Universidad Nacional Mayor de San Marcos(Universidad del Perú, Decana de América)Facultad de Química e Ingeniería Química

Escuela Profesional QuímicaLaboratorio de Química AII

Informe de Laboratorio de Química

“TITULACIÓN REDOX”

Profesor: Ing. Carlos Góngora Tovar Grupo1: jueves de 1-5 pm

Aliaga Paucar Edgar CarlosCasallo Cortegana, Jorge Ricardo

Quispe Claros, Laura Luz

Fecha de entrega: jueves 7 de octubre del 2010 Ciudad Universitaria, 30 de setiembre del 2010

Lima – Perú

TABLA DE CONTENIDO

Pág

1. Resumen ……………………...……………………………....12. Introducción ……………………...…………………...…..….23. Historia……………………….…………………………….....34. Principios teóricos …………………………..……………..4-8

4.1. Requisitos que debe cumplir el oxidante en volumetría redox4.2. Permanganato de Potasio4.3. Puntos Finales4.4. Preparación y estabilidad de las soluciones patrón4.5. Patrones Primarios4.6. Determinación de oxalato 4.7. Otras aplicaciones de la permanganometría

5. Detalles experimentales .………………………..………...9-155.1. Materiales y Reactivos5.2. Procedimiento Experimental

5.2.1. Preparación de 100 mL de una solución Estándar de Na2C2O4 0,100N

5.2.2. Estandarización de la solución de KMnO4 aproximadamente 0,1N 5.2.3. Preparación de 100 mL de una solución de FeSO4 .7H2O

aproximadamente 0,1N5.2.4. Estandarización de la solución de FeSO4.7H2O aproximadamente

0,1N 5.2.5. Preparación de 100 mL de una solución de H2C2O4.2H2O

aproximadamente 0,1N5.2.6. Estadarización de la solución de H2C2O4. 2H2O aproximadamente

0,1N5.2.7. Estandarización de una solución problema (S.P)

5.3. Cálculos

6. Discusión de Resultados………………….…………...……………167. Conclusiones ……………………………………....……………….178. Recomendaciones ………………………………...……..............…189. Bibliografía ………………………………………...……................1910. Anexos ……………………………………………………….....20-25

10.1. Cuestionario10.2. Materiales (gráficos)10.3. Resultados del Procedimiento Experimental

1. RESUMEN

La titulación es un proceso por el cual se determina la concentración de una disolución. Este proceso se realiza por medio de una reacción entre una disolución patrón y una de concentración desconocida, a la disolución a la cual se le determinará la concentración se le añade algún indicador, para que por medio de un cambio de color, se pueda determinar el volumen de la disolución patrón con el cual ha reaccionado el total de la disolución desconocida.  Para la práctica se realizó la titulación de NaOH con HCl, llegando a la estandarización de la solución de NaOH y luego con la muestra de NaOH estandarizada se tituló la muestra desconocida de HCl. La realización de este proceso se dio de la siguiente manera: Se lavó la cristalería, luego se armó un equipo con una bureta, en la cual se añadieron las soluciones patrón, un erlenmeyer, en el cual se añadiría la solución desconocida y gota a gota se vaciaría la bureta hasta que se completase la reacción. De esta manera se conoció el volumen necesario de disolución estándar para completar la reacción con la disolución desconocida, de esta manera se conoció la concentración de la disolución desconocida. 

2. INTRODUCCIÓN

Los átomos buscan alcanzar una configuración electrónica tan estable como de la de los gases nobles, ya sea ganando, perdiendo o compartiendo electrones con otros átomos.

El número de oxidación o estado de oxidación de un átomo que forma parte de un compuesto iónico o covalente, se asigna al determinar el número de cargas que el átomo tendría si los electrones se transfieran por completo. Cuando un átomo no ha perdido ni ganado electrones, su número de oxidación es cero. Si ha perdido electrones es positivo (+) si ha ganado electrones será negativo(-).

Un átomo, molécula o ion se oxida cuando aumenta su número de oxidación y se reduce cuando su número de oxidación disminuye. El átomo o ión que aumenta su estado de oxidación hacia el sentido (+) en una recta numérica significa que se está oxidando y si se dirige hacia el sentido (-) de la recta numérica significa que se está reduciendo.

Muchos elementos se pueden encontrar en más de un estado de oxidación. Entre ellos encontramos elementos representativos (los bloques s y p, es decir elementos como N, S y P) y elementos de transición (los bloques d y f, como Fe, Co y Cr). El manganeso, por ejemplo, tiene estados de oxidación =,II ,III,IV,V;VI,VII. La mayoría de los iones de los metales de transición tiene un color característico en sus diferentes estados de oxidación.

