada con la solución. Y el ácido sulfúrico está en su forma acuosa.

4

El hidruro de potasio estuvo líquido El Na2S4O6 está en estado acuoso

Conclusión Las reacciones redox son muy importantes para la química, además de que hay varios métodos redox para facilitar el balance de algunas ecuaciones de acuerdo con su tipo, como el método de oxidoreducción, medio básico y medio acido. Estos balances son muy importantes para prácticamente todo, algunos ejemplos podrían ser en la industria metalúrgica, alimentos, medicamentos etc. Es muy importante saber colocar los números de oxidación ya que son la base para realizar nuestro balance con cualquier método, así que es vital saber las reglas para la asignación de números de oxidación. De esta manera la practica me pareció interesante ya que me ayudo a clarificar dudas y mejorar la manera en la que hacia estos balances.

Referencias  Maria Estela Raffino (2020) “Reacciones redox” https://concepto.de/reacciones-redox/#:~:text=En%20qu %C3%ADmica%2C%20se%20conoce%20como,los %20%C3%A1tomos%20o%20mol%C3%A9culas %20involucrados.&text=Tambi%C3%A9n%20se%20denomina %20n%C3%BAmero%20de%20oxidaci%C3%B3n%20o %20valencia. 

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Gómez Ruiz H. (2007). Facultad de química UNAM. Equilibrios Redox. http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/REDOX_12 76.pdf Instituto Tecnológico de Sonora (2009) “REGLAS PARA ASIGNAR NUMEROS DE OXIDACIÓN” https://es.slideshare.net/tango67/reglas-para-asignar-nmeros-deoxidacin...