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Practica 6.“oxidación – reducción”.Nombres: Grupo: 1CMCarrera: Ingeniería en computaciónMateria: Química BásicaOBJETIVOS Identifique una reacción de óxido reducción.  Conozca mediante una reacción química las diferentes especies que se forman y los cambios de su número de oxidación. Identifique l...

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Practica 6. “oxidación – reducción”.

Nombres:

Grupo: 1CM24

Carrera: Ingeniería en computación Materia: Química Básica

OBJETIVOS  Identifique una reacción de óxido reducción.  Conozca mediante una reacción química las diferentes especies que se forman y los cambios de su número de oxidación.

 Identifique los agentes oxidantes y reductor de una reacción redox.  Sea capaz de verificar de forma cualitativa los cambios que se realizan en cada etapa de la reacción. FUNDAMENTO TEORICO: El número de oxidación de un átomo, también llamado estado de oxidación representa el número de electrones que un átomo pierde, gana o comparte. En los enlaces covalentes, los estados de oxidación de los átomos se determinan asignando arbitrariamente los electrones que se están compartiendo. Por ejemplo, cuando hay un enlace covalente entre dos átomos idénticos, los electrones se están compartiendo equitativamente entre ambos, ninguno está atrayendo los electrones más que el otro, y su estado de oxidación es de cero. En caso de que participen en el enlace dos átomos distintos, los electrones compartidos se asignan totalmente al átomo que tenga más atracción hacia ellos y su estado de oxidación es (más) negativo. En los compuestos iónicos que contienen iones monoatómicos, los estados de oxidación de los iones son iguales a sus cargas. A continuación, se describen las reglas más importantes para la asignación de los números de oxidación: 1.- Los elementos del grupo IA y IIA tienen estado de oxidación igual a su número de grupo (+1 y +2, respectivamente). 2.-La suma de los números de oxidación en un compuesto es “0”, y en un ion es igual a la carga del ion. 3.- En el hidrógeno el estado de oxidación es +1, excepto en los hidruros que es –1. 4.- En el oxigeno el estado de oxidación es –2, excepto en los peróxidos ((O-1)2 ), que es –1. 5.- En los elementos libres o no combinados su número de oxidación para cada átomo es “0” A continuación, se indican algunos ejemplos: Número de oxidación: 0

0

H2 (g) + O2 (g) -----------→

+1 -1 H2 O2 (1)

Número de oxidación: +1+5 –2 +1 –2 +2 –2 0 +1 –2 H NO3 + H2S -----------→ NO + S + H2O

Número de oxidación: 0 0 Zn(s) + H2 (ac) -----------→

0 0 Zn(ac) + H2 (g)

Se define a la oxidación - reducción como el proceso químico en el cual se lleva a cabo una transferencia de electrones, como en el caso de la formación de iones, o un cambio en la compartición de los mismos entre los átomos con enlaces covalentes. Como su nombre lo indica, el proceso de oxidación - reducción, comprende en realidad a dos procesos simultáneos; Si una sustancia “pierde” electrones, (es decir se oxida, su número de oxidación aumenta), debe haber otra que los “gane” (es decir se reduce, su número de oxidación disminuye). A la sustancia que se oxida se denomina agente reductor, mientras que la sustancia que sufre la reducción se denomina agente oxidante. Por ejemplo en las reacciones anteriores el Nitrógeno pasa de un estado de oxidación de +5 a uno de +2, es decir se reduce. Las reacciones oxidación-reducción se pueden llevar a cabo en soluciones acuosas, en sólidos, como en metales y no metales y en gases. Algunos ejemplos de procesos de oxido-reducción que ocurren en la vida diaria son el recubrimiento electrolítico de delgadísimas capas de oro o plata en los chips para computadoras, el revelado de fotografías, las celdas eléctricas para calculadoras, termostatos, televisores, el proceso de fotosíntesis de las plantas que transforman energía en compuestos químicos entre otros muchos. Para saber si en una reacción química se lleva a cabo una oxidación - reducción, se hace la revisión de los números de oxidación, como en los ejemplos descritos anteriormente.

Material y equipo:         

2 vasos de precipitados de 150 mL 1 matraz erlenmeyer de 125 mL 1 pizeta de plástico 1 embudo Papel filtro Papel tornasol o pH 1 Probeta graduada de 25 mL 3 pipetas de 10 mL 1 Parrilla eléctrica

Sustancias:  Cobre en polvo de cobre (Cu(s))  Acido nítrico diluido en agua destilada (1:1) (HNO3(ac))

 Hidróxido de sodio al 10% (NaOH(ac))  Acido sulfurico diluido en agua destilada (1:1) (H 2SO4(ac))  Barras de hierro (Fe(s))

Método de operación:

1.En un Matraz Erlenmeyer de 125ml, con una espatula, colocar aprox, 0.2g de polvo de cobre (la cantidad que cubra la punta de la espatula, no es necesario pesar).

2.-Con una pipeta graduada adicione aproximadamente 4 ml. (de uno en uno) de HNO3(ac) diluido. Esta accion e levara acabo con mucha ya que la reaccion desprende gases rritantes de color cafe. Deje que la reaccion termine.(La reaccion termina cuando el cobre presencia del acido nitrico se convierte en una solucion de nitrato de cobre ll (Cu(NO3 )2) de color azul cielo).