Las volumetrías redox utilizan reacción de óxido- reducción entre reactivo y analito. Los analitos reductores se titulan con una solución de un reactivo oxidante de concentración perfectamente conocida; los roles se invierten en el caso de analitos oxidantes. Como en toda determinación volumétrica es necesario que la estequiometria de la reacción esté perfectamente establecida, que la reacción sea rápida, y que se cuente con los medios para generar un punto final tan cercano al punto de equivalente como sea posible.

En este experimento se comenzará con el Mn que se encuentra en el permanganato de potasio(KMnO4) , que es de color magenta, en el cual el Mn tiene un número de oxidación de +7.

En una solución ácida, el Mn7+ es reducido a Mn2+ pues gana 5 electrones y queda de color rosa pálido, casi incoloro:

ácidoMnO4

- + 5e- → Mn 2+ (1)

3. HISTORIA

La palabra “titulación” viene de la palabra latina titalus, significando la inscripción o el título. La palabra francesa título, también de este origen, los medios alinean. La titulación, por la definición, es la determinación de la fila o de la concentración de una solución con respecto al agua con un pH de 7 (que sea el pH del agua pura).

Los orígenes del análisis volumétrico son adentro atrasados - químicos de 18 del th franceses del siglo. Francois Antoine Henri Descroizilles desarrolló la primera bureta (que miraba más bien un cilindro graduado) en 1791. José Louis Gay-Lussac desarrolló una versión mejorada de la bureta que incluyó un brazo lateral, y acuñó los términos “pipeta” y “bureta” en un documento 1824 sobre la estandarización de las soluciones del añil. Una brecha importante en la metodología y la popularización del análisis volumétrico era debido a Karl Friedrich Mohr, que reajustó la bureta colocando una abrazadera y una extremidad en el fondo, y escribió el primer libro de textos en el asunto, El der de Lehrbuch chemisch-analytischen Titrirmethode (Libro de textos de los métodos de la titulación del analítico-producto químico), publicado en 1855.[1]

4. PRINCIPIOS TEÓRICOS

4.1. REQUISITOS QUE DEBE CUMPLIR EL OXIDANTE EN VOLUMETRÍA REDOX

Debe ser lo bastante fuerte para que la reacción con la sustancia que se valora sea prácticamente completa, esto significa que el potencial. Eº, de la semireacción correspondiente al oxidante (valorante ha de ser por lo menos 0,2V más que el Eº de la semireacción correspondiente a la sustancia que se valora.

El oxidante no ha de ser tan enérgico que pueda reaccionar con cualquiera de los componentes de la solución que se valora, salva la especie deseada.

El oxidante ha de reaccionar rápidamente con la sustancia que debe determinarse (o sea, aunque resulte conveniente termodinámicamente, el mecanismo del proceso redox quizá fuera tan complicado que la reacción no ocurriría a velocidad conveniente. Esto ocurre cuando hay transferencia múltiple de electrones por formación o rotura de enlaces químicos).

El manganeso existe en varios estados de oxidación estables, los más importantes son: Mn+7, Mn+4, Mn+2.

4.2. PERMANGANATO DE POTASIO

Las soluciones de permanganato de Permanganato de potasio, corresponden a soluciones altamente oxidantes. La semireacción de oxidación es:

MnO4-1 + 8H+ + 5e- ⇆ Mn+2 + 4 H2O Eº = + 1,51V

Esta semireacción tiene lugar únicamente en soluciones de ácidos fuertes 0.1M. En medio menos ácido, los productos pueden ser Mn(III),Mn(IV) o Mn(VI), dependiendo de las condiciones de la reacción.

Permanganato de potasio como valorante:

MnO4-1 + 8H+ + 5e- ⇆ Mn+2 + 4 H2O Eº = + 1,51V

MnO4-1 + 4H+ + 3e- ⇆ MnO2 + 2 H2O Eº = + 1,68V

Las soluciones de KMnO4 son de color tan intenso que una sola gota de solución

0,02N da color perceptible a 100 mL de agua.

El KMnO4 es su propio indicador.

El KMnO4 es inestable, es capaz de oxidar espontáneamente el agua , además del

hecho de que la materia orgánica lo reduce.

4 MnO4-1 + 2 H2O ⇆ 4 MnO2 + 3O2 + 4 OH- Eº = 0,187 V

La velocidad de esta reacción es muy lenta, está catalizada por luz, calor, ácidos,

bases sales de Mn++ y por el propio MnO2. Por lo tanto, todo el MnO2 deberá ser

eliminado.

Las soluciones de KMnO4 deben permanecer en frascos oscuros, mantenerse lejos de

la luz o contaminación de polvo.

