Laboratorio quimica 1 universidad Nacional Autónoma de Honduras

1. Laboratorio de Química General I ( LQ-110 )
Práctica No. 7
REDOX Y ESTEQUIMETRIA .

2. Competencias
1. Esquematiza un cambio químico redox a través de una ecuación química.
2. Identifica en una ecuación química redox la reducción y oxidación de los
elementos.
3. Analiza la información dada en una ecuación redox.
4. Identifica reactivo limitante y reactivo en exceso de una reacción química.
5. Calcula cantidad de producto que se espera obtener en la reacción química

3. Redox
Según Beatriz Virginia Cervantes Nemer : “Las reacciones de oxidación-reducción,
llamadas también redox constituyen una clase de reacciones químicas que son muy
importantes en nuestra vida diaria y en el mundo que nos rodea.
En nuestro organismo, al igual que en el de otros seres vivos, están ocurriendo
continuamente reacciones redox.
Estas reacciones tienen lugar en todas las células de los organismos vivos y gracias
a ellas los organismos viven y se reproducen. Por ejemplo, al respirar o cuando
metabolizamos los nutrientes que ingerimos, realizamos reacciones redox.
La fotosíntesis que se lleva a cabo en las células vegetales también es un proceso
redox.

4. Como se origina el proceso Redox
Las reacciones de oxidación-reducción involucran cambios en los estados de
oxidación de las especies químicas, es decir, átomo, molécula o ion. Estos cambios
se originan por una transferencia de electrones entre las especies que participan en
la reacción redox.
Debido a que las especies químicas difieren en su afinidad por los electrones,
durante la reacción algunas de ellas tienden a “donar” o “perder” uno o más
electrones y otras tienden a “ganar” los electrones que la otra especie pierde, en
este proceso no se pueden donar electrones, si otra especie no los capta, siendo el
número de electrones perdidos igual al número de electrones ganados.
Puesto a que una sustancia no puede reducirse a menos que otra se oxide
simultáneamente, la sustancia que se reduce es responsable de que la otra se oxide
y viceversa. Las reacciones de oxidación – reducción se caracterizan por
transferencia de los electrones de un componente de la reacción a otro,
ocasionando un cambio en el número de oxidación del reactante.

5. Ejemplo de un proceso proceso Redox
Ejemplo: cuando se sumerge una cinta de zinc en una solución de CuSO4, Se
observa inmediatamente un depósito de cobre metálico (color rojo dorado) sobre
zinc. Lo que sucede aquí es una reacción redox:
Reacción global: Zn°(g) + Cu2+(ac) -------- > Zn2+ (ac) + Cu°(g)
 Semireacción de oxidación: Zn° -------- > Zn2+ + 2e
 Semireacción de reducción: Cu2+ (ac) + 2e -------- > Cu°(g)

6. Oxidación
La oxidación = Proceso que ocurre cuando una sustancia se combina con oxígeno o
cualquier proceso químico en el que hay una pérdida de electrones.
LO QUE OCURRE EN
UNA OXIDACION

7. Reducción
.
La reducción = Es el proceso que ocurre cuando una sustancia libera oxigeno
o existe una ganancia de electrones.
LO QUE SE DA EN
UNA REDUCCION

8. AGENTE OXIDANTE Y AGENTE REDUCTOR
.
.
 El agente reductor: es el átomo, molécula o ion que pierde electrones
(se oxida) y es el causante de la reducción
 El agente oxidante: es el átomo, molécula o ion que gana electrones (se
reduce) y es el causante de la oxidación.
Siempre estarán al
lado de los
reactivos

9. Pasos para un proceso REDOX
1. Asigna a acada elemento participante un numero de oxidación
2. Identifica los elementos que cambiaron su estado de oxidación elementó oxidado y
reducido
3. Escribir las semiecuaciones
4. Balancee el numero de electrones electrones perdidos y ganados
5. Determinar quien es el agente oxidante y agente reductor.
6. Balancear por cualquier método: ion electrón o estado de oxidación

10. usar la recta numérica para determinar
quien se oxida y quien se reduce.

11. EJEMPLO REDOX.
Reacción
Asignación
de estados
de oxidación
Semi
reacciones
Agente
oxidante
Agente
reductor

12. PARTE EXPERIMENTAL.
Parte I.
1. Disuelva agitando una muy pequeña cantidad de CuSO4*5H2O en agua
destilada contenida en un tubo de ensayo (llenarlo hasta sus tres cuartas
partes).
2. Añada limaduras de hierro y agite enérgicamente. La solución originalmente
azul se tornara pardo- verdosa mientras que en el fondo se observa un
precipitado rojizo.
CuSo4 . 5 H2O
CUSO4.5H2
0 + agua
Cuso4.5 H20
+ Fe
Cambio de coloración
:Azul a precipitado rojizo

13. PARTE EXPERIMENTAL.
Parte II
1. Disuelva agitando un pequeñísimo cristal de KMnO4 con agua destilada en un
tubo de ensayo llenándolo hasta la mitad.
2. Añada con precaución unas gotas de H2SO4 concentrado.
3. Agregue ahora unos cristalitos de un bromuro (de Na o K) y agite. Observar
como el color violeta-morado de la solución se cambia a un amarillo vinoso.
KMnO4
Cambia de
color
KMnO4
+
KBr
+
H2SO4
amarillo vinoso
color violeta-morado

14. PARTE EXPERIMENTAL
Parte III.
1. En 10 cc de agua contenida en un tubo de ensayo disuélvase agitado un
cristalito de KMnO4.
2. Añada unas gotas de H2SO4 concentrado con el objeto de acidificar. Agregue
ahora unos cristalitos de Na2SO3 .Agite.
Observar ahora como el color típico del (MnO4) desaparece quedando la solución
incolora
KMnO4
Cambia de
color
KMnO4
´ +
H2SO4
+
Na2SO3
Observar ahora como el color típico del (MnO4) desaparece quedando la solución incolora

15. PARTE EXPERIMENTAL
Cambia de
color
K2Cr2O7
´ +
H2SO4
+
Na2SO3
quedando la solución color azul verdosa
PARTE IV
1. Disuelva agitando un cristal muy pequeño de K2Cr2O7 en unos 10 ml de agua
destilada contenidos en un tubo de ensayo.
2. Acidule la solución con unas gotas de H2SO4 concentrado.
3. Añada ahora unos cristalitos de Na2SO3 .Agite.
4. Observar como el color naranja de la solución se sustituye por un color azul-
verde.
Observar como el color naranja de la solución
desaparece.
de K2Cr2O7

16. PARTE EXPERIMENTAL
Parte V.
1. Poner unos cristales de KMnO4 (aproximadamente 1g) sobre una cajita o
canastita de papel, colocar sobre la tela metálica con asbesto.
2. Añadir cuidadosamente unas 3 o 4 gotas de glicerina sobre el KMnO4.
3. Observar como la mezcla arderá al cabo de unos minutos.
KMnO4
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