Quimica 2 Labo 6

6° LABORATORIO – LABORATORIO – REACCIONES REACCIONES DE OXIDACCIÓN-REDUCCIÓN

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UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA FACULDAD DE INGENIERÍA INGENIERÍA GEOLÓGICA, GEOLÓGICA, MINERA Y METALÚRGICA

LABORATORIO N°6 CURSO: Química CURSO: Química II SECCIÓN: R SECCIÓN: R    

TEMA: Reacciones TEMA: Reacciones de Oxidacción-Reducción. Oxidacción-Reducción. FECHA DE REALIZACIÓN: 20/05/15. FECHA DE ENTREGA: 27/05/15. ENTREGA: 27/05/15. DOCENTE: Lembi DOCENTE: Lembi Castromonte, Reinaldo.

GRUPO N° 05 INTEGRANTES:   

Moreano Vargas, Kiomi Roxy. Nestares Cóndor, Edson Fabricio. Ortiz García, Ricardo Adán.

20142682I 20142674F 20141060D

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6° LABORATORIO – REACCIONES DE OXIDACCIÓN-REDUCCIÓN

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ÍNDICE

1. Introducción…………………………………………………………………………..……… Pág.3 2. Objetivos…………………………………………………………………………..………….. Pág.4 3. Fundamento Teórico……………………………………………………………….…….. Pág.5 4. Parte Experimental………………………………………………………………….….…. Pág.12 5. Cuestionario……………………………………………………………………………...….. Pág. 15 6. Observaciónes……………………………………………………………………..….….…. Pág.17 7. Conclusiones…………………………………………………………………………….…... Pág.18 9. Bibliografía…………………………………………………………………………..………… Pág.19

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INTRODUCCIÓN

Una reacción REDOX, implica transferencia eléctrica, es decir, que para una reacción de este tipo suceda necesariamente una especie química debe ceder electrones y otra debe captar o aceptar esos electrones. Cada átomo de los que forman parte de un compuesto, ya sea este iónico o covalente, se caracteriza por presentar un cierto estado de oxidación, expresado normalmente mediante el llamado número de oxidación y determinado por el número de electrones ganados o perdidos con relación a la estructura electrónica del átomo aislado. El estado de oxidación es un concepto teórico para el desarrollo del cual se considera que un compuesto covalente es equivalente iónico, aceptando que en la unión de dos átomos más electronegativo acepta el par de electrones que determina la unión. La formulación de una ecuación Redox encuentra condicionada por diversos factores: en primer lugar es necesario conocer las especies química, reactivos y productos que intervienen en el proceso. Para adecuar la formulación y la estequiometria de las sustancias reaccionantes se utilizan diversos procedimientos, el más utilizado delos cuales es el método del ion electrón que se basa en el hecho de que el número de electrones que cede el agente reductor es equivalente al que acepta el agente oxidante. Las titulaciones de óxido-reducción tienen gran importancia en química analítica, pues permite medir con precisión una gran cantidad de iones en una solución.

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OBJETIVOS

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Preparar soluciones normales de sustancias reductoras y oxidantes. Determinar por titulación la Normalidad de un agente reductor, para ello el cambio de coloración de las sustancias reaccionantes se emplea como indicador. Determinar experimentalmente el punto de equivalencia en una Titulación Redox. Evaluar las propiedades de una reacción en medio ácido .

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FUNDAMENTO TEÓRICO Las reacciones de reducción-oxidación (también conocido como reacción Redox) son las reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de elementos químicos, uno oxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidada respectivamente). Para que exista una reacción Redox, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otra que los acepte: • El reductor es aquel elemento químico que tiende a ceder electrones de su estructura

química al medio, quedando con una carga po sitiva mayor a la que tenía. • El oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con carga positiva menor a la que tenía. Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un par Redox. Análogamente, se dice que cuando un elemento químico capta electrones del medio se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par Redox con su precursor reducido. La oxidación es una reacción química donde un compuesto cede electrones, y por lo tanto aumenta su estado de oxidación. La reacción química opuesta a la oxidación se conoce como reducción , es decir cuando una especie química acepta electrones. Estas dos reacciones siempre se dan juntas, es decir, cuando una sustancia se oxida, siempre es por la acción de otra que se reduce. Una cede electrones y la otra los acepta. Por esta razón, se prefiere el término general de reacciones Redox. La cuantificación de un elemento químico puede efectuarse mediante su número de oxidación. Durante el proceso de oxidación el número de oxidación del elemento químico que se oxida, aumenta. En cambio, durante la reducción, el número de oxidación de la especie que se educe, disminuye. El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un enlace determinado. NÚMERO DE OXIDACIÓN • Aumenta si el átomo pierde electrones