Las soluciones de permanganato se descomponen lentamente y en ocasiones es

necesario volver a estandarizarlas.

Las soluciones de permanganato de potasio se utilizan más comúnmente que otras,

debido al color que poseen estas, el cual es tan intenso que puede servir como

indicador en las titulaciones. Además otra razón de su popularidad es su bajo costo.

4.3. PUNTOS FINALES

Una propiedad que hace muy útil a la solución de permanganato de potasio es su color púrpura intenso, que es suficientemente para servir de indicador en la mayoría de titulaciones. Cantidades tan pequeñas como 0,01 a 0,02 mL de una solución 0,02 M le dan color perceptible a 100mL de agua .Si la solución de permanganato está muy diluida, se puede emplear ácido difenilamino sulfónico o el complejo 1,10- fenantrolina de hierro(II) para tener un punto final más nítido. El punto final con el permanganato 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:

2 MnO4-1 + 3Mn2+ + 2 H2O ⇆ 5 MnO2 + 4 H+

La constante de equilibrio para esta reacción es de aproximadamente 1047, lo que indica que la concentración en equilibrio de ion permanganato es extremadamente pequeña, aún en medio fuertemente ácido. Por suerte la velocidad a la que se alcanza este equilibrio es tan lenta que la decoloración en el punto final es gradual quizá en unos 30 segundos.

4.4. PREPARACIÓN Y ESTABILIDAD DE LAS SOLUCIONES PATRÓN

Las soluciones acuosas de permanganato no son totalmente estables debido a que el ion tiende a oxidar al agua.

4 MnO4-1 + 2 H2O ⇆ 4 MnO2 + 3O2 + 4 OH-

Aunque la constante de equilibrio para la reacción indica que ésta es favorable a los productos, las soluciones de permanganato, preparadas de manera adecuada, son razonablemente estables porque la reacción de descomposición es lenta. Se puede catalizar con la luz, calor, ácidos, bases, manganeso(II) y dióxido de manganeso.

Se pueden preparar soluciones de permanganato moderadamente estables si los efectos de estos catalizadores, particularmente el dióxido de manganeso, se reducen al mínimo.

El dióxido de manganeso es un contaminante incluso en el permanganato de potasio sólido más puro. Además, se forma en soluciones del reactivo preparadas recientemente debido a la reacción del ion permanganato con materia orgánica y polvo presentes en el agua utilizada para preparar la solución. El dióxido de manganeso se puede eliminar por filtración antes de la estandarización, lo mejora notablemente la estabilidad de las soluciones patrón de permanganato. Antes de filtrar, la solución se deja reposar unas 24 horas, o se puede calentar unos minutos para acelerar la oxidación de la materia orgánica, contaminante muy común, aunque en pequeña proporción, en el agua destilada y desionizada. La filtración en papel no es adecuada porque el ion permanganato reaccionaría con él, formando más óxido de manganeso.

Las soluciones de permanganato estandarizadas se deben conservar en la oscuridad.

Si se detecta la formación de sólidos en el sólido de la solución o en las paredes del frasco, se deberá filtrar y estandarizar nuevamente. En cualquier caso, como medida de precaución es conveniente volver a estandarizar cada una o dos semanas.

Las soluciones que contengan un exceso de permanganato no deberán calentarse porque se descomponen por oxidación del agua. Esta descomposición no se puede compensar con un blanco. Por otro lado, es posible titular con permanganato soluciones ácidas calientes de reductores sin que se introduzca un error, siempre y cuando el reactivo se agregue lentamente parea que no se acumule en cantidades excesivas.

4.5. PATRONES PRIMARIOS

Se cuenta con varios patrones primarios excelentes para la estandarización de soluciones de permanganato como:

a) Oxalato de Sodio: Na2C2O4

El oxalato de sodio es muy utilizado para estandarizar soluciones de permanganato. En medio ácido, el ión oxalato se transforma en el ácido no disociado.

Se dispone de este reactivo comercialmente en estado muy puro, se disuelve en medio ácido sulfúrico, formándose ácido oxálico no disociado.

2 MnO4-1 + 5 H2C2O4 + 6 H-1 ⇆ 2 Mn+2 + 10 CO2 + 8 H2O

El mecanismo por el cual transcurre esta reacción es extraordinariamente complicado, y sólo se obtienen resultados analíticos reproducibles y estequiométricos cuando se satisfacen ciertas condiciones empíricas:

Debe valorarse a unos 70ºC para favorecer la velocidad de reacción A medida que avanza la reacción se vuelve prácticamente instantánea,

constituyendo un proceso autocatalítico, en el cual uno de los productos de la reacción funciona como un catalizador, se forman complejos de oxalato de Mn(III)

4Mn+2 + MnO4 -1 + 15 C2O4 -2 + 8H+1 ⇆ 5Mn(C2O4)3-3 + 4H2O

Estos complejos de Mn(III) se descomponen en varios pasos, formando Mn+2 y CO2:

2 Mn(C2O4)3-3 2Mn⇆ +2 + 2CO2 + 5C2O4 -2

La serie de reacciones es aún más complicada porque las especies MnO2 y Mn (IV) se cree intervienen como intermedios transitorios.El resultado neto de todas estas reacciones es que el H2C2O4 se oxida a CO2 , el KMnO4 se reduce a Mn+2 y se obedece la estequiometria de reacción deseada.

