Informe Nº4-Química General A2

 

 

 

 

 

RESUMEN 

En el laboratorio se pudo observar la preparación de soluciones oxidantes y reductoras, de igual manera la estandarización de las soluciones de KMnO4(permanganato de potasio),

O H

FeSO₄ ⋅7 ₂ (sulfato ferroso pentahidratado) y H₂C₂O₄(ácido oxálico), mediante la estandarización se podrá 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 la fórmula de una ecuación redox.

Para la estequiometría se utilizara el método del ión electrón que es el más utilizado para estas reacciones.

 

 

INTRODUCCIÓN 

Una reacción REDOX, implica transferencia eléctrica, es decir, que para que una reacción de este tipo suceda, necesariamente una especie química debe ceder electrones y otra debe aceptar esos electrones.

Como 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 electronegativos acepta el par de electrones que determina la unión.

La formulación de una ecuación redox se encuentra condicionada por diversos factores; en primer lugar es necesario conocer las especies químicas, reactivos y productos que intervienen en el proceso.

Para adecuar la formulación y la estequiometría de las sustancias reaccionantes se utilizan diversos procedimiento, el más utilizado de los cuales es el método del ión 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 redox tienen gran importancia en química analítica, pues permite medir con precisión una gran cantidad de iones en una solución.

 

 

PRINCIPIOS TEÓRICOS 

REACCIONES REDOX

Oxidación y Reducción

La corrosión del hierro (oxidación) y de otros metales, tal como la corrosión de las terminales de una batería de automóvil, son procesos conocidos. Llamamos corrosión a la conversión de un metal en un compuesto metálico, por medio de una reacción entre el metal y alguna sustancia de su entorno. La corrosión involucra la reacción de oxígeno con el hierro, en presencia de agua.

Cuando un metal se corroe, pierde electrones para formar cationes. Por ejemplo, el calcio es vigorosamente atacado por ácidos para formar iones calcio:

) ( 2 ) ( ) ( ) (s 2H ac Caac Hs g Ca + + ⎯⎯→ + + (a)

Cuando un átomo, ión o molécula adquiere una carga más positiva (es decir, cuando ha perdido electrones), decimos que se oxida. A la pérdida de electrones que experimenta una sustancia, se llama oxidación. Entonces, elCa, que no tiene carga neta, se oxida (experimenta una oxidación) en la ecuación a para formarCa2+.

El término oxidación se utiliza porque las primeras reacciones de este tipo en ser estudiadas a fondo, fueron reacciones con oxígeno. Muchos metales reaccionan directamente con el O del aire para formar óxidos metálicos. En estas reacciones, el metal ₂ transfiere electrones al oxígeno, para formar un compuesto iónico con el ión metálico y el ión óxido. Por ejemplo, cuando el calcio metálico se expone al aire, la superficie metálica brillante se opaca conforme se produce CaO:

) ( ) ( 2 ) ( 2 2Cas +O ac ⎯⎯→ CaOs (b)

Cuando elCase oxida en la ecuación b, el oxígeno se transforma deO neutro a dos ₂ ionesO2−. Cuando un átomo, ión o molécula adquiere una carga más negativa (ha ganado

electrones), decimos que se ha reducido. A la ganancia de electrones que experimenta una sustancia, le llamamos reducción. Cuando un reactivo pierde electrones (es decir, cuando se oxida), otro reactivo debe ganarlos. La oxidación de una sustancia siempre va acompañada por la reducción de otra, cuando los electrones se transfieren entre ellas.

Titulaciones redox

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 permanganato de potasio (KMnO4) y el dicromato de potasio (K2Cr2O7) 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:

3 2 1 3 2 1 _rosadoclaro 2 morado 4 + − _⎯⎯→ Mn MnO _{ verde 3 anaranjado amarillo 2 7 2 + − _⎯⎯→ Cr O Cr 312

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 estequiometría tienden a ser más complejas en las reacciones redox.

