UNIVERSIDAD DEL QUINDÍO FACULTAD DE CIENCIAS BÁSICAS Y TECNOLOGÍAS TECNOLOGÍAS PROGRAMA DE QUÍMICA
PERMANGANIMETRÍA PERMANGANIMETRÍA Y DICROMATOMETRÍA DICROMATOMETRÍA
INFORME PRESENTADO POR: DANIELA SANTOYO ALEMÁN SARA NATALIA MOYA BETANCOURT
AL PROFESOR: GUSTAVO ADOLFO OSPINA GÓMEZ EN EL ESPACIO E SPACIO ACADÉMICO: QUÍMICA QUÍMICA ANALÍTICA II
6 DE NOVIEMBRE DE 2014
PERMANGANIMETRIA
I.
INTRODUCCIÓN
Las reacciones en que se transfieren electrones de un átomo, ion o molécula a otro se llaman reacciones de oxidación-reducción o redox. La oxidación es el proceso en que un átomo, ion o molécula pierde uno o más electrones; la reducción implica ganancia de uno o más electrones por parte de un átomo, ion o molécula. Un agente reductor es una sustancia que pierde uno o más electrones y en este proceso se oxida; un agente oxidante gana uno o más electrones y con ello se reduce, es decir un reductor es un donador de electrones y un oxidante es un receptor de electrones. Uno de los oxidantes más utilizados y de enorme aplicación en la industria es el permanganato de potasio debido a que es un oxidante muy fuerte y auto-indicador. En la mayor parte de sus aplicaciones se utiliza en disolución ácida dando Mn (II) como producto de su reducción. No obstante, en algunas aplicaciones se utiliza en medio casi neutro o incluso alcalino, MnO 2 como producto de reducción. La permagaometria pertenece a este tipo de titulaciones, estas soluciones de permanganato de potasio corresponden a soluciones altamente oxidantes y autoindicadoras. + − + MnO− 4H O 8H 5e → Mn
Esta reacción solo ocurre en medio altamente acido ya que en medios no muy ácidos los productos pueden ser Mn (III), Mn (IV) o Mn (VI), como estas soluciones se descomponen lentamente es necesario estandarizarlas con un patrón primario que en este caso fue Na2C2O4, este patrón primario en medio ácido se transforma en un ácido no disociado, debido a que la reacción entre el ion permanganato y el ácido oxálico es complicada se lleva a cabo lentamente a temperaturas elevadas. El punto de final con esta solución no es permanente, ya que, el exceso de iones permanganato reacciona lentamente con las concentraciones relativamente grandes de los iones manganeso (II) formados en el punto final y su color tiende a desaparecer en un corto tiempo por esto es necesario estar atentos en medio de la titulación. La mayor parte de las valoraciones con permanganato se verifican en disolución ácida conformación de manganeso (II) como producto de reducción. La determinación de algunas sustancias dependen del pH, por ejemplo en disolución ácida solo se pueden determinar los siguientes iones: ion oxalato, ion ferrocianuro, arsénico (III),antimonio (III), peróxido de hidrógeno, peróxidos y percarbonatos, dióxido de sulfuro, ion sulfuro, ácido sulfhídrico, sulfuros solubles, HCNS, ion nitrito, titanio, vanadio, uranio, hierro metálico en presencia de óxido de hierro, manganeso.