(el elemento químico que se oxida), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos. • Disminuye cuando el átomo gana electrones (el elemento químico que se reduce), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a cederlos. • Es nulo si el elemento es neutro o está sin combinarse.

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TIPOS DE REACCIONES REDOX Entre las reacciones más comunes de oxidación-reducción se encuentran las reacciones de combinación, de descomposición, de combustión y de desplazamiento. Las reacciones de desproporción son un tipo más complejo y también se analizarán en esta sección. 

REACCIONES DE COMBINACIÓN: Una reacción de combinación es una reacción en la

que dos o más sustancias se combinan para formar un solo producto. La figura 1 muestra algunas reacciones de combinación. Por ejemplo: S(s) + O2(g) → SO2(g) 

REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN: Las reacciones de descomposición son lo opuesto

de las reacciones de combinación. Concretamente una reacción de descomposición es la ruptura de un compuesto en dos o más componentes. Por ejemplo: 2HgO(s) → 2Hg(l) + O2(g) 2KClO3(s) → 2KCl(s) + 3O2(g) 2NaH(s) → 2Na(s) + H2(g) 

REACCIONES DE COMBUSTIÓN: Una reacción de combustión es una reacción en la

cual la sustancia reacciona con el oxígeno, por lo general con la liberación de calor y luz, para producir una flama. Las reacciones entre el magnesio y el azufre con el oxígeno, descritas anteriormente, son reacciones de combustión. Otro ejemplo es la combustión del propano (C 3H8), un componente del gas natural que se utiliza para cocinar y para la calefacción doméstica: C3H8(g) + 5O2(g) ⎯→ 3CO2(g) + 4H2O(l) Es más complicado asignar un número de oxidación a los átomos de C en compuestos orgánicos. Aquí sólo veremos el número de oxidación de los átomos de o, que cambia de 0 a –2. 

REACCIONES DE DESPLAZAMIENTO: En una reacción de desplazamiento, un ion (o

átomo) de un compuesto se reemplaza por un ion (o átomo) de otro elemento: la mayoría de las reacciones de desplazamiento cae en una de tres categorías: desplazamiento de hidrógeno, desplazamiento de metal o desplazamiento de halógeno. 1. Desplazamiento de hidrógeno: Todos los metales alcalinos y algunos metales alcalinotérreos (Ca, Sr y Ba), que son los más reactivos de los elementos metálicos, desplazarán al hidrógeno del agua fría: 2Na(s) + 2H 2O(l) → 2NaOH(ac) + H2(g) Ca(s) + 2H2O(l) → Ca(OH)2(s) + H2(g)

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Muchos metales, incluidos los que no reaccionan con el agua, son capaces de desplazar al hidrógeno de los ácidos. Por ejemplo, el zinc (Zn) y el magnesio (Mg) no reaccionan con el agua, pero sí con el ácido clorhídrico, como se muestra: Zn(s) + 2HCl(ac) → ZnCl2(ac) + H2(g) Mg(s) + 2HCl(ac) → MgCl2(ac) + H2(g) En la figura 1 se ven las reacciones entre el ácido clorhídrico (HCl) y el hierro (Fe), el zinc (Zn) y el magnesio (Mg). Estas reacciones se utilizan para preparar hidrógeno gaseoso en el laboratorio. 2. Desplazamiento de metal: Un metal de un compuesto también puede ser desplazado por otro metal en estado libre. Ya se han visto ejemplos de reemplazo de iones de cobre por zinc y de iones de plata por cobre. Si se invierten los compuestos de los metales, la reacción no se lleva a cabo. Así, el cobre metálico no desplazará a los iones de zinc del sulfato de zinc y la plata metálica no desplazará a los iones de cobre del nitrato de cobre. Una forma sencilla de predecir si realmente va a ocurrir una reacción de desplazamiento de un metal o una reacción de desplazamiento de hidrógeno, es referirse a una serie de actividad (algunas veces denominada serie electroquímica. Una serie de actividad es, básicamente, un resumen conveniente de los resultados de muchas posibles reacciones de desplazamiento semejantes a las ya descritas. De acuerdo con esta serie, cualquier metal que se ubique arriba del hidrógeno lo desplazará del agua o de un ácido, pero los metales situados abajo del hidrógeno no reaccionarán ni con agua ni con ácidos. De hecho, cualquier especie de la serie reaccionará con alguna otra especie (en un compuesto) que se encuentre abajo de ella. Por ejemplo, el Zn está arriba del Cu, por tanto, el zinc metálico desplazará a los iones cobre del sulfato de cobre.

