FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERÍA QUÍMICA LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL AII E.A.P QUÍMICA 07.1
ASIGNATURA: ASIGNATURA: GRUPO: SEMESTRE: SEMESTRE: PROFESOR:
LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL AII VIERNES: 5:00 – 9:00 2014 – II Ing. VEJAR RAMOS, Manuel
INFORME Nº 4
TITULACIÓN REDOX INTEGRANTES:
14070005 14070083 14070006
Ceballos Olivera, Carlos Mego de la Cruz, Froy Kevin Chamorro Asto, Deyni Oswaldo
Ciudad universitaria, 10 de octubre de 2014
CONTENIDO RESUMEN ........................................................................................................................................................... 3 OBJETIVOS: ......................................................................................................................................................... 3 PRINCIPIOS TEÓRICOS ........................................................................................................................................ 3 REACCIONES REDOX ....................................................................................................................................... 3 OXIDACIÓN ................................................................................................................................................ 3 REDUCCIÓN................................................................................................................................................ 4 AGENTE OXIDANTE .................................................................................................................................... 4 AGENTE REDUCTOR ................................................................................................................................... 5 TITULACIÓN REDOX:....................................................................................................................................... 5 SOLUCIÓN ESTÁNDAR: ................................................................................................................................... 5 DETALLES EXPERIMENTALES .............................................................................................................................. 6 PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: ..................................................................................................................... 6 RESULTADOS....................................................................................................................................................... 8 DISCUSIÓN DE RESULTADOS .............................................................................................................................. 8 CÁLCULOS ......................................................................................................................................................... 10 PREPARACIÓN .............................................................................................................................................. 10 ESTANDARIZACIÓN ...................................................................................................................................... 11 CUESTIONARIO ................................................................................................................................................. 14 CONCLUSIONES ................................................................................................................................................ 18 RECOMENDACIONES .................................................................................................................................... 18 REFERENCIAS .................................................................................................................................................... 18
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RESUMEN RESUMEN En el laboratorio se pudo observar la preparación de soluciones oxidantes y reductoras, de igual manera la estandarización de las soluciones de KMnO 4, FeSO4 • 7H2O, H2C2O4, mediante la estandarización se puede calcular el equivalente gramo del ácido y de la base, es importante conocer las especies químicas que reaccionan en el proceso, para la adecuada escritura de una ecuación redox. Para la estequiometria se utilizará el método del ión electrón, que es el más utilizado en estas reacciones
OBJETIVOS:
Preparar soluciones normales de sustancias reductoras y oxidantes.
Determinación por titulación de la normalidad de un agente reductor, para ello el cambio de coloración de las sustancias reaccionante se emplea como un indicador.
Determinar experimentalmente el punto de equivalencia en una titulación redox.
Evaluar las propiedades de una reacción en un medio ácido.
PRINCIPIOS TEÓRICOS REACCIONES REDOX
OXIDACIÓN La oxidación se definió como el proceso mediante el cual hay pérdida aparente de electrones de un átomo o ión. Podemos decir que la oxidación es una reacción química donde un metal o un no metal ceden electrones, y por tanto aumenta su estado de oxidación. La propia vida es un fenómeno redox. El oxígeno es el mejor oxidante que existe debido a que la molécula es poco reactiva (por su doble enlace) y sin embargo es muy electronegativo, casi como el flúor. +
+
La sustancia más oxidante que existe es el catión KrF porque fácilmente forma Kr y F . Entre varias sustancias con el mismo estado de oxidación; la capacidad oxidante difiere grandemente según el ligante. Así el CF3 tiene una electronegatividad similar a la del cloro mucho mayor que por ejemplo CBr3, aunque ambos tengan el mismo número de oxidación. Las propiedades del HBrO 3 son muy diferentes a la del BrF 5 éste último es mucho más oxidante aunque ambos tengan la misma valencia Las sustancias oxidantes más usuales son el permanganato potásico (KMnO4), el dicromato de potasio ,el agua oxigenada (H2O2), el ácido nítrico (HNO 3), los hipohalitos y los halatos (por ejemplo el hipoclorito sódico (NaClO) muy oxidante en medio alcalino y el bromato potásico (KBrO3)). El ozono (O3) es un oxidante muy enérgico.
