INTRODUCCION 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 numero 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 de los 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 oxido-reducción tienen gran importancia en química analítica, pues permite medir con precisión una gran cantidad de iones en una solución.
OBJETIVOS
Preparar y valorar una solución de FeSO4
Aplicar método oxido reducción en titulación por permanganometría.
FUNDAMENTO TOERICO Se basa en el efecto oxidante del KMnO 4 en medio ácido sobre el sulfato ferroso y determinándose el punto final de la reacción por la obtención de una coloración ligeramente rosada. 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 positiva 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 reduce, 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.
El 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.
SULFATO DE HIERRO Es un compuesto químico iónico de fórmula (FeSO4). También llamado sulfato
ferroso, o caparrosa verde, el sulfato de Hierro (II) se encuentra casi siempre en forma de sal heptahidratada, de color azulverdoso. A 90°C, el heptahidrato pierde agua para formar el monohidrato incoloro, también llamado vitriolo verde o caparrosa. El sulfato de hierro(II) puede encontrarse en varios estados de hidratación, y varias formas de estas existen en la Naturaleza.
FeSO4·H2O (mineral: szomolnokita)
FeSO4·4H2O
FeSO4·5H2O (mineral: siderotilo)
FeSO4·7H2O (mineral: melanterita)
Propiedades:
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 (KMnO4) 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.
NORMALIDAD (N) Una solución norma de un agente reductor (u oxidante) se prepara disolviendo un equivalente-gramo por litro. El equivalente — gramo se determina dividiendo el peso molecular de la sustancia entre el cambio de estado de oxidación (número de electrones que gana o pierde). Para ello se tiene en cuenta la reacción de óxido — reducción.
REACCION QUIMICA 2 KMnO4 +10 FeSO4 + 8 H2SO4
K2SO4 + 2 MnSO4 + 5 Fe2 (SO4)3 + 8 H2O
Semireacciones 5e- + 8 H+ + MnO4-1
Fe+2
Mn+2 + 4 H2O
Ɵ= 5
Fe+3 + 1e-
Ɵ= 1
Agente reductor: FeSO4 (donde el Fe+2 pasa a Fe+3 perdiendo un electrón) − =
=
= 152
Agente oxidante: KMnO4 (donde el Mn+7 pasa a Mn+2 ganando cinco electrones)
− =
1
=
158 5
= 31.6
MATERIAL DE LABORATORIO
B ureta de 50 mls
Pipeta de 10 mls
Vas o de precipitación de 250 mls
B alón aforado de 100 mls
Matraz E rlenmeyer de 300 mls
REACTIVOS
S olución valorada de K MnO4 0.1N
H2S O4 solución 1:4
PROCEDIMIENTO Añadir a la muestra problema unos 50 mls agua destilada, agitar y pesar cuantitativamente a un balón aforado de 100, enrasar con agua destilada y agitar modernamente hasta su total uniformidad. De esta solución medir exactamente con pipeta 20 mls ,colocarlos en matraz erlemenyer de 300,agregar enseguida agua destilada hasta completar un volumen total de 100 mls y luego finalmente adicionar 10 mls de H2SO4 1 :4. Por separado enrasar la bureta con la solución de KMnO4 0.1 N y dejar caer lentamente esta solución al matraz agitando continuamente hasta una coloración ligeramente rosada. Anotar el número de mls gastados y realizar los cálculos. Hacer el dosaje por duplicado
PREPARACION DEL PERMANGANATO DE POTASIO
Pesamos . de KMnO4
Luego transvasamos del vaso de precipitación hacia la fiola y finalmete aforar hasta la señal indicada, rotulando la concentración y la formula.
Prediluimos lo que se pesó con 50 ml de agua
PROCEDIMIENTO DE H 2SO4 1 :4.
Medir con una pipeta 10 ml de H2SO4 concentrado
Medir en una probeta 40 ml de agua destilada
Vaciar el ácido lentamente al agua destilada
Poner en un vaso de precipitación los 10 ml de H2SO4 concentrado
Vaciar en un vaso de precipitación el agua destilada
Finalmente transvasar a una fiola de 50 ml indicando la formula y la concentración
PROCEDIMEINTO DE LA PREPRACION DEL SULFATO FERROSO
Pesar 3.8 g de FeSO4
FeSO4 diluido en 250 ml de agua destilada
Transvasar hacia la fiola de 250 ml y aforar hasta la señal indicada , rotulando la concentración y la formula química
PROCEDIMIENTO DE LA PRÁCTICA
Medir con una pipeta 20 ml de la solución
Con una probeta medimos 80 ml de agua destilada
Luego vaciar cada matraz los 80 ml de agua destilada
Una vez medido se coloca en el matraz los 20 ml de FeSO4
Todos los matraces llenados todos por igual
Medir con una pipeta 10 ml de la solución H2SO4 1 :4.