DETALLES EXPERIMENTALES 

1. Materiales y Reactivos 1.1. Materiales • Cocinilla (1) • Bureta de 25 mL (1) • Balanza analítica (1) • Piceta (1) • Termómetro (1) • Fiolas de 250 mL (1), 100 mL (3) • Matraz erlenmeyer (1) • Soporte universal (1) • Probeta de 25 mL (1) • Vaso de 250 mL (1) • Bagueta (1) • Luna de Reloj (1) 1.2. Reactivos • Ácido sulfúricoH2SO4(1:1) • Oxalato de sodio Na2C2O4(s)(Q,P) • Permanganato de PotasioKMnO_{4 s( )}

• Sulfato ferroso heptahidratadoFeSO₄⋅7H₂O_(s) • Ácido oxálico dihidratado H2C2O4⋅2H2O(s) • Agua destilada

2. Procedimiento Experimental

• 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.

2.2. Preparación de 100 mL de solución de permanganato de potasio 4

KMnO aproximadamente 0.1 N.

• Se recibió del Profesor una muestra problema de solución deKMnO4.

2.3. Preparación de 100 mL de solución de sulfato ferroso )

( 2 4 7H Os

FeSO ⋅ aproximadamente 0.1 N.

• Se siguió el mismo procedimiento del ítem 2.1 preparar esta solución pesando 2.780 g de cristales de sulfato ferroso heptadihidratado.

2.4. Preparación de 100 mL de solución de ácido oxálico ) ( 2 4 2 2C O 2H Os H ⋅ aproximadamente 0.1 N.

• Se siguió el mismo procedimiento del ítem 2.1, preparar esta solución pesando 0.630 g de cristales de ácido oxálico dihidratado.

2.5. Estandarización de la solución deKMnO₄aproximadamente 0.1 N.

• Se adicionaron unos 2 mL de la solución de permanganato de potasioKMnO4, 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 dejo luego el nivel en 0 o en un valor determinado.

• Se midió con la pipeta 20 mL de solución estándar de oxalato de sodioNa2C2O40.1 N y se adicionaron en un matraz erlenmeyer de 250 mL

• Al matraz erlenmeyer se le agregaron 100 mL de agua destilada y unos 2 mL de solución deH2SO4

( )

1:1 . Luego se calentó

el matraz hasta que la solución alcance una temperatura de 60 ºC.

• Se colocó el matraz sobre un fondo blanco, debajo de la bureta y se procedió a titular en caliente, agregándole solución deKMnO₄ y agitando continuamente. El punto final de la solución es cuando la solución adquiere un color rosado persistente tal como se muestra en la figura.

• Se anotó el volumen gastado deKMnO4. • Se calculó la normalidad de la solución

deKMnO₄ 4 4 4 2 2 4 2

2CO NaCO gastadodeKMnO KMnO

Na N V N

V × = ×

2.6. Estandarización de una solución de sulfato ferrosoFeSO₄⋅7H₂Oaprox. 0.1 N. • Se midió con la pipeta 20 mL de la solución de sulfato

ferrosoFeSO4aproximadamente 0.1 N y se adicionaron en un matraz erlenmeyer de 250 mL.

• Al matraz erlenmeyer se agregaron 100 mL de agua destilada y unos 2 mL de solución deH₂SO₄

( )

1:1 . Luego se calentó el matraz hasta que la solución alcance una temperatura de 60 ºC.

• 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 deKMnO4y 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 deKMnO4.

• Se calculó la normalidad de la solución deFeSO₄

4 4

4

4 FeSO gastadodeKMnO KMnO

FeSO N V N

V × = ×

2.7. Estandarización de una solución de ácido oxálico H₂C₂O₄ ⋅2H₂Oaprox. 0.1 N. • Se siguió el mismo procedimiento del ítem 2.6 midiendo 20 mL de la

solución de ácido oxálicoH2C2O4aproximadamente 0.100 N. • Se calculó la normalidad de la solución deH2C2O4.

4 4 4 2 2 4 2

2CO H CO gastadodeKMnO KMnO

H N V N

V × = ×

2.8. Titulaciones de muestras y soluciones problemas: • Se proporcionó una muestra

sólida de ácido oxálicoH2C2O4 y por titulación con la solución valorada de permanganato de potasioKMnO4, siguiendo el procedimiento del ítem 2.7, se determinó la pureza de la sal y la normalidad de la solución.