4.6. DETERMINACIÓN DE OXALATO

El permanganato reacciona con oxalato en medio ácido según la reacción:

5 C2O4 2- + 2 MnO4 - + 16 H3O + ⇆ 10CO2 + 2Mn2+ + 24 H2O

El medio que se emplea habitualmente es una solución diluida de ácido sulfúrico (alrededor de 1M). La reacción es lenta a temperatura ambiente, y debe efectuarse a temperaturas entre 50 y 60ºC.

Las primeras gotas de solución de permanganato añadidas no se decoloran rápidamente, y no debe agregarse más hasta que se observe la decoloración. Esto indica que la reacción es lenta al principio, pero cuando aparece la primera traza de Mn(II) cataliza esta reacción. Una vez formada esta primera traza la decoloración del permanganato es más rápida.

Debido a la tendencia del permanganato a la autodescomposición, la titulación. Esto requiere que la titulación se realice a una velocidad razonable, con un eficiente mezclado y agitación.

La reacción proporciona la base de uno de los procedimientos de valoración de soluciones de permanganato.

Algunos metales forman oxalatos poco solubles y pueden separarse cuantitativamente por precipitación. Una vez separado el oxalato poco soluble, se disuelve en ácido

sulfúrico diluido y la solución resultante se titula con solución valorada de permanganato; la reacción de titulación es la mencionada anteriormente. Por tanto, puede determinarse el metal involucrado.

4.7. OTRAS APLICACIONES DE LA PERMANGANOMETRÍA

El permanganato también puede utilizarse en la determinación de antimonio, ferrocianuro, nitritos, peróxido de hidrogeno y otros peróxidos, vanadio , yodo, bromo , estaño , tungsteno, uranio, titanio, sulfitos, molibdeno, sodio (en forma indirecta) y potasio (en forma indirecta).

5. DETALLES EXPERIMENTALES

5.1. MATERIALES Y REACTIVOS

5.1.1. Materiales

Calentador Eléctrico

1 Bureta de 25 mL

Balanza analítica

Pisceta

Termómetro

3 Fiolas de 100 mL

1 Matraz Enlermeyer

Soporte Universal y Pinzas para bureta

1 Probeta de 100 mL

1 Vaso de Precipitado de 250 mL

Pipeta de 5 mL y de 10 mL

Bagueta y Luna de Reloj

5.1.2. Reactivos

Acido sulfúrico H2SO4 (1:1)

Oxalato de Sodio Na2C2O4 (sólido)

Permanganato de Potasio KMnO4

Sulfato Ferroso Heptahidratado FeSO4 .7H2O

Acido Oxálico Dihidratado H2C2O4.2H2O

Agua destilada

5.2. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

5.2.1 Preparación de 100 mL de una solución Estándar de Na2C2O4 0,100N

Se pesa 0,67 g de Na2C2O4 empleando una luna de reloj y una balanza analítica. Luego, se vierte en el vaso de precipitado de 250 mL los 0,67 g de Na2C2O4 empleando la bagueta y el chorro de agua de la pisceta, para evitar que quede parte de la sal en la luna de reloj.

A continuación, se agrega agua destilada al vaso de precipitado hasta disolver la sal con la bagueta. Luego, se vierte esta solución a la fiola de 100 mL empleando la bagueta para evitar derramar la solución, y se añade agua destilada hasta completar 100 mL. Finalmente, se tapa la fiola y se agita para homogenizar la solución. Se observara que la solución resultante es incolora.

5.2.2. Estandarización de la solución de KMnO4 aproximadamente 0,1N

En esta experiencia se emplea el KMnO4 0,1N aproximadamente, proporcionado por el profesor.

Primero, se adiciona unos 3 mL de KMnO4 por las paredes de la bureta de 25 mL, manteniendo la llave de la bureta cerrada, con la finalidad de que el interior de la bureta quede mojada por el liquido, luego se desecha el líquido (abrir la llave de la bureta).

Luego, se fija la bureta al Soporte Universal empleando las pinzas para bureta y enseguida se vierte la solución de KMnO4 hasta por encima de la marca del cero.