Luego la solución de KMnO4 0.1 N colocar en la bureta y aforar hasta cero
Luego vaciar a cada matraz los 10 ml de H2SO4 1 :4.
Luego la solución de KMnO4 0.1 N colocar en la bureta
Una vez aforada a cero se procede a colocarlo en soporte universal la bureta
Luego colocamos el matraz re arado ara la valoración
Se dejaba caer gota a gota de KMnO4 0.1 N al matraz asta obtener una coloración ligeramente rosada
Se dejaba caer gota a gota de KMnO4 0.1 N al matraz
Este mismo procedimiento se hace para todos los matraces preparados hasta obtener la coloración ligeramente rosada
CALCULOS P FeSO4= V x N x m P = gramos del sulfato ferroso V= mililitros gastados de KMnO4 N=Normalidad del KMnO4 m= miliequivalente del FeSO4 meq FeSO4 = 0.152 Nota: mls HCl titulado combinados (mls HCl titulado + mls de NaOH titulado) -Informar la cantidad del FeSO4 existente en la muestra dada.
Determinación del meq del FeSO4 Peso molecular del FeSO4
= 152
Equivalente quimico =PM/1 = 152/1=152 meq FeSO4 = 0.152
1.- PREPARAR 50 ML DE H 2SO4 PREPARACIÓN 1 :4. 10 ml de H2SO4 40 ml de H2O
2.- PREPARAR 100 ML DE KMNO 4 AL 0.1 N =
()
=.=
. .
= . =
3.- PREPARAR 250 ML DE FESO 4 AL 0.1 N =
()
=.=
.
= . =
N° de muestra
Volumen de gasto KMnO4 1
4.5 ml
2
3.5 ml
3
3.6 ml
4
3.5 ml
5
3.0 ml
CALCULANDO LA CANTIDAD DE MASA CONTENIDA EN CADA ALICUOTA 1) P FeSO4= VKMnO4 x N KMnO4 x meqFeSO4 P FeSO4= 4.5 ml x 0.1 x 0.152 P FeSO4= 0.0684 g 2) P FeSO4= VKMnO4 x N KMnO4 x meqFeSO4 P FeSO4= 3.5 ml x 0.1 x 0.152 P FeSO4= 0.0532 g 3) P FeSO4= VKMnO4 x N KMnO4 x meqFeSO4 P FeSO4= 3.6 ml x 0.1 x 0.152 P FeSO4= 0.05472 g 4) P FeSO4= VKMnO4 x N KMnO4 x meqFeSO4 P FeSO4= 3.5 ml x 0.1 x 0.152 P FeSO4= 0.0532 g 5) P FeSO4= VKMnO4 x N KMnO4 x meqFeSO4 P FeSO4= 3.0 ml x 0.1 x 0.152 P FeSO4= 0.0456 g
VII) CONCLUSIONES 7.1 De los objetivos de la práctica
Si se logró preparar y valorar la solución de FeSO4
también determinar qué cantidad de masa se encontraba en cada alícuota.
Se logró comprobar el método oxido reducción en titulación por permanganometria.
7.2 De los procedimientos de la práctica Durante el procedimiento de la práctica se iba comprobando lo que se había planteado en los objetivos y llegamos a la conclusión que si se llegó a obtener los resultados deseados, que era determinar qué cantidad de sulfato ferroso se encontraba en cada alícuota de 20 ml de sulfato ferroso.
7.3 De los contenidos científicos de la práctica Todo el contenido científico de lo que se ha establecido en la práctica se logró comprobar en el desarrollo de la práctica, donde la práctica se desarrolló sin inconveniente alguno por que se demostró los contenidos científicos.
VIII) BIBLIOGRAFÍA http://www.tenttiarkisto.fi/media/exams/6807.1.pdf