La determinación de hierro(III) se realiza en medio ácido con una solución valorada de permanganato de potasio, para poder determinarlo volumétricamente primero se debe pasar de forma cuantitativa el Fe(III) a Fe(II), mediante una reducción previa, esta reducción se lleva a cabo con cloruro de estaño(II) que actúa de acuerdo a: 2Fe+ Sn+ → 2Fe+ Sn+ El exceso de Sn 2+ debe ser eliminado para que no interfiera en la posterior valoración, y eso se logra con cloruro mercúrico, el hierro, una vez transformado cuantitativamente en Fe2+ , puede valorarse con KMnO 4 sin embargo se presentan varios problemas, el Fe 3+ es coloreado (amarillo) y dificulta la detección del punto final y la disolución contiene cloruro, que puede ser oxidado a cloro por el permanganato, para resolver estos inconvenientes se añade a la solución ya reducida una cantidad de reactivo ZR (Zimmermann-Reinhard), esta contiene ácido sulfúrico, que proporciona la acidez necesaria, sulfato de manganeso, que disminuye el potencial redox del sistema MnO4/Mn2+ impidiendo la oxidación del cloruro a cloro, y ácido fosfórico, que forma con el Fe 3+ que se forma en la reacción volumétrica un complejo incoloro (permitiendo detectar el punto final) el cual se observa con una coloración rosa debida a un pequeño exceso de permanganato. El peróxido de hidrógeno, conocido vulgarmente como agua oxigenada, puede actuar como oxidante y como reductor, se trata por tanto, de un anfolito redox que se puede dismutar. En la determinación de peróxido de hidrogeno (H 2O2) contenido en una muestra con permanganato el peróxido actúa como reductor. Esta valoración se realiza en solución ácida ya que en otras condiciones se favorece la reacción de dismutación. + + 5H O MnO− 8H O 6H → 5O 2Mn
Al igual que en la determinación de hierro, el punto final está marcado por la aparición del típico color rosáceo del permanganato en ligero exceso. El dicromato de potasio encuentra una aplicación más limitada que el permanganato de potasio debido a que su potencial de oxidación es más bajo y a que algunas de sus reacciones son más lentas. A pesar de estas desventajas, sin embargo este reactivo ha demostrado ser muy útil en los casos en que puede emplearse. Entre las virtudes de este reactivo figuran en primer lugar la estabilidad de sus soluciones y su inercia frente al ácido clorhídrico. Las titulaciones con dicromato por lo general se llevan a cabo en soluciones que son 1M en ácido clorhídrico y sulfúrico. En estos medios, el potencial formal para la semireacción es de 1.0 a 1.1v. Las soluciones de dicromato son estables indefinidamente; pueden someterse a ebullición sin descomponerse y no reaccionan con el ácido clorhídrico. Además, el reactivo se puede conseguir en grado patrón primario y a bajo costo. Las dos ventajas del dicromato de potasio, comparado con el permanganato de potasio, son su
menor potencial de electrodo y la lentitud de su reacción con ciertos agentes reductores. El color anaranjado de la solución de dicromato no es bastante intenso para usarlo en la detección del punto final. Sin embargo, el ácido difenilamino sulfónico, es un indicador excelente para titulaciones con este reactivo. La forma oxidada del indicador es violeta y la reducida prácticamente incolora; por lo tanto, el cambio de color observado en una titulación directa es de verde del cromo (III) a violeta.
II.
RESULTADOS EXPERIMENTALES
II.1 PATRONIZACIÓN DE LA SOLUCIÓN DE KMnO 4 0,02 M (0,1 N) CON OXALATO DE SODIO, PATRÓN PRIMARIO −
2KMnO − 5H C O 6H + → 2Mn+ 10CO 8H O
Experimento
Masa Na2C2O4 (g)
Vol KMnO4 (mL)
1 2
Normalidad KMnO4
0,0994 0,0993
17,00 17,06
0,0872 0,0869
Cálculos: ()
= V × N
− (a )
Experimento 1
Experimento 2
Vol teórico:
Vol teórico:
() ( )
() ( )
, , /
,
= V
= 14,83 mL
, , /
,
Normalidad:
Normalidad:
() ( )
() ( )
= N
= V
= 14,82 mL
= N
, , /
,
% Er: ̅= N
, , /
= 0,0872 N
,−, ,
,
= 0,0869 N
× 100 = 0,3 %
,+,
= 0,08705 N
II.2 DETERMINACIÓN DE IONES Fe (III): Solución # 2 + MnO− 8H + ↔ Mn+ 5Fe+ 4H O 5Fe
Experimento Vol KMnO4 (mL) 1 10
Normalidad KMnO4
Vol Fe (III) g/L FeCl3 6H2O (mL)
0,08705
∙
12,5
18,8233
Cálculos: g l g l
P. M eq g (FeCl ∙ 6H O) V Fe+ (L)
V KMnO ∗ N KMnO ∗ (FeCl ∙ 6H O) =
270.2957 g/mol 1 eq g (FeCl ∙ 6H O) 0,0125 L
0,01 L ∗ 0,08705 N ∗ (FeCl ∙ 6H O) =
(FeCl ∙ 6H O) = 18,8233 g/L FeCl ∙ 6H O
II.3 DETERMINACIÓN DE H2O2 CON KMnO4
2
2MnO4 5H2 O2 6H ↔ 2Mn
Experimento 1 2
V KMnO4 (mL)
N KMnO4
V H2O2 (mL)
4,9 4,8
0,08705 0,08705
5 5
Cálculos: F=
5O2 8H2 O
= 25
m(g)H O = V KMnO × N KMnO × Eq g H O
Experimento 1 m(g)H O = 0,0049 L × 0,08705 N ×
%
%
= 0,00725 g
m m (g) = ∗100∗F v V
=
,
∗ 100 ∗ 25 = 3.625 %
=0.00725 g (
) = 0.000213 mol H 2O2
.
=
.