(FIGURA 1)

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Las reacciones de desplazamiento de metal tienen muchas aplicaciones en los procesos metalúrgicos, en los cuales es importante separar metales puros de sus minerales. Por ejemplo, el vanadio se obtiene por tratamiento de óxido de vanadio (V) con calcio metálico: V2O5(s) + 5Ca(l ) ⎯→ 2V(l ) + 5CaO(s) De manera similar, el titanio se obtiene a partir del cloruro de titanio (IV), de acuerdo con la reacción: TiCl4 (g) + 2Mg(l ) ⎯→ ti(s) + 2MgCl2(l ) En cada caso, el metal que actúa como agente reductor está situado arriba del metal que ha sido reducido (es decir, el Ca está arriba del V, y el Mg está arriba del ti) en la serie de actividad. 3. Desplazamiento de halógeno. El comportamiento de los halógenos en las reacciones de desplazamiento de halógenos se puede resumir en otra serie de actividad: F2 > Cl2 > Br2 > I2 La fuerza de estos elementos como agentes oxidantes disminuye conforme avanzamos del flúor al yodo en el grupo 7A, por lo que el flúor molecular puede reemplazar a los iones cloruro, bromuro y yoduro en disolución. De hecho, el flúor molecular es tan reactivo que también ataca al agua, por lo que estas reacciones no pueden efectuarse en disolución acuosa. Por otro lado, el cloro molecular puede desplazar a los iones bromuro y yoduro en disolución acuosa. Las ecuaciones de desplazamiento son: Cl2(g) + 2KBr( ac) → 2KCl(ac) + Br2(l ) Cl2(g) + 2NaI(ac) → 2NaCl(ac) + I2(s) Si se invierten los papeles de los halógenos, la reacción no se produce. Así, el bromo no puede desplazar a los iones cloruro y el yodo no puede desplazar a los iones bromuro y cloruro. Las reacciones de desplazamiento de halógeno tienen una aplicación industrial directa. Los halógenos, como grupo, son los elementos no metálicos más reactivos. Todos ellos son agentes oxidantes fuertes. En consecuencia, se encuentran en la naturaleza en forma combinada (con metales) como halogenuros, pero nunca como elementos libres. De estos cuatro elementos, el cloro es, por mucho, la sustancia química industrial más importante. En 2008 su producción anual en Estados unidos fue de 25 mil millones de libras, con lo que ocupó el décimo lugar entre los productos químicos industriales más importantes. La producción anual de bromo es de sólo una centésima parte de la del cloro, y la producción de flúor y de yodo es aún menor. Para recuperar los halógenos de sus halogenuros se requiere un proceso de oxidación, el cual se representa como 2X- → X2 + 2eDonde X indica un halógeno. El agua de mar y la salmuera natural (por ejemplo, el agua subterránea en contacto con depósitos salinos) son fuentes ricas en iones Cl –, Br – y I –. Los minerales como la fluorita (CaF 2) y la criolita (Na 3AlF6) se utilizan en la obtención de flúor.

