OXIDO REDUCCIÓN
AUTORES Luna Alejandra Cubillos 1, Pablo Andrés Rondón 1, Paula Herrera 2
RESUMEN En este informe se presenta una breve investigación a cerca de reacciones de oxido reducción, estas son aquellas que corresponden a la acción de un cuerpo oxidante sobre un cuerpo reductor, que da lugar a la reducción del oxidante y a la oxidación del reductor. Para poner en práctica lo investigado se realizo una visita al laboratorio en la cual se pusieron a reaccionar varios reactivos como: zinc, nitrato de plomo, hierro sulfato de cobre, estaño, magnesio, sulfato de zinc y nitrato de plata, entre otros; para así observar como los elementos con mayor facilidad de oxidación reaccionaban con los de menor facilidad de oxidación, identificando el agente oxidante y el agente reductor. Dicho así de la práctica se pudo concluir que los elementos con mayor facilidad de oxidación desplazan a los de menor oxidación, creando así nuevos compuestos.
PALABRAS CLAVE Oxido reducción, agente reductor, agente oxidante, numero de oxidación.
INTRODUCCIÓN Teniendo en cuenta que una reacción es ―un proceso en el que una o más sustancias — los reactivos— se transforman en otras sustancias diferentes —los productos de la reacción‖, se puede introducir el concepto de oxido red ucción.
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Facultad de Ingeniería Civil. Primer semestre. Química grupo 17 Facultad de Ingeniería Ambiental. Primer semestre. Química grupo 17
Oxido Reducción: Dicho así una reacción de oxido reducción, hace referencia a una reacción química correspondiente a la acción de un cuerpo oxidante sobre un cuerpo reductor, que da lugar a la reducción del oxidante y a la oxidación del reductor.
TABLA 1. Variación facilidad de oxidación Oxidante y reductor: Un oxidante es un compuesto químico que oxida a otra sustancia en reacciones electroquímicas o redox. En estas reacciones, el compuesto oxidante se reduce. Básicamente:
El oxidante se reduce
El reductor se oxida
Todos los componentes de la reacción tienen un
En estas reacciones se da un
número de oxidación
intercambio de electrones
Agentes oxidantes y sus productos de oxidación
Agente
Producto
O2 oxígeno
Varios, incluyendo óxidos, H 2O, ó CO2
O3 ozono
Varios, incluyendo cetonas y aldehídos, ver ozonólisis
F2 flúor
F –
Cl2 cloro
Cl –
Br 2 bromo
Br –
I2 iodo
I –
ClO – hipoclorito
Cl –
ClO3 – clorato
Cl –
HNO3 ácido nítrico
NO óxido nítrico, NO2 dióxido de nitrógeno
Cromo hexavalente
Cr 3+
MnO4 – permanganato
Mn2+ (ácido) or MnO2 (básico)
H2O2, otros peróxidos
Varios, incluyendo óxidos como el H 2O
Por otro lado un agente reductor es aquel que cede electrones a un agente oxidante. Existe un método químico conocido como reacción de oxidación-reducción, o también llamado como reacciones redox, esta reacción se considera como reacciones de transferencia de electrones. Asimismo, La mayoría de los elementos metálicos y no metálicos se obtienen de sus minerales por procesos de oxidación o de reducción. Una reacción redox consiste en dos semireacciones, una semi-reacción implica la pérdida de electrones de un compuesto, en este caso el compuesto se oxida, mientras que en la otra semi-reacción el compuesto se reduce, es decir gana los electrones, uno actúa como oxidante y el otro como reductor. Como ejemplos tenemos:
Carbón
Monóxido de carbono
Muchos compuestos ricos en carbón e hidrógeno.
Elementos no metálicos fácilmente oxidables tales como el azufre y el fósforo.
Sustancias que contienen celulosa, tales como maderas, textiles, etc.
Muchos metales como aluminio, magnesio, titanio, circonio
Los metales alcalinos como el sodio, potasio, etc.
