ESTEQUIOMETRIA PARTE - II

Parte A

OBJETIVOS:

- Manipular adecuadamente la bureta y el matraz erlenmeyer en la valoración cuantitativa de ácidos y bases.

- Determinar la concentración de ácidos y bases haciendo uso del indicador fenolftaleína.

- Entender los términos, valoración, estandarización, etc.

MARCO TEORICO

Ácidos y Bases

Teoría de Ácidos y Bases de Svante August Arrhenius

Svante August Arrhenius (1859-1927) fue un químico suizo que estudiaba en la escuela para graduados. Nació cerca de Uppsala, estudió en la Universidad de Uppsala y se doctoró el año 1884. Mientras todavía era un estudiante, investigó las propiedades conductoras de las disoluciones electrolíticas (que conducen carga). En su tesis doctoral formuló la teoría de la disociación electrolítica. Él definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-. La reacción de neutralización sería:

H+ + OH- H2O

La teoría de Arrhenius ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. La segunda crítica es que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua.

En los tiempos de Arrhenius se reconocía a los ácidos en forma general como sustancias que, en solución acuosa.

Tienen un sabor agrio si se diluyen los suficiente para poderse probar.

Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo.

Reaccionan con los metales activos como el magnesio, zinc y hierro produciendo hidrógeno gaseoso, H2 (g).

Reaccionan con los compuestos llamados bases (contienen iones hidróxido, OH -) formando agua y compuestos llamados sales. La sal que se forma está compuesta por el ion metálico de la base y el ion no metálico del ácido. Casi todas las sales son sólidos cristalinos de alto punto de fusión y de ebullición.

La reacción de un ácido con una base se llama neutralización. Si se mezclan las cantidades correctas de ácidos y bases, se pierden sus propiedades originales. El producto de reacción tiene un sabor que no es agrio ni amargo, sino salado. Se produce una sal y agua cuando un ácido neutraliza una base.

Arrhenius propuso que las propiedades características de los ácidos con en realidad propiedades del ion hidrógeno, H+, y que los ácidos son compuestos que liberan iones hidrógeno en las soluciones acuosas.

Arrhenius y otros científicos reconocían en términos generales que las bases (también llamadas álcalis) son sustancias que, en solución acuosa,

Tienen un sabor amargo.

Se sienten resbalosas o jabonosas al tacto.

Hacen que el papel tornasol cambie de rojo a azul.

Reaccionan con los ácidos formando agua y sales.

Arrhenius explicó que estas propiedades de las bases (álcalis) eran en realidad propiedades del ion hidróxido, OH-. Propuso que las bases con compuestos que liberan iones hidróxido en solución acuosa. Las definiciones de Arrhenius son útiles en la actualidad, siempre y cuando se trate de soluciones acuosas.

Ácidos y bases de Arrhenius:

Los ácidos liberan iones hidrógeno en agua.

Las bases liberan iones hidróxido en agua.

Teoría de Ácidos y Bases de Bronsted - Lowry

Johannes Niclaus Bronsted (1879-1947), químico danés, nacido en Varde. En 1908 recibió el título de doctor en Filosofía y un cargo de profesor de química en la Universidad de Copenhague. Sus trabajos más importantes fueron en el campo de la termodinámica. Thomas M. Lowry (1847-1936) fue un químico británico que, junto a Johannes Bronsted,

anunció una teoría revolucionaria como resultado de los experimentos con ácidos y bases en solución, que desafiaba la definición clásica de ácidos y bases no relacionados al crear un nuevo concepto el de pares ácido-base conjugados.

Las definiciones de Arrhenius de los ácidos y bases son muy útiles en el caso de las soluciones acuosas, pero ya para la década de 1920 los químicos estaban trabajando con disolventes distintos del agua. Se encontraron compuestos que actuaban como bases pero no había OH en sus fórmulas. Se necesitaba una nueva teoría.