DISCUSIÓN DE RESULTADOS 

ESTANDARIZACION DE SOLUCION DE PERMANGANATO DE POTASIO aprox. 0.1N

Según la siguiente reacción:

O H CO SO Na MnSO SO K SO H O C Na KMnO4 5 2 2 4 8 2 4 1 2 4 2 4 5 2 4 10 2 8 2 2 + + ⎯⎯→ + + + +

Se llega a determinar el factor θ y por consiguiente la concentración deKMnO4 experimental.

Mediante la ley de equivalentes:

4 4 4 2 2 4 2

2C O Na CO gastadodeKMnO KMnO

Na N V N

V × = ×

Se remplaza según los datos y el volumen gastado de KMnO₄: ml V_{Na CO} 20 4 2 2 = M N_{Na C O} 0.10 4 2 2 = 4 de gastado KMnO V = 12.7 ml

Obteniendo de esta manera la concentración de : N N_KMnO 0.16

4 =

ESTANDARIZACION DE SOLUCION DE SULFATO FERROSO

O H FeSO₄ ⋅7 ₂ aprox. 0.1N Según la reacción:

(

SO

)

H O Fe MnSO SO K SO H FeSO KMnO₄ 10 ₄ 8 _{2 4} 1 _{2 4} 2 ₄ 5 _{2 4 3} 8 ₂ 2 + + ⎯⎯→ + + +

Se llega a determinar la concentración de FeSO₄mediante la siguiente ecuacion:

4 4

4

4 FeSO gastadodeKMnO KMnO

FeSO N V N

V × = ×

Teniendo como datos:

4

FeSO

V =20ml

4

KMnO

N =0.16N

Obteniendo de esta manera la concentración de :

4

FeSO

N = 0.11N

ESTANDARIZACION DE SOLUCION DE ACIDO OXALICO H2C2O

aprox. 0.1N O H CO MnSO SO K SO H O C H KMnO4 +5 2 2 4+8 2 4⎯⎯→1 2 4 +2 4+10 2 +8 2 Mediante esta ecuación se llega a determinar la concentración de

4 2 2CO H N 4 4 4 2 2 4 2

2CO H CO gastadodeKMnO KMnO

H N V N

V × = ×

Se tiene como datos, para determinar

4 2 2CO H N 4 2 2CO H V =20ml 4 2 2CO H N =0.1N 4 de gastado KMnO V =12.4ml

Teniendo de esta forma una concentración igual a :

4

KMnO

N =0.10N

Titulaciones de muestras y soluciones problemas:

Tenemos una muestra de Na₂C₂O₄con una masa de 0.5 g cuya pureza en una muestra no se conoce. Se nos pide hallar el porcentaje en masa de la muestra.

100 % 2 2 4 4 2 2 = × muestra O C Na W W O C Na

Mediante la Ley de Equivalentes, hallamos el peso delNa2C2O4en la muestra.

(

4

)

#

(

2 2 4

)

#Eq−g KMnO = Eq−g H C O Y esto es igual a: 4 2 2 4 2 2 4 4 de

gastado KMnO NKMnO VHCO NHCO

Los datos obtenidos en la titulación fueron: mL V _KMnO 2.7 4 de gastado = N NKMnO₄ =0.16 mL VNa₂C₂O₄ =20 Reemplazando en la ecuación: N N_HCO 2.2 10 5 4 2 2 − × ≈

Ahora hallamos el porcentaje en masa:

(

2 2 4

)

de gastado ₄ N ₄ #Eq g H C O V KMnO × KMnO = −

(

H C O

)

Eq g g Eq− _{2 2 4} =4.32×10−4 − # g W Peq g Eq W Peq W g Eq mol g Eq mol g O C H 0.02 5 90 10 32 . 4 # # 4 4 2 2 = × × ≈ ⎯→ ⎯ × − = ⎯→ ⎯ = − − ₋ Ahora, en la ecuación: 100 % 2 2 4 4 2 2 = × muestra O C H W W O C H % 40 % 100 05 . 0 02 . 0 % _{2 2 4} = × = g g O C H

 

 

 

 

CONCLUSIONES 

• En este tipo de titulación no se utiliza ningún indicador ya que los mismos reactivos utilizados actúan como indicadores.