Dicho así un claro ejemplo de un agente reductor y oxidante sería la siguiente: Una disolución acuosa de iones Cu 2+ es azul. Si se le añaden limaduras de hierro (Fe), se comprueba que el color azul desaparece: los iones Cu 2+ han reaccionado. Por otra parte, en la disolución se forman iones Fe 2+, lo que se manifiesta por el precipitado verdoso que forman en presencia de sosa. También se observa que el hierro queda recubierto por un depósito rojo. Efectivamente, se forma cobre metálico, Cu. El balance de la reacción es el siguiente: Fe + Cu 2+ → Fe2++ Cu El hierro ha sido oxidado por los iones Cu 2+, que a su vez han sido reducidos por el hierro. La reacción anterior es una reacción de oxidación-reducción (o reacción redox) en la que el hierro es el reductor y el cobre el oxidante.
La reacción es de hecho la suma de las dos semirreacciones siguientes: oxidación: Fe → Fe 2+ + 2e-
reducción: Cu2+ + 2e- → Cu Por tanto, la oxidación de un cuerpo corresponde a una pérdida de electrones y la reducción corresponde a una ganancia de electrones. Un oxidante (en este caso los iones Cu2+) es una sustancia susceptible de captar uno o varios electrones; un reductor (en este caso el hierro) cede fácilmente uno o varios electrones. Par redox: A cualquier oxidante de un tipo se le puede asociar un reductor del mismo tipo, y viceversa: de este modo se define un llamado ‗par redox‘, que se designa por Ox/Red.
Una reacción de oxidación-reducción es un intercambio de electrones entre el oxidante de un par redox y el reductor de otro par. Se puede observar que este tipo de reacción es análoga a las reacciones ácido-base, que corresponden a un intercambio de protones entre la base de un par ácido-base y el ácido de otro par. Consideremos dos pares redox designados como Ox 1/Red1 y Ox2/Red2. Si se sabe que el oxidante Ox1 reacciona con el reductor Red 2, se producirán las siguientes semireacciones: Ox1 + n1e- ⇋ Red1 Red2 ⇋ Ox2 + n2econ el siguiente balance final:
n2Ox1
+ n1Red2 ⇋ n2Red1 + n1Ox2(Se ha multiplicado la
primera ecuación por n2 y la segunda por n1 para que el número de electrones intercambiados en ambas semirreacciones sea el mismo.) Numero de oxidación: En la medida en que cada especie puede existir en una forma más o menos oxidada, es posible definir un ‗número de oxidación‘ para caracterizar la forma que se está
considerando. Cuanto más elevado es el número, más oxidada está la forma. En los cuerpos simples, el número de oxidación corresponde a la carga del elemento químico. Así, el hierro puede existir en su forma reducida, el hierro metálico Fe (número
de oxidación 0), o en dos formas oxidadas, los iones Fe 2+ (número de oxidación II) y Fe3+ (número de oxidación III). En casos más complejos, el número de oxidación está ligado a la valencia del elemento químico considerado. Cuando un cuerpo se oxida, aumenta su número de oxidación; cuando se reduce, disminuye. Por tanto, un oxidante es un compuesto cuyo número de oxidación puede disminuir, mientras que un reductor es una sustancia cuyo número de oxidación puede aumentar.
El número de oxidación se define como: El número de electrones que un elemento puede ganar o perder cuando se combina con los átomos de otro elemento.