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Como el flúor es el agente oxidante más fuerte conocido, no hay manera de convertir los iones F – en F2 por medios químicos. La única manera de efectuar la oxidación es mediante procesos electrolíticos, que se estudiarán con detalle en el capítulo 19. El cloro, al igual que el flúor, se produce en la industria mediante procesos electrolíticos. El bromo se prepara industrialmente por la oxidación de iones Br – con cloro, que es un agente oxidante lo suficientemente fuerte como para oxidar a los iones Br – pero no al agua: 2Br-(ac) ⎯→ Br2(l ) + 2e

REACCIÓN DE DESPROPORCIÓN: La reacción de desproporción es un tipo especial de

reacción redox. En una reacción de desproporción, un mismo elemento en un estado de oxidación se oxida y se reduce al mismo tiempo. En una reacción de desproporción un reactivo siempre contiene un elemento que puede tener por lo menos tres estados de oxidación. El elemento mismo está en un estado de oxidación intermedio, es decir, pueden existir estados de oxidación superior e inferior para el mismo elemento. La descomposición del peróxido de hidrógeno es un ejemplo de una reacción de desproporción: 2H2O2(ac

2O(l )

+ O2(g)

Aquí, el número de oxidación del oxígeno en el reactivo ( –1) puede aumentar a cero en el O2 y, al mismo tiempo, disminuir a –2 en el H2O. Otro ejemplo es la reacción entre el cloro molecular y el NaOH en disolución: Cl2(g) + 2OH-(ac) → ClO-(ac) + Cl−(ac) + H2O(l ) Esta reacción describe la formación de los agentes blanqueadores caseros. El ion hipoclorito (ClO-) es el que oxida las sustancias coloridas en las manchas, convirtiéndolas en compuestos incoloros. Por último, es interesante comparar las reacciones redox con las reacciones ácido-base. Ambas reacciones son similares en cuanto a que las reacciones ácido-base implican la transferencia de protones, en tanto que en las reacciones redox se transfieren electrones. Sin embargo, en tanto que las reacciones ácido-base son fáciles de reconocer (ya que en ellas siempre participa un ácido y una base), no hay un procedimiento sencillo que permita identificar un proceso redox. La única manera segura es mediante la comparación de los números de oxidación de todos los elementos presentes en los reactivos y los productos. Cualquier cambio en el número de oxidación garantiza que la reacción sea de carácter redox, por naturaleza. SULFATO DE HIERRO El Sulfato de hierro es un compuesto químico iónico de fórmula (FeSO4). También llamado sulfato ferroso, caparrosa verde, vitriolo verde, vitriolo de hierro, melanterita o Szomolnokita, el sulfato de hierro (II) se encuentra casi siempre en forma de sal heptahidratada, de color azul-verdoso.

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Propiedades:   

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Estable en condiciones normales de uso y almacenamiento. En cualquiera de sus formas hidratadas, pierde agua en contacto con aire seco. Bajo exposición a la humedad, se oxida formando un recubrimiento marrón de sulfato de hierro (III), muy corrosivo. Al quemarse puede producir óxidos de azufre. Incompatible con álcalis, carbonatos solubles o sustancias oxidantes.

PERMANGANATO DE POTASIO El permanganato de potasio (KMnO 4) es un compuesto químico formado por iones potasio (K +) y permanganato (MnO4−). Es un fuerte agente oxidante. Tanto sólido como en solución acuosa presenta un color violeta intenso. Es utilizado como agente oxidante en muchas reacciones químicas en el laboratorio y la industria. También se utiliza como desinfectante y en desodorantes. Se utiliza para tratar algunas enfermedades parasitarias de los peces, así como en el tratamiento del agua potable, y como antídoto en los casos de envenenamiento por fósforo. TITULACIÓN O VALORACIÓN REDOX Una valoración es una reacción llevada a cabo mediante la adición cuidadosamente controlada de una disolución a otra. El truco consiste en detener la valoración en el punto en que ambos reactivos han reaccionado complemente, condición que se conoce como punto de equivalencia de la valoración. En una valoración necesitamos algún medio de señalar cuándo se alcanza el punto de equivalencia. En los laboratorios de química modernos esto se hace habitualmente mediante un instrumento de medida adecuado. Sin embargo, todavía se utiliza mucho una técnica consistente en añadir una cantidad muy pequeña de una sustancia a la mezcla de la reacción, sustancia que cambia de color en el punto de eequivalencia o en sus proximidades. Como en cualquier reacción se cumplirá: #equiv-g del agente reductor=#equiv-g del agente oxidante