Las definiciones de Bronsted - Lowry son,

Un ácido de Bronsted - Lowry es un donador de protones, pues dona un ion hidrógeno, H+

Una base Bronsted - Lowry es un receptor de protones, pues acepta un ion hidrógeno, H-

Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso: el amoníaco líquido, que actúa como una base en una disolución acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de agua cediendo un protón a una base y dando lugar al anión (ion negativo) amida:

NH3 + base NH2- + base + H+

El concepto de ácido y base de Bronsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones. En forma de ecuación química, la siguiente reacción de Acido (1) con Base (2)

Ácido (1) + Base (2) Ácido (2) + Base (1)

se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección en la que se produzca el par ácido-base más débil. Por ejemplo, HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio:

HCl + H2O H3O+ + Cl-

En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCl, Cl -, una base débil, y H3O+, el ácido conjugado de H2O, un ácido débil.

Al contrario, el fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y no transfiere con facilidad un protón al agua:

HF + H2O H3O+ + F-

Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H2O es una base más débil que F- y HF es un ácido más débil (en agua) que H3O+. La teoría de Bronsted y Lowry también explica que el agua pueda mostrar propiedades anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidos como con bases. De este modo, el agua actúa como base en presencia de un ácido más fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un ácido con mayor tendencia a disociarse que el agua:

HCl + H2O H3O+ + Cl-

El agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el amoníaco):

NH3 + H2O NH4+ + OH-

Teoría de Ácidos y Bases de Gilbert Newton Lewis

Gilbert Newton Lewis (1875- 1946) fue un químico estadounidense que inventó la teoría del enlace covalente. Nació en Weymouth, Massachusetts, y estudió en las universidades de Nebraska, Harvard, Leipzig y Gotinga. Enseñó química en Harvard desde 1899 hasta 1900 y desde 1901 hasta 1906, y en el Instituto de Tecnología de Massachusetts desde 1907 a 1912. A partir de ese año y hasta su muerte fue profesor de química física en la Universidad de California en Berkeley, y también fue decano de la Escuela de Química.

La historia del desarrollo de la teoría de los ácidos y bases no estaría completa sin al menos un breve vistazo al modelo de Lewis de los ácidos y bases. En el año de 1923 Lewis propuso el concepto más general de ácidos y bases y también introdujo el uso de las fórmulas del electrón - punto. De hecho, el empleo de pares electrónicos en la escritura de fórmulas químicas es también la base del modelo ácido - base de Lewis. Según Lewis, las definiciones para ácidos y bases son:

Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico.

Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de donar (y compartir) un par electrónico.

Todas las sustancias químicas que son ácidos según las teorías de Arrhenius y de Bronsted Lowry también lo son de acuerdo con la teoría de Lewis. Todas las sustancias que son bases según las teorías de Arrhenius y de Bronsted - Lowry lo son también de acuerdo con

la teoría de Lewis. Según esta teoría, un ión hidrógeno, H+, no deja de ser un ácido, y un ión hidróxido, OH-, es todavía una base, pero las definiciones de Lewis expanden el modelo ácido - base más allá de los modelos de Bronsted y Arrhenius.

Las definiciones de Lewis de los ácidos y bases tienen una importancia especial en la química orgánica, pero las definiciones de Arrhenius o de Bronsted - Lowry son por lo general adecuadas para explicar las reacciones en solución acuosa.