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TIPOS DE OXIDACIÓN OXIDACIÓN LENTA
Ocurre casi siempre en los metales a causa de factores ambientales (por ejemplo el agua o aire), causando su corrosión y pérdida de brillo y otras propiedades características de los metales, desprendiendo cantidades de calor de difícil percepción; al fundir un metal acelera la oxidación, pero el calor proviene principalmente de la fuente que derritió el metal y no del proceso químico (una excepción sería el aluminio en la soldadura autógena). OXIDACIÓN RÁPIDA
Esto se llega a cabo durante una combustión, desprendiéndose cantidades considerables de calor de fácil percepción, esto se llega a apreciar en forma de fuego, y ocurre principalmente en sustancias de tipo hidrocarburo (que contienen carbono e hidrógeno especialmente). REDUCCIÓN
Proceso por el cual un átomo o ion gana electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación. Este proceso es contrario al de oxidación. Cuando un ion o un átomo se reducen presenta estas características: Gana electrones. Actúa como agente oxidante. Es reducido por un agente reductor. AGENTE OXIDANTE
Es el proceso redox en el cual este acepta electrones y, por tanto, se reduce en dicho proceso o mejor dicho es la molécula que posee elemento que se reduce. Por ejemplo, para la formación del agua:
El oxígeno es el agente oxidante puesto que, gana electrones y su carga o número de oxidación pasa de 0 a -2. Esto se puede escribir como:
En resumen: Agente oxidante: Gana electrones y Disminuye su número de oxidación
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AGENTE REDUCTOR
Es el proceso redox en el cual este pierde electrones y, por tanto, se oxida en dicho proceso (aumenta su número de oxidación). Por ejemplo cuando se hace reaccionar bromo molecular con potasio. Tenemos:
El potasio es el agente reductor puesto que pierde electrones y su carga o número de oxidación pasa de 0 a +1. Esto se puede escribir como:
TITULACIÓN REDOX:
Una valoración redox (también llamada volumetría redox, titulación redox o valoración de oxidación-reducción) es una técnica o método analítico muy usada, que permite conocer la concentración de una disolución de una sustancia que pueda actuar como oxidante o reductor. Es un tipo de valoración basada en una reacción redox entre el analito (la sustancia cuya concentración queremos conocer) y la sustancia valorante. El nombre volumetría hace referencia a la medida del volumen de las disoluciones empleadas, que nos permite calcular la concentración buscada. En una valoración redox a veces es necesario el uso de un indicador redox que sufra un cambio de color para conocer el punto final de titulación. Como en cualquier reacción se cumplirá:
En otros casos las propias sustancias que intervienen experimentan un cambio de color que permite saber cuándo se ha alcanzado ese punto final de titulación entre el número de moles de oxidante y de reductor, como ocurre en las iodometrías o permanganometrías. Las titulaciones redox tienen gran importancia en química analítica, pues permite medir con precisión una gran cantidad de iones en una solución. SOLUCIÓN ESTÁNDAR:
Una solución estándar o disolución estándar es una disolución que contiene una concentración conocida de un elemento o sustancia específica, llamada “patrón primario ” que, por su especial estabilidad, se emplea para valorar la concentración de otras soluciones, como las disoluciones valorantes.
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DETALLES EXPERIMENTALES MATERIALES:
Cocina eléctrica Bureta de 50 ml Piceta Termómetro Balanza analítica 3 fiolas de 100 ml 1 fiola de 250 ml Matraz Erlenmeyer de 250 ml
Soporte universal 1 probeta de 50 ml 2 vasos de 250 ml 1 bagueta Embudo Luna de reloj 1 pipeta y propipeta
REACTIVOS:
Ácido Sulfúrico H2SO4 (1:1) Oxalato de Sodio Na2C2O4(s) Permanganato de Potasio KMnO4(s) Sulfato Ferroso heptahidratado FeSO4 • 7H2O(s) Ácido Oxálico dihidratado H2C2O4 • 2H2O(s) 1L de Agua destilada (aproximadamente)
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:
3.1.