Del mismo modo en que un ácido se puede titular con una base, un agente oxidante se puede valor con un agente reductor mediante un procedimiento semejante. Así, por ejemplo, se puede añadir con cuidado una disolución que contenga una agente oxidante a una disolución que contenga un agente reductor. El punto de equivalencia se alcanza cuando el agente reductor es completamente oxidado por el agente oxidante. Igual que las titulaciones ácido-base, las titulaciones redox por lo general requieren un indicador que tenga un cambio de color nítido. En presencia de una gran cantidad de agente reductor, el color del indicador es característico de su forma reducida. El indicador adopta el color que tiene en su forma oxidada cuando está presente en un medio oxidante. En el punto de equivalencia o cercano a éste ocurrirá un cambio nítido de color del indicador al pasar de un forma a la otra, por lo que el punto de equivalencia se puede identificar fácilmente. El UNI-FIGMM

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permanganato de potasio y el dicromato de potasio son dos agentes oxidantes muy

comunes.

Como se muestra en la figura anterior, los colores de los aniones permanganato y dicromato son muy diferentes de los colores que tienen las especies reducidas:

Por ellos, estos agentes oxidantes, se pueden utilizar por sí mismos como indicador interno en una titulación redox, ya que los colores de las formas oxidada y reducida son muy distintos. Las titulaciones redox requieren el mismo tipo de cálculos (basados en el método de mol) que las neutralizaciones ácido-base. Sin embargo, la diferencia entre éstas radica en que las ecuaciones y la estequiometria tienden a ser más complejas en las reacciones redox.

PROCEDIMIENTO Una titulación o valoración comienza con un vaso de precipitados o matraz Erlenmeyer conteniendo un volumen preciso del reactivo a analizar y una pequeña cantidad de indicador, colocado debajo de una bureta que contiene la disolución estándar. Controlando cuidadosamente la cantidad añadida, es posible detectar el punto en el que el indicador cambia de color. Si el indicador ha sido elegido correctamente, este debería ser también el punto de neutralización de los dos reactivos. Leyendo en la escala de la bureta sabremos con precisión el volumen de disolución añadida. Como la concentración de la disolución estándar y el volumen añadido son conocidos, podemos calcular el número de moles de esa sustancia (MOLARIDAD=MOLES/VOLUMEN). Luego, a partir de la ecuación química que representa el proceso que tiene lugar, podremos calcular el número de moles de la sustancia a analizar presentes en la muestra. Finalmente, dividiendo el número de moles de reactivo por su volumen, conoceremos la concentración buscada.

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PARTE EXPERIMENTAL EXPERIMENTO N°1: Valoración. PARTE A: Determinación de uns solución de permangato de potasio KMnO 4. 1. Se adiciona solución de Permanganato de Potasio (KMnO 4) por las paredes de una bureta limpia enrrasado a la lectura cero o a una marca definida, manteniendo la llave de esta cerrada. El líquido mojará todo el interior de la bureta, luego se deshecha el mismo (abriendo la llave de la bureta). 2. Se fija la bureta en un soporte universal que contiene una solución de Permanganato de Potasio con una pinza, la bureta debe de estar exenta de aire en la parte inferior de la llave, para lo cual eliminar cualquier burbuja de aire dejando caer un chorro de solución. 3. Enjuagar con cantidades de 5 ml de solución ferrosa o sal de Mohr, el vaso de 100 ml y una pipeta de 20ml. Enjuagar 3 erlenmeyers de 125 ml con agua destilada. 4. Llenar las tres cuartas partes del vaso de 100 ml con solución de sulfato ferroso y de este, pipetear 20 ml, luego vierta en el enlermeyer y rotule como N°1, proceda en la misma forma para obtener el N°2, y N°3. 5. Diluir cada erlenmeyer rotulado con 20 ml de agua destilada y acidificar con cerca de 5 ml de H2SO4 y efectuar una titulación preliminar y rápida del erlenmeyer N°1. Para ello colocar un papel blanco, y añadir rápidamente el KMnO 4 de la bureta al erlenmeyer hasta observar que con la última gota que se le dicione adquiera una coloración permanente, ligeramente rosada. En el momento de realizar la titulación debe agitar constantemente erlennmeyer, haciendo rotar suavemente. 6. El punto final o punto de equivalencia de la solución es cuando la solución adquiere un color rosado persistente.