Análisis Volumétrico

La valoración o titulación es un método corriente de análisis químico cuantitativo en el laboratorio, que se utiliza para determinar la concentración desconocida de un reactivo conocido. Debido a que las medidas de volumen juegan un papel fundamental en las titulaciones, se le conoce también como análisis volumétrico. Un reactivo llamado “valorante” o “titulador”, de volumen y concentración conocida (una solución estándar o solución patrón) se utiliza para que reaccione con una solución del analito, de concentración desconocida. Utilizando una bureta calibrada para añadir el valorante es posible determinar la cantidad exacta que se ha consumido cuando se alcanza el punto final. El punto final es el punto en el que finaliza la valoración, y se determina mediante el uso de un indicador (ver más adelante). Idealmente es el mismo volumen que en el punto de equivalencia—el número de moles de valorante añadido es igual al número de moles de analito, algún múltiplo del mismo (como en los ácidos polipróticos). En la valoración clásica ácido fuerte-base fuerte, el punto final de la valoración es el punto en el que el pH del reactante es exactamente 7, y a menudo la solución cambia en este momento de color de forma permanente debido a un indicador. Sin embargo, existen muchos tipos diferentes de valoraciones (ver más adelante). Pueden usarse muchos métodos para indicar el punto final de una reacción: a menudo se usan indicadores visuales (cambian de color). En una titulación o valoración ácido-base simple, puede usarse un indicador de pH, como la fenolftaleína, que es normalmente incolora pero adquiere color rosa cuando el pH es igual o mayor que 8,2. Otro ejemplo es el naranja de metilo, de color rojo en medio ácido y amarillo en disoluciones básicas. No todas las titulaciones requieren un indicador. En algunos casos, o bien los reactivos o los productos son fuertemente coloreados y pueden servir como "indicador". Por ejemplo, una titulación o valoración redox que utiliza permanganato de potasio como disolución estándar (rosa/violeta) no requiere indicador porque sufre un cambio de color fácil de detectar pues queda incolora al reducirse el permanganato. Después del punto de equivalencia, hay un exceso de la disolución titulante (permanganato) y persiste un color rosado débil que no desaparece.

Debido a la naturaleza logarítmica de la curva de pH, las transiciones en el punto final son muy rápidas; y entonces, una simple gota puede cambiar el pH de modo muy significativo y provocar un cambio de color en el indicador. Hay una ligera diferencia entre el cambio de color del indicador y el punto de equivalencia de la titulación o valoración. Este error se denomina error del indicador. Por este motivo es aconsejable efectuar determinaciones en blanco con el indicador y restarle el resultado al volumen gastado en la valoración.

Valoración ácido-base

Indicador Color en medio ácido

Rango de cambio de color

Color en medio básico

Violeta de metilo Amarillo 0.0 - 1.6 Violeta

Azul de bromofenol Amarillo 3.0 - 4.6 Azul

Naranja de metilo Rojo 3.1 - 4.4 Amarillo

Rojo de metilo Rojo 4.4 - 6.2 Amarillo

Tornasol Rojo 5.0 - 8.0 Azul

Azul de bromotimol Amarillo 6.0 - 7.6 Azul

Fenolftaleína Incolora 8.3 - 10.0 Rosa

Amarillo de alizarina

Amarillo 10.1 - 12.0 Rojo

Estas valoraciones están basadas en la reacción de neutralización que ocurre entre un ácido y una base, cuando se mezclan en solución. El ácido (o la base) se añade a una bureta previamente lavada con el mismo ácido (o base) antes de esta adición. La base (o el ácido) se añade a un matraz Erlenmeyer previamente lavado con agua destilada antes de la adición. La solución en el matraz es a menudo una solución estándar; cuya concentración es exactamente conocida. La solución en la bureta es la solución cuya concentración debe ser determinada por la valoración. El indicador usado para la valoración ácido-base a menudo depende de la naturaleza de los componentes como se ha descrito en la sección anterior. Los indicadores más comunes, sus colores, y el rango de pH del cambio de color se muestran en la tabla anterior. Cuando se requieren resultados más exactos, o cuando los componentes de la valoración son un ácido y una base débil, se utiliza un pHmetro o un medidor de conductancia.