A continuación, se abre la llave de la bureta, con la finalidad de evitar que queden burbujas de aire, y dejar el nivel del liquido en cero o un valor determinado para poder medir el volumen de éste durante la estandarización.

Luego, se mide 10 mL de Na2C2O4 0,1N con la pipeta de 10 mL y se adiciona al matraz Enlermeyer de 250 mL. Enseguida, se añade 50 mL de agua destilada medido con la probeta de 100 mL, y 3 mL de H2SO4 (1:1) medido con la pipeta de 5 mL. Luego, se calienta el matraz en un calentador eléctrico hasta que alcance una temperatura de 60 ºC (medir la temperatura con el termómetro)

Finalmente, se coloca el matraz debajo de la bureta y se procede a titular agregando la solución de KMnO4, agitando continuamente hasta que la solución adquiera un color rosa tenue.

5.2.3. Preparación de 100 mL de una solución de FeSO4 .7H2O aproximadamente 0,1N

Se pesa 2,78 g de FeSO4 .7H2O empleando una luna de reloj y una balanza analítica. Luego, se vierte en el vaso de precipitado de 250 mL los 2,78 g de FeSO4 .7H2O empleando la bagueta y el chorro de agua de la pisceta, para evitar que quede parte de la sal en la luna de reloj.

A continuación, se agrega agua destilada al vaso de precipitado hasta disolver la sal con la bagueta. Luego, se vierte esta solución a la fiola de 100 mL empleando la bagueta para evitar derramar la solución, y se añade agua destilada hasta completar 100 mL. Finalmente, se tapa la fiola y se agita para homogenizar la solución. Se observara que la solución resultante tiene un color verde claro.

5.2.4 Estandarización de la solución de FeSO4 .7H2O aproximadamente

0,1N

En esta experiencia se emplea la solución de KMnO4 ya valorada.

Primero, se mide 10 mL de FeSO4 .7H2O aproximadamente 0,1N con la pipeta de 10 mL y se adiciona al matraz Enlermeyer de 250 mL. Enseguida, se añade 50 mL de agua destilada medido con la probeta de 100 mL, y 3 mL de H2SO4 (1:1) medido con la pipeta de 5 mL. Luego, se calienta el matraz en un calentador eléctrico hasta que alcance una temperatura de 60 ºC (medir la temperatura con el termómetro)

Finalmente, se coloca el matraz debajo de la bureta y se procede a titular agregando la solución de KMnO4 ya valorada, agitando continuamente hasta que la solución adquiera un color rosa tenue.

5.2.5 Preparación de 100 mL de una solución de H2C2O4.2H2O aproximadamente 0,1N

Se pesa 0,63 g de H2C2O4.2H2O empleando una luna de reloj y una balanza analítica.

Luego, se vierte en el vaso de precipitado de 250 mL los 0,63 g de H2C2O4.2H2O empleando la bagueta y el chorro de agua de la pisceta, para evitar que quede parte de la sal en la luna de reloj.

A continuación, se agrega agua destilada al vaso de precipitado hasta disolver la sal con la bagueta. Luego, se vierte esta solución a la fiola de 100 mL empleando la bagueta para evitar derramar la solución, y se añade agua destilada hasta completar 100 mL. Finalmente, se tapa la fiola y se agita para homogenizar la solución. Se observara que la solución resultante es incolora.

5.2.6 Estandarización de la solución de H2C2O4.2H2O aproximadamente 0,1N

En esta experiencia se emplea la solución de KMnO4 ya valorada.

Primero, se mide 10 mL de H2C2O4.2H2O aproximadamente 0,1N con la pipeta de 10 mL y se adiciona al matraz Enlermeyer de 250 mL. Enseguida, se añade 50 mL de agua destilada medido con la probeta de 100 mL, y 3 mL de H2SO4 (1:1) medido con la pipeta de 5 mL. Luego, se calienta el matraz en un calentador eléctrico hasta que alcance una temperatura de 60 ºC (medir la temperatura con el termómetro)

Finalmente, se coloca el matraz debajo de la bureta y se procede a titular agregando la solución de KMnO4 ya valorada, agitando continuamente hasta que la solución adquiera un color rosa tenue.

5.2.7 Estandarización de una solución problema (S.P)

En esta experiencia se emplea una solución desconocida (solución problema) proporcionado por el profesor.

Primero, se mide 10 mL de esta solución (S.P) con la pipeta de 10 mL y se adiciona al matraz Enlermeyer de 250 mL. Enseguida, se añade 50 mL de agua destilada medido con la probeta de 100 mL, y 3 mL de H2SO4 (1:1) medido con la pipeta de 5 mL. Luego, se calienta el matraz en un calentador eléctrico hasta que alcance una temperatura de 60 ºC (medir la temperatura con el termómetro)

Finalmente, se coloca el matraz debajo de la bureta y se procede a titular agregando la solución de KMnO4 ya valorada, agitando continuamente hasta que la solución adquiera un color rosa tenue.