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7. Anotar el volumen gastado que se muestra en la escala de la bureta para realizar los cálculos. Descartar la solución del erlenmeyer N°1, a un recipiente de residuos líquidos ROTULADO y lavar dicho erlenmeyer con agua de caño para no dejar residuo. 8. Tilular el erlenmeyer N°2 y N°3, para ello, llenar nuevamente la bureta con la solución de KMnO4, añadir esta solución al erlenmeyer hasta cerca de 2 ml menos del volumen obtenido en la titulación preliminar. Luego con cuidado continuar agregando gota a gota el KMnO 4 para que logre percibir el punto final con precisión. Anotar las lecturas de los volumenes obtenidos.

()  () = ()  (  )

PARTE B: Determinar la normalidad de un agente reductor. 1. Tomar 20ml de solución reductora y diluir en 20 ml de agua destilada, añadiendo 5 ml de H2SO4 3M (en los erlenmeyers) 2. Llenar la bureta con la solucción de KMnO 4 y enresado en la lectura cero en algún valor fijo porceda a titular. Anotar sus resultados y haga sus cálculos. IMPORTANTE: Parte A: El primer color rosado permanente aparece cuando el permanganato de potasio que se añade es equivalente a la cantidad de sulfato ferroso que hay en los 20 ml de solución estándar. Parte B: La conentración de KMnO 4, es lo que se obtiene en la titulación en la parte A. (ó )  (ó ) = ()  (  ) (ó ) = (ó )  () (ó )  () (ó ) = ()  (  )

EXPERIMENTO N°2: Introducción a la oxidación. PARTE A: Poder de oxidación. 1. Preparar tres grupos de 3 tubos de prueba. 2. En cada grupos coloque paralelamente un trozo pequeño y limpio de Cu; Zn y Pb. 3. Añadir: En el primer grupo 3 ml de Zn(NO3)2 0.1M. En el segundo grupo 3 ml de Cu(NO3)2 0.1M. En el tercer grupo 3 ml de Pb(NO3)2 0.1M.

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4. Añadir los casos en que tiene lugar una reacción. Cu

Zn

Pb

Zn(NO3)2

no hay reacción

no hay reacción

no hay reacción

Cu(NO3)2

no hay reacción

se pone negro

no hay reacción

Pb(NO3)2

no hay reacción

negro y se disgrega

no hay reacción

Se observó las siguientes reacciones: Zn(s) + Zn(NO 3)2

(ac)

Zn(s) + Pb(NO3)2(ac)

Zn(NO3)2(ac) + Cu(s) Pb(NO3)2(ac) + Cu(s)

PARTE B: Ensayos. 1. En los tubos de ensayo separar unos 3 ml de tres halógenos de disolución 2(), 2() y 2() . 2. Añadir 1 ml de tetracloruro de carbono a cada tubo, tapar con un tapón y agitar cada uno durante quince segundos. Observar el color de la fase CCl4 que tiene el halógeno disuelto. OBSERVACIONES: No se observaron cambios ya que el CCl4 es de naturaleza apolar, por ello se observan 2 fases en las mezclas de CCl4 con NaI y NaBr.

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CUESTIONARIO 1.- Una muestra de 5 mL de ácido fórmico se titula con 33.4 mL de NaOH 0.1249 M ¿qué volumen de este ácido se requiere para titular 10 mL de KMnO 4 0.2493?

Para la primera titulación se cumple: °(  ) = °()      = .    .    = . 

Para la segunda titulación:

°(  ) = °( )    .   =    .    = .   2.- Un farmacéutico desea saber cuál es la concentración de una solución de peróxido de hidrógeno (H 2O2 ), para ello mide 25 mL de muestra y lo diluye en un balón aforado de 250 mL, luego toma 25 mL de esta solución y lo titula con 35.8 mL de KMnO4 0.2725 M. Calcule dicha concentración.