3.2.
Preparación de 100ml de solución estándar de oxalato de sodio Na2C 2O4 0.100 N. En una luna de reloj se pesaron 0.67 g de oxalato de sodio. En un vaso limpio de 250 mL se adicionó la sal empleando para ello una bagueta y el chorro de agua de una piceta. Se agregaron unos 60 mL de agua destilada y con la bagueta se disolvió toda la sal. Se trasvasó la solución a una fiola de 100 mL. Luego, se lavó el vaso y la bagueta con agua destilada y se agregó a la fiola, se tapó y agitó para homogenizar la solución. Se procedió a rotular la fiola con el nombre de la solución preparada.
Preparación de 100 ml de solución de permanganato de potasio KMnO 4 aproximadamente 0.1 N.
Se recibió del Profesor una muestra problema de solución de KMnO 4.
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3.3.
Preparación de 100mL de solución de sulfato ferroso FeSO4.7H2O(s) aproximadamente 0.1 N. Se siguió el mismo procedimiento del ítem 4.1, preparar esta solución pesando 2.780 g de cristales de sulfato ferroso heptadihidratado.
3.4.
Preparación de 100ml de solución de ácido oxálico H2C2O4.2H2O(s) aproximadamente 0.1 N. Se siguió el mismo procedimiento del ítem 4.1, preparar esta solución pesando 0.630 g de cristales de ácido oxálico dihidratado.
3.5.
Estandarización de la solución de KMnO4 aproximadamente 0.1 N. Se adicionaron unos 5 ml de la solución de permanganato de potasio KMnO4, por las paredes de una bureta limpia, manteniendo la llave de esta cerrada. Se esparció el líquido por todo el interior de la bureta, luego se desechó él mismo (abriendo la llave de la bureta). Se fijó la bureta en un soporte universal con una pinza y empleando un embudo se vertió la solución de permanganato de potasio hasta por encima de la marca del cero. Se abrió seguido la llave de la bureta para llenar el tubo Terminal y evitar que queden burbujas de aire. Se dejó luego el nivel en 0 o en un valor determinado. Se midió con la pipeta 20 ml de solución estándar de oxalato de sodio Na 2C2O4 0.1 N y se adicionaron en un matraz Erlenmeyer de 250 ml. Al matraz Erlenmeyer se le agregaron 100 mL de agua destilada y unos 5 ml de solución de H 2 SO4 (1:1). Luego se calentó el matraz hasta que la solución alcance una temperatura de 60ºC. En nuestro caso fue 55 ºC. Se colocó el matraz sobre un fondo blanco, debajo de la bureta y se procedió a titular en caliente, agregándole solución de KMnO4 y agitando continuamente. El punto final de la solución es cuando la solución adquiere un color rosado tenue. Se anotó el volumen gastado de KMnO4. Luego se realizó el respectivo cálculo de la normalidad de la solución de KMnO 4.
3.6.
Estandarización de una solución de sulfato ferroso FeSO4.7H2O aprox. 0.1 N. Se midió con la pipeta 20ml de la solución de sulfato ferroso FeSO4 aproximadamente 0.1N y lo adicionamos en un matraz Erlenmeyer de 250ml. Al matraz Erlenmeyer se agregaron 100 mL de agua destilada y unos 5 mL de solución de H 2 SO4 (1:1). Luego se calentó el matraz hasta que la solución alcance una temperatura de 60 ºC. En nuestro caso fue 55 ºC.