Valoración redox

Estas valoraciones están basadas en una reacción de redox entre un agente oxidante y un agente reductor. El agente oxidante (o el agente reductor) se añade en la bureta previamente lavada con el mismo agente oxidante. El reductor (o el agente oxidante) se añade en el matraz erlenmeyer, previamente lavado con agua destilada. Como en una valoración ácido-base, la solución estándar es la que se coloca a menudo en el matraz, y la solución cuya concentración debe ser determinada se coloca en la bureta. El procedimiento para realizar las valoraciones redox es similar al requerido para realizar las valoraciones ácido-base.

La mayoría de las veces se utiliza un el potenciómetro o un indicador redox para determinar el punto final de la valoración. Por ejemplo, cuando uno de los componentes de la valoración es el agente oxidante dicromato de potasio, el cambio de color de la solución de naranja a verde no es definido y se utiliza un indicador como la difenilamina. El análisis de vinos para determinar su contenido de dióxido de azufre requiere el empleo de yodo como un agente oxidante. En este caso, se utiliza almidón como indicador; un complejo de almidón-yodo azul se forma en el momento en que un exceso de yodo está presente, señalando así el punto final de la valoración.

Por otro lado, algunas valoraciones redox no requieren un indicador, debido al color intenso de alguno de los componentes. Por ejemplo, en una valoración donde está presente el agente oxidante permanganato de potasio, un color rosado que persiste señala el punto final de la valoración, y por lo tanto no se requiere ningún indicador particular.

DIAGRAMA DE PROCESOS

a) Valoración de una base de concentración desconocida

b) Valoración de un ácido de concentración desconocida

MATERIALES Y REACTIVOS

- 1 bureta de 50 ml.- 1 pipeta de 10 ml.- 2 erlenmeyer de 250 ml.- 1 probeta de 25 ml.- 1 soporte con pinza- 1 vaso de precipitado de 250 ml.- 1 piceta con agua destilada- H2SO4 3M- Solución de sal reductora XN- Solución de sal de Morh 0.004 M- KMnO4, XN.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

A) Valoración de una base de concentración desconocida

Observaciones:-Volumen de la primera titulación =

-Volumen de la segunda titulación =

HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(l)

10mL (0.1M) 11.1mL (XM)

Hallando “X”

Por la ley de equivalente químico

#Eq-g(ácido) = #Eq-g(Base)Na.Va = NbVb

Ma.(parámetro).Va = Mb. (parámetro).Vb (0.1M). (1). (10ml) = (XM). (1). (11.1ml)

X= 0.09

B) Valoración de un ácido de concentración desconocida

Observaciones:

-Volumen de la primera titulación =

-Volumen de la segunda titulación =

HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(l)

10mL (XM) 11.3mL (0.09M)

Hallando “X”

Por la ley de equivalente químico

#Eq-g(ácido) = #Eq-g(Base)Na.Va = NbVb

Ma.(parámetro).Va = Mb. (parámetro).Vb (XM). (1). (10ml) = (0.09M). (1). (11.3ml)

X= 0.1017

PARTE B

OBJETIVOS

- Reconocimiento de reacciones de oxidación y reducción.- Determinar la concentración de una solución de permanganato d potasio.- Determinar la normalidad de un agente reductor.

MARCO TEORICO

Reducción-oxidación

Se denomina reacción de reducción-oxidación, óxido-reducción, o simplemente reacción redox, a toda reacción química en la cual existe una transferencia electrónica entre los reactivos, dando lugar a un cambio en los estados de oxidación de los mismos con respecto a los productos.

Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otro que los acepte:

El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir, siendo oxidado.

El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo reducido.1

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 oxidado.

Principio de electro neutralidad

Dentro de una reacción global redox, se da una serie de reacciones particulares a las cuales se les llama semirreacciones o reacciones parciales.

2 Na+ + 2 Cl− → 2 Na + Cl2

o más comúnmente:

2 NaCl → 2 Na + Cl2

La tendencia a reducir u oxidar a otros elementos químicos se cuantifica por el potencial de reducción, también llamado potencial redox.

Una titulación redox es una en la que un indicador químico indica el cambio en el porcentaje de la reacción redox mediante el viraje de color entre el oxidante y el reductor.