Aplicaciones de la oxido reducción: Las reacciones de oxidación-reducción son muy frecuentes en la industria: constituyen el principio de funcionamiento de las pilas eléctricas y se emplean para refinar electroquímicamente determinados metales. En la naturaleza, intervienen en la respiración celular y la fotosíntesis. La electrólisis de las disoluciones salinas es una reacción de oxidación-reducción: se produce oxidación en el ánodo y reducción en el cátodo. Para llevar a cabo una electrólisis se establece una diferencia de potencial entre los electrodos con el fin de seleccionar la reacción deseada. Precipitación: Es el proceso o fenómeno de formación de un segundo estado o fase de la materia, dentro de una primera fase. Si por ejemplo, el aire que contiene vapor de agua se enfría
por debajo del punto en que se forma el rocío, se crea un precipitado de agua líquida dentro de la fase gaseosa. Este precipitado puede adoptar la forma de niebla, lluvia o condensación en una superficie. Si una disolución se sobresatura de un componente que se vuelve sólido a la temperatura existente, este componente tenderá a cristalizar y formar núcleos, o bien precipitará espontáneamente. Así esta sustancia podrá sedimentarse o separarse de la fase líquida por el proceso de filtración o centrifugación. También puede darse un precipitado de una fase sólida en una segunda fase sólida, como es el caso de algunas aleaciones metálicas en las que el precipitado aporta un aumento significativo de dureza y resistencia a la tracción del metal.
METODOLOGÍA Teniendo en cuenta que los objetivos de la práctica son comprobar experimentalmente la capacidad de oxidación reducción de los elementos químicos y establecer los cambios de estado de los elementos en las reacciones químicas propuestas, identificando agentes oxidantes y reductores; se procedió a reaccionar distintos reactivos con ayuda de materiales como: Pipeta de 5ml Tubos de ensayo Pinzas para tubos de ensayo Gradilla Espátula Pipeteador Procedimiento: Con ayuda de una previa investigación se plantearon unas ecuaciones químicas las cuales se llevaron a cabo en el laboratorio con la supervisión del docente y teniendo en cuanta las normas de seguridad.
Reacciones: 1. Zn + Pb(NO 3)2
Zn(NO3)2 + Pb
Con ayuda de las pinzas se tomo un tubo de ensayo, donde se agrego 2ml de nitrato de plomo con la pipeta y el pipeteador, luego se le agrego una laminilla de zinc. 2. Fe + Zn(NO 3)
Fe(NO3) + Zn
En un tubo de ensayo se agrego 2ml de nitrato de zinc con la pipeta y el pipeteador, donde posteriormente se introdujo una puntilla de hierro. 3. Sn + Cu(SO4)
Cu(SO4) + Sn
En un tubo de ensayo se agrego 2ml de sulfato cúprico con la pipeta y el pipeteador, luego se agrego un pequeño trozo de estaño. 4. Mg + Zn(SO4)
Mg(SO4) + Zn
En un tubo de ensayo se agrego 2ml de sulfato de zinc con la pipeta y el pipeteador, después se agrego un pedazo de magnesio. 5. Sn + Pb(NO3)2
Sn(NO3)2 + Pb
En un tubo de ensayo se agrego 2ml de nitrato de plomo con la pipeta y el pipeteador, posteriormente se introdujo un pequeño trozo de estaño. 6. Fe + Ag(NO 3)
Fe(NO3) + Ag
En un tubo de ensayo se depositaron 2ml de nitrato de plata con la pipeta y el pipeteador, donde posteriormente se introdujo una puntilla de hierro. 7. Mg + Ag(NO3)
Mg(NO3) + Ag
En un tubo de ensayo se agrego 2ml de nitrato de plata con la pipeta y el pipeteador, luego se deposito un pequeño pedazo de magnesio.