5.3. CÁLCULOS

1) Balancear la ecuación y determinar el agente reductor y el agente oxidante:

Na2C2O4 + KMnO4 + H2SO4 → CO2 + MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O

5 [(C2O4 )2- → + 2 CO2 + 2 e- ]

2[8H + + MnO 4 + 5 e - → Mn 2+ + 4 H 2O]

5(C2O4 )-2 +16H+ + 2MnO4 → 10 CO2 + 2 Mn+2 +8 H2O

Ecuación balanceada:

5Na2C2O4 + 2KMnO4 +8 H2SO4 → 10CO2 + 2MnSO4 + 5Na2SO4+ K2SO4 +8 H2O

Agente Reductor: Na2C2O4 → 1 eq-g = 134 = 67 2

Agente Oxidante : KMnO4 → 1 eq-g = 158 = 31,5 5

2) Preparar 100mL de Na2C2O4 0,1 N (solución estándar)

W Na2C2O4 W Na2C2O4

0,1N = 1 eq-g = 67g /eq-g 0,100L 0,100L

W Na2C2O4 = 0,67 g

3) Preparar 100mL KMnO4 0,1N aprox W KMnO4

0,1N = 31, 5 eq-g = W KMnO4 = 0,315 g 0,100L

4) Determinar la concentración de KMnO4

# eq-g agente reductor = # eq-g agente oxidante

V Na2C2O4 N Na2C2O4 = V KMnO4 N KMnO4

N KMnO4 = 10 mL x 0,1 N

V KMnO4 (gastado)

N KMnO4 = 10 mL x 0,1 N

10,8 mL

N KMnO4 = 0.093 N

5) Preparar 100 mL de FeSO4 0,1N a partir de cristales de FeSO4 . 7H2O

W hidrato

0,1N = 278 eq-g = W FeSO4 . 7H2O = 2,78 g 0,100L

6) Determinar la concentración del FeSO4

FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + MnSO4

5 [2Fe2+ → Fe23+ + 2e-]

2[8H + + (MnO 4) - +5e - → Mn 2+ + 4H 2O]

10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + 8 H2O + K2SO4

Agente Reductor: FeSO4 (ac) → 1 eq-g = 278 = 278 1

Agente Oxidante : KMnO4 → 1 eq-g = 158 = 31,5 5

# eq-g agente reductor = # eq-g agente oxidante

V FeSO4 N FeSO4 = V KMnO4 (gastado) N KMnO4

N FeSO4 = V KMnO 4 (gastado) x N KMnO 4

10,0 mL

N FeSO4 = 10,8 mL x 0,093 N

10,0 mL

N FeSO4 = 0.100 N

7) Preparar 100 mL H2C2O4 0,1N aprox a partir de cristales H2C2O4 . 2 H2O

W hidrato

0,1N = 63g/ eq-g = W H2C2O4 . 2 H2O = 0,6 3 g 0,100L

8) Determinar la concentración del H2C2O4

H2C2O4 + KMnO4 + H2SO4 → CO2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

5 [(C2O4 )2- → 2 CO2 + 2 e- ]

2[8H + + MnO 4 + 5 e - → Mn 2+ + 4 H 2O]

5(C2O4 )-2 +16H+ + 2MnO4 → 10 CO2 + 2 Mn+2 +8 H2O

5H2C2O4 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 10 CO2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

Agente Reductor: H2C2O4 (ac) → 1 eq-g = 126 = 63 2

Agente Oxidante : KMnO4 → 1 eq-g = 158 = 31,5 5

# eq-g agente reductor = # eq-g agente oxidante

V H2C2O4 N H2C2O4 = V KMnO4 (gastado) N KMnO4

N H2C2O4 = V KMnO 4 (gastado) x N KMnO 4

10,0 mL

N H2C2O4 = 9,45 mL x 0,093 N

10,0 mL

N H2C2O4 = 0.0879 N

9) Determinar la concentración de la solución problema

V sol N sol = V KMnO4 (gastado) N KMnO4

Nsol = V KMnO 4 (gastado) x N KMnO 4

10,0 mL

N sol = 9,6 mL x 0,093 N

10,0 mL

N sol = 0.089 N

6. DISCUSIÓN DE RESULTADOS

Se ha observado que las soluciones de oxalato de sodio se titulan a 60ºC , el consumo de permanganato de potasio es menor que el teórico. Probablemente se debe a la oxidación por el aire de una porción de ácido oxálico. Este pequeño error puede evitarse agregando de 90 a 95% del permanganto necesario para una