Oxidación

La oxidación es una reacción química muy poderosa donde un compuesto cede electrones, y por lo tanto aumenta su estado de oxidación.[] Se debe tener en cuenta que en realidad una oxidación o una reducción es un proceso por el cual cambia el estado de oxidación de un compuesto. Este cambio no significa necesariamente un intercambio de electrones. Suponer esto -que es un error común- implica que todos los compuestos formados mediante un proceso redox son iónicos, puesto que es en éstos compuestos donde sí se da un enlace iónico, producto de la transferencia de electrones.

Por ejemplo, en la reacción de formación del cloruro de hidrógeno a partir de los gases dihidrógeno y dicloruro, se da un proceso redox y sin embargo se forma un compuesto covalente.

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 propia vida es un fenómeno redox. El oxígeno es el mejor oxidante que existe debido a que la molécula es poco reactiva (por su doble enlace) y sin embargo es muy electronegativo, casi como el flúor.

La sustancia más oxidante que existe es el catión KrF+ porque fácilmente forma Kr y F+.

Entre otras, existen el permanganato de potasio (KMnO4), el dicromato de potasio (K2Cr2O7), el agua oxigenada (H2O2), el ácido nítrico (HNO3), los hipohalitos y los halatos (por ejemplo el hipoclorito de sodio (NaClO) muy oxidante en medio alcalino y el bromato de potasio (KBrO3)). El ozono (O3) es un oxidante muy enérgico:

Br− + O3 → BrO3−

El nombre de "oxidación" proviene de que en la mayoría de estas reacciones, la transferencia de electrones se da mediante la adquisición de átomos de oxígeno (cesión de electrones) o viceversa. Sin embargo, la oxidación y la reducción puede darse sin que haya intercambio de oxígeno de por medio, por ejemplo, la oxidación de yoduro de sodio a yodo mediante la reducción de cloro a cloruro de sodio:

2 NaI + Cl2 → I2 + 2 NaCl

Esta puede desglosarse en sus dos semirreacciones correspondientes:

2I− → I2 + 2 e−

Cl2 + 2 e− → 2 Cl

Ejemplo

El hierro puede presentar dos formas oxidadas:

Óxido de hierro (II): FeO. Óxido de hierro (III): Fe2O3

Reducción

En química, reducción es el proceso electroquímico por el cual un átomo o ion gana electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación. Este proceso es contrario al de oxidación.

Cuando un ion o un átomo se reduce presenta estas características:

Gana electrones. Actúa como agente oxidante. Es reducido por un agente reductor. Disminuye su estado o número de oxidación.

Ejemplo

El ion hierro (III) puede ser reducido a hierro (II):

Fe3+ + e− → Fe2+

En química orgánica, la disminución de enlaces de átomos de oxígeno a átomos de carbono o el aumento de enlaces de hidrógeno a átomos de carbono se interpreta como una reducción. Por ejemplo:

CH≡CH + H2 → CH2=CH2 (el etino se reduce para dar eteno). CH3–CHO + H2 → CH3–CH2OH (el etanal se reduce a etanol).

Número de oxidación

La cuantificación de un elemento químico puede efectuarse mediante su número de oxidación. Durante el proceso, el número de oxidación del elemento 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.

Reglas para asignar el número de oxidación

El número de oxidación de todos los elementos sin combinar es cero. Independientemente de la forma en que se representen.

El número de oxidación de las especies iónicas monoatómicas coincide con la carga del ion.

El número de oxidación del hidrógeno combinado es +1, excepto en los hidruros metálicos, donde su número de oxidación es –1 (ej: AlH3, LiH)

El número de oxidación del oxígeno combinado es –2, excepto en los peróxidos, donde su número de oxidación es –1 (ej.:Na2O2, H2O2).

El número de oxidación en los elementos metálicos, cuando están combinados es siempre positivo y numéricamente igual a la carga del ion.