Finalmente luego de observar los resultados se depositaron todos los residuos en los recipientes marcados y se dio por terminada la práctica. RESULTADOS 1. De la mezcla entre el nitrato de plomo y zinc se observo que la ecuación propuesta si reacciono ya que en la Tabla 1 se puede observar que el plomo y el zinc están separados, es decir que debido a su diferencia frente a la facilidad de oxidación hay un desplazamiento, por lo tanto una reacción. También se pudo observar como el nitrato de plomo hizo que el zinc se tornara de un color gris oscuro el cual posteriormente se deshizo. De la misma manera se pudo saber que el zinc desplaza al plomo donde se pudo identificar el agente reductor y oxidante: Zn + Pb(NO3)2
Zn(NO3)2 + Pb
Zn0
Zn+2 agente reductor
Pb+2
Pb0 agente oxidante
2. De la mezcla entre el sulfato de zinc y hierro se pudo observar que a pesar de que estos elementos no presenten una gran diferencia frente a la facilidad de oxidación, reaccionaron, ya que al mezclar estos elementos se observo que la puntilla de hierro se colocó de un color de gris oscuro y que el zinc se precipito. También se pudo conocer que el hierro de la puntilla desplazo al zinc identificando así el agente oxidante y reductor: Fe + Zn(NO3)
Fe(NO3) + Zn
Fe0
Fe+2 agente reductor
Zn+2
Zn0 agente oxidante
3. Cuando se mezclo el estaño con el sulfato cúprico se pudo observar que no reaccionaron ya que el ninguno de los dos presento un cambio visible. Esto se
debe a su cercanía en la Tabla 1, es decir que los dos tienen poca facilidad de oxidación. 4. Al mezclar sulfato de zinc con magnesio se evidencio una reacción, ya que si se observa la Tabla 1 claramente se ve que el zinc y el magnesio están separados, es decir presentan una gran diferencia frente a la facilidad de oxidación. Así mismo se observo que el magnesio empezó a burbujear inmediatamente. De igual modo se pudo evidenciar que el magnesio desplaza al zinc, reconociendo de esta manera el agente oxidante y reductor: Mg + Zn(SO4) Mg0 Zn+2
Mg(SO4) + Zn
Mg+2 agente reductor Zn0 agente oxidante
5. De la mezcla entre el nitrato de plomo y el estaño se pudo observar que no hubo una reacción, ya que ninguno de los dos presento algún cambio evidente. Esto sucede ya que los dos elementos están muy cerca en la Tabla 1, es decir que presentan una gran similitud frente a su facilidad de oxidación. 6. Al mezclar nitrato de plata con hierro se pudo evidenciar que reaccionaron porque estos elementos presentan una gran diferencia frente a la facilidad de oxidación, también se pudo observar que el color de la puntilla se oscureció un poco. De esta manera se evidencio que el hierro desplazo a la plata reconociendo así el agente reductor y oxidante: Fe + Ag(NO3)
Fe(NO3) + Ag
Fe0
Fe+2 agente reductor
Ag+2
Ag0 agente oxidante
7. Cuando se mezclo nitrato de plata con magnesio se evidencio que reacciono, ya que estos elementos presentan una gran diferencia frente a la facilidad de
oxidación, también se observo que el magnesio se deshizo y se volvió de un color negro. Así mismo se observo que el magnesio desplazo a la plata identificando el agente reductor y el oxidante: Mg + Ag(NO3) Mg0 Ag+2
Mg(NO3) + Ag
Mg+2 agente reductor Ag 0 agente oxidante
CONCLUSIONES Después de una breve investigación se pudo concluir que las ecuaciones de oxido reducción son aquellas donde está involucrado un cambio en el número de electrones asociado a un átomo determinado, cuando este átomo o el compuesto del cual forma parte se transforma desde un estado inicial a otro final. Igualmente se conoció que el agente reductor es aquel que gana electrones, es decir el que se oxida, y el agente oxidante es aquel que pierde electrones, es decir el que se reduce. Con la realización de esta práctica se pudo observar como los elementos con mayor facilidad de oxidación desplazan a los de menor oxidación. De la misma manera se pudo saber que cuando un metal se oxida, parece que se deshace al reaccionar para formar distintos compuestos; una oxidación extensa puede dar pie a la falla de piezas metálicas de maquinaria o el deterioro de estructuras metálicas. Finalmente se concluyo que se cumplió con la tarea propuesta, ya que se pudo comprobar experimentalmente la capacidad de oxidación de algunos elementos químicos como: zinc, plomo, hierro, estaño, magnesio y plata entre otros; de la misma manera con ayuda de la práctica se pudo identificar el agente oxidante y reductor en cada reacción.
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