3.-Una vez terminada la reaccion, se adicionan 25 ml de H2O destilada, con el fin de obtener una solucion diluida de nitrato de cobre || (Cu(NO3)2).

4.-A la solucion diluida de nitrato de cobre ll, se le adicionan 10 ml de la solucion de NaOH al 10%de uno en uno y se agita entre adicion y adicion, hasta que la solucion de nitrato de cobre ll cambie su pH (mayor de 7) y el color de la solucion sea de color azul intenso con la presencia de un precipitado. En ese momento se tendra una solucion alcalina. El precipitado que se formo en solucion de color azul intenso (suspension)es hidroxido de cobre ll: (Cu(OH)2).

5.- Para corroborar el valor de pH pida al profesor una escala de 6.-A la suspension de Hidroxido de cubre Il: Cu (OH), se agregan 15 ml. de H2O destilada resbalando por la pared del matraz Erlenmeye, en una parrilla electrica se calienta suavemente y agitando hasta que el color inicial cambie a color negro Este precipitado es el oxido de cobre || (Cuo).

7.-Se arma un sistema(pregunte al profesor(a), para filtrar la solucion obtenida de oxido de cobre: se coloca en el embudo de vidrio un papel filtro previamente doblado. El embudo se sostiene de tal manera que la punta del embudo se encuentre dentro de un vaso de precipitados de 150 ml. Apoyandose de una franela

8.-A continuacion lave el precipitado de oxido de cobre 2 veces, con 5 ml de agua cada vez. 9.-Despues de haber lavado 2 veces el precipitado, quite el vaso de precipitados que contiene el segundo producto, (agua), y ponga un vaso de precipitados de 150 ml limpio seco. 10.- Con una pipeta adicione acido sulfurico(H2SO), gota a gota (aproximadament 7 ml), al precipitado de oxido de cobre de color negro hasta que todo este producto, reaccione con el acido sulfurico. En este paso el precipitado negro se convierte a sulfato de cobre (CuSO) por la adicion del H2SOn. 11.- Transfiera la solucion de sulfato de cobre de color azul claro, que recogio en el vaso de precipitados, en un tubo de ensaye, y adicione la barra de hierro (Fe), rotule el tubo de ensaye con su equipo y grupo, dejelo en el laboratorio para dar tiempo a que se lleve a cabo la ultima reaccion entre el sulfato de cobre en presencia de hierro metalico.

12.-Despues de dos dias, debe regresar al laboratorio para solicitar su tubo de ensayo a los tecnicos de laboratorio y anote sus observaciones (puede incluir fotos) para esta ultima reaccion.

Tabla de Resultados: Compuesto Formado

Nombre

Color

Cu (NO3)2(ac)

Nitrato de Cobre

Azul

Número de oxidación de cada átomo Cu+2 (NO-13)2

Cu (OH)2(ac)

Hidróxido de Cobre

Turquesa

Cu+2 (OH-1)2

CuSO4(ac)

Sulfato de Cobre

Azul brillante

Cu+2SO-24

FeSO4(ac)

Sulfato de fierro

Café verdoso

Fe+2SO-24

Cu(s)

Cobre

Color Cobre

Cu0

CuO

Oxido de Cobre

Gris

Cu+2O-2

Cuestionario: 1.- Considere las cinco reacciones que se experimentaron. Identifique cuales resultaron ser oxidación- reducción

•

Cu+2 S+6 O-2 ox

•

Fe+2 S+6 O-2 red

•

Cu0 ox

•

Cu+2 O-2 red

•

Cu+2 O-6 red

•

Cu+2 O-2 M+2 ox

2.- Balancee correctamente cada una de las reacciones resultantes. Identifique a la sustancia que resultó ser el agente oxidante y agente reductor, así como a la sustancia oxidada y a la sustancia reducida. Oxidantes: 0 -2

0-2 Reductores: Cu Cu 3.-De qué manera interviene un ácido y/o medio alcalino en una reacción oxidación/reducción. Intervienen ya que algunas reacciones ocurren en medios ácidos o alcalinos, y a la hora del balanceo, se emplean H20, H, y OH- dependiendo el caso. 4.-Definir: Agente oxidante: es un compuesto químico que oxida a otra sustancia en reacciones electroquímicas o redox. Agente reductor: Aquel que cede electrones a un agente oxidante. Sustancia oxidada: Molécula que por las reacciones ha perdido electrones. Sustancia reducida: Molécula que ha recibido electrones. Número de oxidación: indicador del grado de oxidación de un átomo que forma parte de un compuesto. Potencia estándar redox: Producido por la reacción de dos semiceldas que no se encuentran equilibradas.

Observaciones:

Conclusión: Identificamos las reacción óxido-reducción, y fue mediante una reacción química que identificamos las especies que se forman y cambios en los números de oxidación. Por último, identificamos agentes oxidantes y reductores.

Bibliografía: https://es.khanacademy.org/science/chemistry/oxidation-reduction/redox-oxidationreduction/a/oxidation-reduction-redox-reactions http://depa.fquim.unam.mx/representaciones/enopolar.html http://www4.ujaen.es/~mjayora/docencia_archivos/bases%20quimicas/TEMA%2013.pdf...