El número de oxidación de los halógenos en los hidrácidos y sus respectivas sales es –1, en cambio el número de oxidación del azufre en su hidrácido y respectivas sales es –2.

El número de oxidación de una molécula es cero. O lo que es lo mismo, la suma de los números de oxidación de los átomos de una molécula neutra es cero.

Ajuste de ecuaciones

Todo proceso redox requiere del ajuste estequiométrico de los componentes de las semireacciones para la oxidación y reducción.

Para reacciones en medio acuoso, generalmente se añaden:

en medio ácido iones hidrógeno (H+), moléculas de agua (H2O), y electrones en medio básico hidroxilos (OH−), moléculas de agua (H2O), y electrones para

compensar los cambios en los números de oxidación.

Medio ácido

En medio ácido se agregan hidronios (cationes) (H+) y agua (H2O) a las semirreacciones para balancear la ecuación final.

Del lado de la ecuación que haga falta oxígeno se agregarán moléculas de agua, y del lado de la ecuación que hagan falta hidrógenos se agregarán hidronios.

Por ejemplo, cuando el Manganeso (II) reacciona con el Bismutato de Sodio.

Ecuación sin balancear:

Oxidación:

Reducción:

Ahora tenemos que agregar los hidronios y las moléculas de agua donde haga falta hidrógenos y donde haga falta oxígenos, respectivamente.

Oxidación:

Reducción:

Las reacciones se balancearán al momento de igualar la cantidad de electrones que intervienen en ambas semirreacciones. Esto se logrará multiplicando la reacción de una semirreación por el número de electrones de la otra semirreacción (y, de ser necesario, viceversa), de modo que la cantidad de electrones sea constante.

Oxidación:

Reducción:

Al final tendremos:

Oxidación:

Reducción:

Como se puede ver, los electrones están balanceados, así que procedemos a sumar las dos semirreacciones, para obtener finalmente la ecuación balanceada.

Medio básico

En medio básico se agregan iones hidróxilo (aniones) (OH−) y agua (H2O) a las semirreacciones para balancear la ecuación final.

Por ejemplo, tenemos la reacción entre el Permanganato de Potasio y el Sulfito de Sodio.

Ecuación sin balancear:

Separamos las semirreacciones en

Oxidación:

Reducción:

Agregamos la cantidad adecuada de Hidróxidos y Agua (las moléculas de agua se sitúan en donde hay mayor cantidad de oxígenos).

Oxidación:

Reducción:

Balanceamos la cantidad de electrones al igual que en el ejemplo anterior.

Oxidación:

Reducción:

Obtenemos:

Oxidación:

Reducción:

Como se puede ver, los electrones están balanceados, así que procedemos a sumar las dos semirreacciones, para obtener finalmente la ecuación balanceada.

Aplicaciones

En la industria, los procesos redox también son muy importantes, tanto por su uso productivo (por ejemplo la reducción de minerales para la obtención del aluminio o del hierro) como por su prevención (por ejemplo en la corrosión).

La reacción inversa de la reacción redox (que produce energía) es la electrólisis, en la cual se aporta energía para disociar elementos de sus moléculas.

DIAGRAMA DE PROCESOS

a) Valoración del permanganato, KMnO4, XN

b) Valoración de una solución reductora

MATERIALES Y REACTIVOS

- 1 bureta de 50 ml.- 1 pipeta de 10 ml.- 2 erlenmeyer de 250 ml.- 1 probeta de 25 ml.- 1 soporte con pinza- 1 vaso de precipitado de 250 ml.- 1 piceta con agua destilada- H2SO4 3M- Solución de sal reductora XN- Solución de sal de Morh 0.004 M- KMnO4, XN.

PROCESO EXPERIMENTAL

a) Valoración del permanganato, KMnO4, XN

OBSERVACIONES:

-Volumen de la primera titulación = 13.7ml.

-Volumen de la segunda titulación = 13.7ml.