= 0.0426 mol /L
g/L= 0.00725 g / 0.005L =1.45g / 1L
II. 4 DICROMATOMETRIA Determinación de hierro en muestras solubles. Experimento V K2Cr 2O7 gastado 1
6.5 mL
V K2Cr 2O7 blanco 1.8 mL
N°eq-g (NH4)Fe(SO4)26H2O = N°eq-g K 2Cr 2O7 () −
= V K2Cr 2O7 x N K2Cr 2O7
m(g) sal = V K 2Cr 2O7 x N K2Cr 2O7 x Eq-g sal = 0.0047 x 0.1 x 392.14 = 0.1843 g %sal = =
() . .
100
= 73.72 %
100
V K2Cr 2O7 real 4.7 mL
III.
DISCUSIÓN DE RESULTADOS
La permanganimetria utilizada en esta práctica se cumplió satisfactoriamente obteniendo resultados precisos en la determinación de hierro, para ello se realizó primero la estandarización del permanganato de potasio utilizando como patrón primario el oxalato de sodio este patrón primario se puede obtener de alta pureza, es estable y no es higroscópico. Para la determinación de iones Fe(III) se realizó la digestión de la muestra la cual consta de agregar ácido sulfúrico a ésta, ya que si se digesta la muestra o se titula en presencia ácida como la del ácido clorhídrico, al titular con el permanganato potásico los iones cloruro de la solución se oxidan y si esto ocurre es posible que las moles adicionadas de manganeso no sean las necesarias para la titulación del hierro (II) sin embargo, para evitar la oxidación de los cloruros se agrega una solución de Zimmermann-Reinhardt que contiene ácido sulfúrico, sulfato de magnesio y ácido fosfórico, ésta solución funciona con la presencia del Mn 2+ que evita la acumulación de excesos locales de la solución de KMnO4 valorante al igual que de otros estados de oxidación intermedios del Mn, en particular Mn(IV), Mn(V)y Mn(VI). El MnSO 4 disminuye el potencial de reducción del permanganato de potasio, por lo que resulta un oxidante más débil y es mucho menos la acción oxidante del KMnO 4 para los cloruros. El Mn 2+ actúa además como un catalizador positivo aumentando la velocidad de reducción del KMnO 4 y como catalizador negativo para disminuir la oxidación del cloruro. En este último proceso en el que se empleó el agua oxigenada, ésta actúa de agente reductor oxidándose en el transcurso de la operación, mientras el permanganato que actúa de agente oxidante experimenta un proceso de reducción. Al igual que la permanganometria, la dicromatometria es un tipo de valoración de óxido reducción, aunque su potencial de oxidación es más bajo que el permanganato. Las reacciones con este agente son más lentas pero es de gran utilidad para la determinación volumétrica de muchos agentes, este es un reactivo altamente estable gran ventaja para realizar las valoraciones, es decir puede someterse a altas temperaturas sin descomponerse, no reacciona con el ácido clorhídrico, y puede encontrarse en grado patrón primario lo que ahorra el proceso de estandarización. Este ion dicromato actúa como oxidante de acuerdo a la reacción: + − + Cr O− 7H O 14H 6e → 2Cr
La principal aplicación del dicromato es la determinación de hierro (II) reacción que se basa en: + Cr O− 14H+ → 2Cr+ 6Fe+ 7H O 6Fe
La solución de dicromato tiene un color naranjado característico pero no es lo suficientemente intenso para funcionar como auto-indicador como en si lo hace el
premanganato, por esta razón se usa difenilamina, sustancia que al ser oxidada, es primeramente convertida en difenilbencidina incolora, y a su vez es oxidada a difenilbencidina de color violeta, la conversión de la definilamina incolora en definilbencidina violeta constituye la verdadera reacción del indicador. Una de las ventajas de la determinación de hierro con dicromato es la no interferencia de la presencia de cantidades moderadas del ion cloruro al contrario de lo que sucede con el método con permanganato.
IV.
V.
CONCLUSIONES Los métodos de valoración de óxido reducción son ampliamente utilizados para la determinación de algunos iones en solución y agentes con características oxidantes o reductoras. Mediante la permanganometría se determinó la concentración de iones hierro en una muestra y la concentración de peróxido. Se determinó por medio de la dicromatometría el porcentaje de sal y de hierro en una muestra.
BIBLIOGRAFÍA Vogel Arthur I. (1957). "Química Analítica Cuantitativa¨. Volumen I. (Volumetría y gravimetría).Editorial Kapelusz. Skoog D.A., West D.N. (1988). "Química Analítica¨. Sexta edición. Editorial Mc GrawHill. Dick. J.G. (1979). "Química Analítica¨. Editorial El manual moderno.