Para la dilución del peróxido de hidrógeno se cumple lo siguiente:  =     =      =    =  

Para la titulación se cumple: °(  ) = °( )      = .    .     = .   Reemplazando en la relación anterior obtendremos  :  =   = .  

3.- ¿El tetracloruro de carbono disuelve al NaCl, NaBr o NaI? En caso de que alguno ocurra, ¿por qué?

El tetracloruro de carbono es una sustancia apolar y las otras tres sustancias (NaCl, NaBr y NaI) son polares. Por lo tanto el tetracloruro de carbono no podrá disolver a ninguna de ellas. 4.- Cuál es el orden de reactividad de los metales Cu, Zn y Pb. Explique a qué se debe este comportamiento.

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En química, la reactividad de una especie química es su capacidad para reaccionar en presencia de otras sustancias químicas o reactivos. Se puede distinguir entre la reactividad termodinámica y la reactividad cinética. La primera distingue entre sí la reacción está o no favorecida por entalpía (competencia entre energía y entropía), es decir si es una reacción espontánea o no. La segunda decide si la reacción tendrá lugar o no en una escala de tiempo dada. De esta forma, existen reacciones termodinámicamente favorables pero cinéticamente impedidas, como la combustión de grafito en presencia de aire. En casos así, la reacción se dará de una forma muy lenta o, directamente, no se producirá. Si una reacción se encuentra bloqueada cinéticamente, es posible lograr que se produzca alterando las condiciones de reacción o utilizando un catalizador. La química orgánica y la química inorgánica estudian la reactividad de los distintos compuestos. La fisicoquímica trata de calcular o predecir la reactividad de los compuestos, y de racionalizar los mecanismos de reacción. El orden creciente de la reactividad de estos elementos (Cu, Zn y Pb) es:  <  < 

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OBSERVACIONES

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En este tipo de titulación no se utiliza ningún indicador ya que los mismos reactivos utilizados actúan como indicadores. Es difícil de encontrar KMnO 4 puro (está mezclado con MnO 2). El agua destilada que usamos, probablemente contenga sustancias reductoras que forman MnO 2 con el KMnO4. Se usa H2SO4 (cc) ya que permite en la titulación le da el medio ácido y se trabaje con un Eº ox =1,5V, lo cual en un medio ácido fuerte ocurre la siguiente reacción: MnO4-+ 8H+ + 5e-→ Mn+2+ 4H2O, lo cual es favorable para una adecuada titulación. Si no se usara H2SO4 (cc), la titulación se daría en medio básico, neutro y en algunos casos ácido débil. Entonces ocurriría la siguiente reacción: MnO 4-+ 2H2O + 3e-→ MnO2+ 4OH- , lo cual sería desfavorable para la titulación ya que el MnO 2 cataliza la descomposición del KMnO 4. Al usar H2SO4 (cc) permite que la velocidad de reacción sea más rápida en conjunto con el proceso de calentamiento de la reacción.

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CONCLUSIONES

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Para preparar soluciones, también se pueden utilizar como soluto a las sales hidratadas. La solución de permanganato de potasio (KMnO 4) es un líquido morado, un poco espeso, y en la titulación se utilizó como agente oxidante. Antes de proceder a la titulación, primero se calienta las soluciones que se utilizaron como agente reductor (previamente contenido en un matraz erlenmeyer) hasta los 60oC. Al mezclar la solución con el permanganato de potasio, esta mezcla debe alcanzar una coloración rosada. Si se torna de color violeta, entonces quiere decir que ha ocurrido un exceso en la cantidad tomada del permanganato

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BIBLIOGRAFÍA

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Química General 8va edición (2003) Ralph H. Petrucci, William S. Harwood, F. Geoffrey HerringEd. Prentice Hall Páginas (146 — 148, 666 — 667, 698 — 699). Informe Nº 2 - Titulaciones Redox (Permanganimetria) Prof. Ángela Sifonte Laboratorio de Química Analítica Caracas, 23 de Noviembre de 2004. Sergio Ramírez Robles ‘‘Química General teoría y problemas’’, Editorial SEM. Brown Teodoro “Química la ciencia central” Editorial Prentice Hall. Ralph A. Burns “Fundamentos de química”, Editorial Pearson Educación, Segunda

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