solución fría de oxalato. Cuando el permanganato se haya consumido totalmente lo cual se sabe por la desaparición del color), la solución se calienta a unos 60ºC y se titula hasta que el color rosado persista por unos 30 segundos. La desventaja de este procedimiento es que se necesita conocer la concentración aproximada de la solución de permanganato para poder añadir un volumen inicial adecuado de reactivo. Para muchos fines, la titulación directa de la solución caliente de ácido oxálico dará resultados adecuados (generalmente 0,2 a 0,3% altos). Si fuera necesaria una mayor exactitud, puede hacer la titulación directa de la solución caliente con una porción de patrón primario seguida por dos o tres titulaciones en las que la solución se calienta hasta el final.

7. CONCLUSIONES

En las reacciones redox, la oxidación y la reducción siempre ocurren en forma simultánea. La oxidación se caracteriza por la pérdida de electrones, la reducción por la ganancia de electrones.

Las valoraciones redox son semejantes a las valoraciones ácido- base. El punto en el cual se completa la reacción de oxidación – reducción se denomina punto de equivalencia.

En las titulaciones redox hay una reacción de transferencia de electrones entre el analito y el titulante.

La reacción entre el ión permanganato y el ácido oxálico es complicada y se lleva a cabo lentamente aun a temperaturas elevadas, a menos que el manganeso(II) está presente como catalizador. Así, cuando se añaden los primeros militros de solución patrón de permanganato a las solución caliente de ácido oxálico, se necesitan algunos segundos para que desaparezca el color del ion permanganto. Sin embargo, a medida que aumenta la concentración de manganeso (II) la reacción ocurre cada vez más rápido gracias a la autocatálisis.

8. RECOMENDACIONES

La solución KMnO4 filtrada debe guardarse en frascos oscuros color ámbar y de ser posible con tapón esmerilado para evitar la acción de la luz y la contaminación con  polvillo atmosférico. La solución preparada y conservada, es

estable durante algunos meses, ésta se debe valorar con  un patrón primario reductor tal como el  Na2C2O4 anhidro o el As2O3 ,  etc.

Realizar con precisión exactitud y los pesados así como también las mediciones de los volúmenes

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.

9. BIBLIOGRAFÍA

Libros

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 Séptima edición Autores: Raymond Chang , Williams College Mc Graw Hill Pág 138- 141

Páginas Web

Permanganometría (Modelo de la práctica)

http://ciencia-basica-experimental.net/permanganimetria.htm

Universidad de la Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química Manual de Laboratorio Química Analítica II Permanganometría

http://www.slideshare.net/analiticauls/manual-permanganometria-presentation

PERMANGANIMETRÍA Análisis Volumétrico de Óxido-Reducción

http://www.calidoscopio.com/calidoscopio/ecologia/quimica/redox.pdf

Página de titulación en ingles

http://jchemed.chem.wisc.edu/JCESoft/CCA/CCA3/MAIN/TITREDO/PAGE1.HTM

Diccionario de química.. ingles español

http://books.google.com.pe/books?id=0anzgMj0sTUC&pg=PA209&dq=titulacion+redox&hl=es&ei=BxamTOKkFZK2sAOUwIH-Dg&sa=X&oi=book_result&ct=result&resnum=3&ved=0CDAQ6AEwAg#v=onepage&q&f=false

10. ANEXOS

10.1. CUESTIONARIO

1) Escriba las ecuaciones moleculares e iónicas de las titulaciones realizadas en el Procedimiento Experimental.

Estandarización de la solución de KMnO4 aproximadamente 0,1N

Ecuación molecular:

Na2C2O4 + KMnO4 + H2SO4 → CO2 + MnSO4 + Na2SO4 + K2 SO4

+ H2O

Ecuaciones iónicas:

(C2O4)- → 2CO2 + 2e- (Semirreacción de Oxidación)

8H+ + MnO4 - + 5e- → Mn+2 + 4H2O (Semirreacción de Reducción)

Estandarización de la solución de FeSO4 .7H2O aproximadamente 0,1N

Ecuación molecular:

FeSO4 (ac) + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + MnSO4

Ecuaciones iónicas:

2Fe2+ → Fe23+ + 2e- (Semirreacción de Oxidación)

8H+ + (MnO4)- +5e- → Mn2+ + 4H2O (Semirreacción de Reducción)

Estandarización de la solución de H2C2O4 .2H2O aproximadamente 0,1N

Ecuación molecular:

H2C2O4 + KMnO4 + H2SO4 → CO2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

Ecuaciones iónicas:

(C2O4 )2- → 2 CO2 + 2 e- (Semirreacción de Oxidación)

8H+ + MnO4 + 5 e- → Mn2+ + 4 H2O (Semirreacción de Reducción)

2) Balancear las ecuaciones de la pregunta anterior por el método ión-electrón.