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Se colocó el matraz sobre un fondo blanco, debajo de la bureta que contiene la solución valorada de permanganato de potasio y se procedió luego a titular en caliente, agregando la solución de KMnO4 y agitando continuamente. El punto final de la solución es, igual que en la experiencia anterior, cuando la solución adquiere un color rosado persistente. Se anotó el volumen gastado de la solución valorada de KMnO4. Se calculó la normalidad de la solución de FeSO4.
3.7.
Estandarización de una solución de ácido oxálico H 2C2O4 aprox. 0.1 N. Se siguió el mismo procedimiento del ítem 4.6 midiendo 20 mL de la solución de ácido oxálico H 2C2O4 aproximadamente 0.1 N. Se calculó la normalidad de la solución de H2C2O4.
3.8.
Titulaciones de muestras y soluciones problemas: Se proporcionó una muestra sólida de ácido oxálico Na2C2O4 y por titulación con la solución valorada de permanganato de potasio KMnO4, siguiendo el procedimiento del ítem 4.7, se determinó la pureza de la sal y la normalidad de la solución.
RESULTADOS
SOLUCIÓN KMnO4 (ac) FeSO 4 (ac) H2C2O4 (ac)
VOLUMEN GASTADO KMnO4 (ac) 11,5 mL 20,5 mL 20,3 mL
NORMALIDAD 0,096 N 0,098 N 0,097 N
DISCUSIÓN DE RESULTADOS
ESTANDARIZACIÓN DE LA SOLUCIÓN DE KMnO4≌0.10N Partimos sabiendo que el Permanganato de Potasio es un poderoso oxidante, que en disolución ácida, la reducción puede presentarse por la siguiente ecuación:
(Rosa pálido) Como vemos, el equivalente gramo del Permanganato de Potasio es un quinto del mol , es decir ⁄ y el equivalente gramo del es 1/2mol, o sea 67.01g
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El uso de ÁCIDO SULFURICO es el más adecuado porque no reacciona con el Permanganato de Potasio en solución diluida Para esta y las demás titulaciones, no se necesita el empleo de un indicador, dado que el Permanganato de Potasio imparte un color rosa pálido a 100ml de agua. El Permanganato de Potasio no es una sustancia patrón, es difícil obtenerlo puro, y libre de dióxido de manganeso, además el agua destilada podría contener sustancias reductoras (vestigios de materia orgánica), que reaccionan con el Permanganato de Potasio para dar dióxido de manganeso. La presencia de dióxido de manganeso es un inconveniente serio, porque cataliza la auto descomposición de la solución de Permanganato de Potasio. Por estas razones el Permanganato de Potasio se debe valorar con la sustancia patrón ≌0.10N Ecuación balanceada de la reacción.
Agente Oxidante: Agente Reductor:
A medida que avanza la reacción, el valorante reacciona cada vez con mayor rapidez, hastaque la reacción se vuelve prácticamente instantánea, constituyendo un procesoautocatalítico, en el cual uno de los productos de la reacción funciona como un catalizador, seforman complejos de oxalato de Mn(III)
Estos complejos de Mn(III) se descomponen en varios pasos, formando y
Observación: La materia orgánica a la cual nos referimos está constituida generalmente por sustancias con propiedades reductoras (algunas inorgánicas), en total figuran: aminoácidos, lípidos y glúcidos, sales ferrosas, sulfuros, etc.
ESTANDARIZACIÓN DE LA SOLUCIÓN DE FeSO4.7H2O ≌0.10N
(Rosa pálido) Ecuación balanceada de la reacción
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ESTANDARIZACIÓN DE LA SOLUCIÓN DE H2C2O4≌0.10N CÁLCULOS NORMALIDAD
De las fórmulas anteriores se tiene:
Dónde:
Luego:
N=normalidad #eq = número de equivalentes P.eq. = Peso equivalente M = masa P.F. = peso fórmula Θ = parámetro
PREPARACIÓN PREPARACIÓN DEL OXALATO DE SODIO Na2C2O4 (s)
Se necesitan 100 mL de Na 2C2O4 (ac) a 0,10N. Luego.