• Es difícil de encontrarKMnO₄puro (está mezclado conMnO₂). El agua destilada que usamos, probablemente contenga sustancias reductoras que formanMnO₂con

elKMnO4.

• Se usa H2SO4ya que en la titulación le da el medio ácido y permite que la reacción: O

H Mn

e H

MnO₄−+8 ++5 −⎯⎯→ 2++4 ₂ sea favorable para una adecuada titulación. • Si no se usaraH₂SO₄, la titulación se daría en medio básico, neutro y en algunos casos

ácido débil. Entonces ocurriría la siguiente reacción: − − −_{+ + ⎯⎯→ +} OH O Mn e O H

MnO₄ 2 ₂ 3 ₂ 4 la cual es desfavorable para la titulación ya que el MnO2cataliza la descomposición delKMnO4.

• Al usarH2SO4permite que la velocidad de reacción sea más rápida en conjunto con el proceso de calentamiento de la reacción.

 

 

 

 

 

RECOMENDACIONES 

• Se debe conocer que tipo de sustancias pueden servir para favorecer las reacciones. • Revisar si los equipos están en buen estado.

• Tener cuidado con las sustancias utilizadas.

BIBLIOGRAFÍA 

•

CHANG, Raymond. Quimica general. Editorial Mc Graw - Hill. Novena edición.

2007.

 

•

BROWN-LEMAY. Química “La ciencia central”. Editorial Prentice Hall.

ANEXOS 

CUESTIONARIO 

1. Escriba las ecuaciones moleculares e iónicas de las titulaciones de los ítem 2.5, 2.6 y 2.7 A. ECUACIONES MOLECULARES 2.5 O H CO SO Na MnSO SO K SO H O C Na KMnO4 5 2 2 4 8 2 4 1 2 4 2 4 5 2 4 10 2 8 2 2 + + ⎯⎯→ + + + + 2.6

( )

SO H O Fe MnSO SO K SO H FeSO KMnO4 10 4 8 2 4 1 2 4 2 4 5 2 4 3 8 2 2 + + ⎯⎯→ + + + 2.7 O H CO MnSO SO K SO H O C H KMnO4 +5 2 2 4 +8 2 4 ⎯⎯→1 2 4 +2 4 +10 2 +8 2 B. ECUACIONES IÓNICAS 2.5 O H CO Mn H O C MnO₄ 5 _{2 4}2 16 2 2 10 ₂ 8 ₂ 2 − + − + + ⎯⎯→ + + + 2.6 O H Fe Mn H Fe MnO₄ 10 2 16 2 2 5 ₂3 8 ₂ 2 −+ + + + ⎯⎯→ + + + + 2.7 O H CO Mn H MnO O C 2 2 2 4 2 4 2 2 16 2 10 8 5 − + − + + ⎯⎯→ + + +

2. Balancear las ecuaciones de la pregunta anterior por el método ión electrón. 2.5 O H CO SO Na MnSO SO K SO H O C Na KMnO4 + 2 2 4 + 2 4⎯⎯→ 2 4 + 4 + 2 4 + 2 + 2 Ecuación Iónica 2 2 2 4 2 4 C O Mn CO MnO− + − ⎯⎯→ + + Las semireacciones:

(

MnO₄− +8H+ +5e− ⎯⎯→Mn2+ +4H₂O

)

×2 (Reducción)

(

2 2 2

)

5 2 4 2 ⎯⎯→ + × − − e CO O C (Oxidación) 2 2 2 2 4 2 4 5 16 2 8 10 2MnO− + C O − + H + ⎯⎯→ Mn + + H O + CO

Reemplazando los coeficientes obtenidos en la ecuación molecular

O H CO MnSO SO H O C Na KMnO₄ 5 _{2 2 4} 8 _{2 4} 2 ₄ 10 ₂ 8 ₂ 2 + + ⎯⎯→ + + 2.6

(

SO

)

H O Fe MnSO SO K SO H FeSO KMnO4 + 4 + 2 4 ⎯⎯→ 2 4 + 4 + 2 4 3 + 2 Ecuación Iónica 3 2 2 2 4 Fe Mn Fe MnO− + + ⎯⎯→ + + Las semireacciones:

(

8 5 4 2

)

2 2 4 + + ⎯⎯→ + × + − + − O H Mn e H MnO (Reducción)

(

2Fe2+ ⎯⎯→Fe₂3 +2e−

)

×5 (Oxidación) O H Fe Mn H Fe MnO₄ 10 2 16 2 2 5 ₂3 8 ₂ 2 − + + + + ⎯⎯→ + + +

Reemplazando los coeficientes obtenidos en la ecuación molecular

( )

SO H O Fe MnSO SO K SO H FeSO KMnO₄ 10 ₄ 8 _{2 4} 1 _{2 4} 2 ₄ 5 _{2 4 3} 8 ₂ 2 + + ⎯⎯→ + + + 2.7 O H CO MnSO SO K SO H O C H KMnO₄+ _{2 2 4}+ _{2 4}⎯⎯→ _{2 4}+ ₄ + ₂ + ₂ Ecuación Iónica 2 2 4 2 4 2O MnO Mn CO C −+ −⎯⎯→ ++ Las semireacciones:

(

MnO₄− +8H+ +5e− ⎯⎯→Mn2+ +4H₂O

)

×2 (Reducción)

(

2 2 ₂ 2

)

5 4 2 ⎯⎯→ + × − − e CO O C (Oxidación) O H CO Mn H O C MnO 2 2 2 2 4 2 4 5 16 2 10 8 2 −+ −+ + ⎯⎯→ ++ +

Reemplazando los coeficientes obtenidos en la ecuación molecular

O H CO MnSO SO K SO H O C H KMnO₄ +5 _{2 2 4}+8 _{2 4}⎯⎯→1 _{2 4}+2 ₄+10 ₂+8 ₂

Se utilizaH₂SO_4(cc)porque esto permite que las sustancias iónicas se disocien más rápidamente los compuestos como el permanganato y las demás sustancias que reaccionen. Además permite que la reacción se de en medio ácido lo cual permite la identificación del punto de equilibrio que es el indicador del permanganato cuando la solución se torna de color rosado persistente.

4. Explique a que se debe el color rosa persistente al final de de la titulación redox en las que se emplea elKMnO4como agente oxidante en medio ácido.

Se da porque al tener al

KMnO

₄ (permanganato de potasio) como agente oxidante en medio ácido este al no consumirse por completo deja el color rosado persistente ya que en el equilibrio tanto el permanganato como las demás sustancias producidas y reactantes en el equilibrio se mantienen constantes y ese es el motivo del color rosado persistente. Además el ión permanganato decolora el color violeta.

5. Una solución de permanganato de sodio se tituló adicionando 28.75 mL de la solución a una solución de oxalato de sodio preparada dividiendo 0.2022 g en 50,0 mL de agua. Calcular la molaridad de la solución de permanganato.

Tenemos los datos mL V _KMnO 28.75 4 de gastado = g m_NaCO 0.2022 4 2 2 = mL V_NaCO 50.0 4 2 2 =

Ahora, sabemos que:

4 4 4 2 2 4 2

2CO NaCO gastadodeKMnO KMnO

Na N V N

V × = × ………….. (1)

Hallamos la molaridad de la solución deNa₂C₂O₄:

M

L

V

M

m

M

gmol g O C Na O C Na O C Na

0

.

03

05

.

0

134 2022 . 0 4 2 2 4 2 2 4 2 2

=

=

≈

Luego, hallamos la normalidad: θ × = M N θ × = 4 2 2 4 2 2CO NaCO Na M N sal) la de anión o catión del carga ( 2 = θ N L g eq mol g eq L mol N_NaCO 0.03 2 0.06 0.06 4 2 2 = − = − × =

Ahora, regresamos a la ecuación (1):

4 4 4 2 2 4 2

2CO NaCO gastadodeKMnO KMnO

Na N V N V × = × 4 75 . 28 06 . 0 0 . 50 mL NKMnO L g eq mL× − = × N N_KMnO 0.10 4 ≈

Finalmente, para el KMnO₄el valor de θ =1, por lo tanto: M MKMnO₄ ≈0.10