Estandarización de la solución de KMnO4 aproximadamente 0,1N

Na2C2O4 + KMnO4 + H2SO4 → CO2 + MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O

5 [(C2O4 )2- → + 2 CO2 + 2 e- ]

2[8H + + MnO 4 + 5 e - → Mn 2+ + 4 H 2O]

5(C2O4 )-2 +16H+ + 2MnO4 → 10 CO2 + 2 Mn+2 +8 H2O

Ecuación balanceada:

5Na2C2O4 + 2KMnO4 +8 H2SO4 → 10CO2 + 2MnSO4 + 5Na2SO4+ K2SO4 +8 H2O

Agente Reductor: Na2C2O4 → 1 eq-g = 134 = 67 2

Agente Oxidante : KMnO4 → 1 eq-g = 158 = 31,5 5

Estandarización de la solución de FeSO4 .7H2O aproximadamente 0,1N

FeSO4 (ac) + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + MnSO4

5 [2Fe2+ → Fe23+ + 2e-]

2[8H + + (MnO 4) - +5e - → Mn 2+ + 4H 2O]

10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + 8 H2O + K2SO4

Agente Reductor: FeSO4 (ac) → 1 eq-g = 278 = 278 1

Agente Oxidante : KMnO4 → 1 eq-g = 158 = 31,5 5

Estandarización de la solución de H2C2O4.2H2O aproximadamente 0,1N

H2C2O4 + KMnO4 + H2SO4 → CO2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

5 [(C2O4 )2- → 2 CO2 + 2 e- ]

2[8H + + MnO 4 + 5 e - → Mn 2+ + 4 H 2O]

5(C2O4 )-2 +16H+ + 2MnO4 → 10 CO2 + 2 Mn+2 +8 H2O

5H2C2O4 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 10 CO2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

Agente Reductor: H2C2O4 (ac) → 1 eq-g = 126 = 63 2

Agente Oxidante : KMnO4 → 1 eq-g = 158 = 31,5 5

3) ¿Por qué en las titulaciones con KMnO4 se emplea el H2SO4 concentrado?

Se emplea H2S O4 (1:1) porque esta sustancia permite que se disocien más rápidamente los compuestos en la neutralización redox, proporcionando el medio ácido en el cual se efectúa la reacción. El H2SO4 no reaccionan con los reactantes, por lo tanto no forma productos.

4) Explique a que se debe el color rosa persistente al final de la titulación rédox en las que se emplea el KMnO4 como agente oxidante en medio acido.

El cambio de color de KMnO4 de púrpura a rosa tenue en medio ácido, nos indica lo siguiente:

El Mn+7 es reducido a Mn+2 pues existe una transferencia de 5 e- . Así:

Mn+7 + 5e- → Mn+2

Donde el cambio de color nos indica el punto final.

Todo esto es posible debido a que el KMnO4 es un autoindicador.

5) Una solución de permanganato de sodio se titulo adicionando 28,75 mL de la solución a una solución de oxalato de sodio preparada disolviendo 0,2022 g en 50,0 mL de agua. ¿Calcular la molaridad de la solución de permanganato?

#eq-g KMnO4 = #eq-g Na2C2O4

N KMnO4 V KMnO4 = # eq-g Na2C2O4

N KMnO4 (0,02875L) = 0,2022g 67 g/eq-g

N KMnO4 = 0,105 eq-gL

10.2. MATERIALES

#eq-g agente oxidante = #eq-g agente reductor

Probeta 1 Bureta de 25 mL Pisceta

Termómetro 3 Fiolas de 100 mL

1 Vaso de Precipitado de 250 mL Pipeta de 5 mL y de 10 mL 1 Matraz Enlermeyer

Balanza analítica Soporte Universal y Pinzas para bureta Cocina

eléctrica

Bagueta Luna de Reloj

10.3. RESULTADOS DEL PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Estandarización de la solución de KMnO4 aproximadamente 0,1 N

10 mL de Na2C2O4 0,1N +50 mL de Agua destilada +3 mLde H2SO4 (1:1)

Estandarización de la solución de FeSO4 .7H2O aproximadamente 0,1N

10 mL de FeSO4 0,1 N +50 mL de Agua destilada +3 mL de H2SO4 (1:1)

Estandarización de la solución de H2C2O4.2H2O aproximadamente 0,1N

10 mL de H2C2O4 0,1 N +50 mL de Agua destilada +3 mLde H2SO4 (1:1)