Luego hallamos el valor del #eq teniendo en cuenta que el P.F. = 134 g/mol. Antes hallamos el parámetro θ: +
Na2C2O4 → 2Na + C2O4
2-
→
θ=2
PREPARACIÓN DEL PERMANGANATO DE POTASIO KMnO4
Se necesitan 100 mL de KMnO 4 (ac) a 0,10N. Luego.
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Luego hallamos el valor del #eq teniendo en cuenta que el P.F. = 158 g/mol. Antes hallamos el parámetro θ: -
5e + KMnO4
→
MnSO4
→
θ=5
PREPARACIÓN DEL SULFATO FERROSO FeSO4
Se necesitan 100 mL de FeSO 4 (ac) a 0,10N. Luego.
Luego hallamos el valor del #eq teniendo en cuenta que el P.F. = 248 g/mol. Antes hallamos el parámetro θ: (2+)
2Fe
SO4
→
(3+)
Fe
2(SO4)3
→
θ=1
PREPARACIÓN DEL ÁCIDO OXÁLICO H2C2O4
Se necesitan 100 mL de H 2C2O4 (ac) a 0,10N. Luego.
Luego hallamos el valor del #eq teniendo en cuenta que el P.F. = 90 g/mol. Antes hallamos el parámetro θ: H2C2O4
→
+
2H +
2-
C2O4
→
θ=2
ESTANDARIZACIÓN Nota: en nuestro grupo se realizó una medida errónea de la masa de OXALATO DE SODIO Na2C2O4 que fue de 0,37g en lugar de 0,67g. Luego se realizaron los cálculos de acuerdo a la nueva normalidad.
ESTANDARIZACIÓN DE LA SOLUCIÓN DE KMnO4≌0.10N
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Volumen gastado de KMnO4=11,5mL Ahora calculamos la normalidad de la solución de KMnO 4
KMnO4 Corroboramos con una muestra de Na2C2O4 (ac) 0,1N suministrada: (20mL)×(0,10N)=(20,7mL)×(X) X= 0,096 N KMnO4 ESTANDARIZACIÓN DE LA SOLUCIÓN DE FeSO4.7H2O ≌0.10N Volumen gastado de KMnO 4=20,5mL Ahora calculamos la normalidad de la solución de FeSO4
FeSO4 ESTANDARIZACIÓN DE LA SOLUCIÓN DE H2C2O4≌0.10N Volumen gastado de KMnO 4=**mL Ahora calculamos la normalidad de la solución de H2C2O4
H2C2O4 MUESTRA PROBLEMA DE OXALATO DE SODIO Hallamos el porcentaje:
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CUESTIONARIO 1. Elabore una tabla indicando los solutos utilizados, las cantidades necesarias para preparar 100ml de cada solución y mediante un ejemplo de cálculo demuestre, como se obtuvieron dichas cantidades. SOLUTO
CANTIDAD NECESARIA
Oxalato de sodio Permanganato de potasio KMnO 4 Sulfato ferroso FeSO 4 Ácido oxálico Na 2C2O4
0,67 g 0,32 g 2,48 g 0,45 g
La forma en que se calcularon estas cantidades, se explica en la sección cálculos de este informe. 2. Escribir la ecuación balanceada de la reacción entre la solución estándar y el agente oxidante en medio acido. (4.5 – método del ion electrón). 4.5
Ecuación Iónica:
Tenemos las dos semirreacciones:
Ecuación Balanceada:
3. Balancear por el método ion electrón las reacciones redox que se producen en 4.6 y 4.7.
4.6
Ecuación Iónica:
Tenemos las dos semirreacciones:
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Ecuación Balanceada:
4.7
Ecuación Iónica:
Tenemos las dos semirreacciones:
Ecuación Balanceada:
4. Justifique el hecho de que, en cada reacción redox ensayada no se utiliza un indicador adicional. El hecho de no utilizar un indicador adicional en las reacciones redox se da porque al tener al KMnO 4 (sustancia con la cual se titularan todas las reacciones), especialmente el ion permanganato como agente oxidante fuerte demora en disolverse por el cual deja un color característico que es el violeta, que conforme se va titulando, se va decolorando hasta llegar a un punto final de titulación que es cuando este llega a un color violeta tenue y a su vez este llega a su neutralización. Por lo tanto no es necesario utilizar un indicador adicional, ya que el color del agente oxidante nos proporciona uno. 5. ¿Se gastaría el mismo volumen de KMnO 4 en la práctica de Titulación redox cuando se utiliza una solución de FeSO 4 preparado minutos antes del experimento respecto a otra solución de FeSO 4 preparada con días de anticipación? Justifique su respuesta. El SULFATO FERROSO FeSO4 es un compuesto que se encuentra normalmente como una sal heptahidratada (FeSO4.7H2O), sin embargo, al no presentarse de esta manera, tiende a oxidarse a SULFATO FÉRRICO Fe2(SO4)3.
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Como durante el experimento, el FeSO 4 se encuentra como una solución y no como una sal, es de esperarse que lleve a cabo una ligera oxidación, por lo que a medida que pase el tiempo, la concentración de FeSO 4 irá disminuyendo y la normalidad también lo hará. Es por este motivo, que se gastará menos volumen de KMnO 4 a medida que pase el tiempo luego de hacerse la solución.
6. Se ha preparado 100ml de una solución en la que están disueltos 0.3510g de oxalato de sodio y 20 ml de esta solución se neutraliza con 12ml de una solución de de KMnO 4. Calcular la molaridad de la solución de permanganato.
En una neutralización tenemos:
Tenemos los siguientes datos:
Hallamos la normalidad del :
̅
Regresando a la ecuación inicial para calcular la normalidad del :
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Finalmente hallamos la Molaridad del :
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CONCLUSIONES
En las reacciones redox, la oxidación y la reducción siempre ocurren en forma simultánea y equilibrada. La oxidación se caracteriza por la pérdida de electrones, mientras que la reducción, por la ganancia de electrones. El resultado de la titulación depende de la temperatura, de la acidez, de la velocidad de adición de la solución de permanganato y especialmente de la agitación. El método de titulación sin el uso de un indicador tiene un inconveniente de que siempre hay un exceso de oxidante en el punto final, lo cual genera un margen de error en la práctica. Es difícil de encontrar permanganato de potasio puro (está mezclado con dióxido de manganeso MnO2), El agua destilada que usamos, probablemente contenga sustancias reductoras que forman MnO4 a partir del MnO4, por eso es necesario realizar una estandarización antes de utiizarlo.
RECOMENDACIONES
En la preparación de las soluciones, se debe tener mucho cuidado a la hora de pesar la sal, y también en el momento de completar la solución a 100mL, ya que esto podría afectar los resultados al momento de realizar los cálculos de la normalidad. Para la medición de los volúmenes se deben utilizar instrumentos precisos como fiolas, pipetas y buretas con exactitud considerable, pues los valores de volumen son muy importantes en la medición de la normalidad y un error en dichas mediciones podría afectar el proceso. Se debe tener mucho cuidado de mantener todos los instrumentos limpios, las impurezas pueden alterar los resultados.
REFERENCIAS
BIBLIOGRAFÍA:
VOGEL, Arthur. Química Analítica Cuantitativa. Editorial Kapelusz. Volumen I. 1980. Experimentos de química en microescala para nivel medio superior .Universidad Iberoamericana. Autores: Jorge G. Ibáñez, Rosa María Mainero Mancera, María del Carmen Doria Serrano. Pág 131-135 (Titulación redox) “Química, la ciencia central”, Raymond Chang – Kenneth A. Goldsby (11va. Edición). McGraw Hill Interamericana. 2013. México. Pag. 133-143; 815-817
INTERNET
SULFATO DE HIERRO (II) FeSO4 http://es.wikipedia.org/wiki/Sulfato_de_hierro_(II) LABORATORIO DE Q UÍMICA GENERAL AII
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