KMnO4(ac) + FeSO4(ac) + H2SO4(ac) MnSO4(ac) + Fe2SO4(ac) + K2SO4(ac) + H2O(l)

13,6mL (XM) 20mL (0.004M)

Hallando “X”

Por la ley de equivalente químico

#Eq-g(KMnO4) = #Eq-g(FeSO4) Na.Va = NbVb

Ma.(parámetro).Va = Mb. (parámetro).Vb (XM). (1). (13.6ml) = (0.004M). (2). (20ml)

b) Valoración de una solución reductora

OBSERVACIONES:

-Volumen de la primera titulación =

-Volumen de la segunda titulación =

KMnO4(ac) + FeSO4(ac) + H2SO4(ac) MnSO4(ac) + Fe2SO4(ac) + K2SO4(ac) + H2O(l) 6.5mL (0.012M) 10mL (XM)

Hallando “X”

Por la ley de equivalente químico

#Eq-g(KMnO4) = #Eq-g(FeSO4) Na.Va = NbVb

Ma.(parámetro).Va = Mb. (parámetro).Vb (0.012M). (1). (6.5ml) = (XM). (2). (10ml)

X= 0.0039

CONCLUSIONES

- El de no tener cuidado con las medidas volumétricas, y no manejar adecuadamente la bureta, obtendremos resultados erróneos.

- Debemos fijarnos bien en el punto final de una titulación, debido a que si nos excedemos en agregar la base a la solución, obtendremos resultados erróneos.

- La fenolftaleína es un buen indicador, debido a que a que podemos hallar la concentración de ácidos o bases de concentraciones desconocidas, debido a que tan solo agregar una gota de más de la base nos indica la titulación de estos.

- El permanganato es un auto-indicador, gracias a ello podemos saber cuando la solución está completamente titulada

CUESTIONARIO

1.- Conocida la concentración y el volumen empleados en cada caso, calcule el número de moles de HCI y NaOH consumidos sea el caso.

Primer caso:

El número de moles consumidos de NaOH es:

N(moles de NaOH) = (0.09M). (11.1x10-3L) = 1 x10-3moles

Por estequiometria

N(moles de NaOH) = N(moles de HCl) = 1 x10-3moles

Segundo caso:

El número de moles consumidos de HCl es:

N(moles de HCl) = (0.1017M). (10x10-3L) = 1.017 x10-3moles

Por estequiometria

N(moles de NaOH) = N(moles de HCl) = 1.017 x10-3moles

2.- Calcular el tanto por ciento de ácido acético que hay en cada tipo de vinagre.

No se realizo el experimento

3.- Determinar el tanto por ciento de HC1 contenido en el ácido muriático.

No se realizo el experimento

4.- Indique en las ecuaciones balanceadas de todas las reacciones ácido-base.

HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(l)

CH3COOH + NaOH NaCH3COO + H2O

5.- Escriba las ecuaciones balanceadas del proceso redox.

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

6.- Calcule la normalidad de la solución permanganato de potasio.

KMnO4(ac) + FeSO4(ac) + H2SO4(ac) MnSO4(ac) + Fe2SO4(ac) + K2SO4(ac) + H2O(l) 13,6mL (XM) 20mL (0.004M)

Hallando “X”

Por la ley de equivalente químico

#Eq-g(KMnO4) = #Eq-g(FeSO4) Na.Va = NbVb

Ma.(parámetro).Va = Mb. (parámetro).Vb (XM). (1). (13.6ml) = (0.004M). (2). (20ml)

X= 0.012

N (normalidad de KMnO4(ac)) = M. (parámetro) = (0.012M). (1) = 0.012N

7.- Calcule la concentración de la solución reductora.

KMnO4(ac) + FeSO4(ac) + H2SO4(ac) MnSO4(ac) + Fe2SO4(ac) + K2SO4(ac) + H2O(l) 6.5mL (0.012M) 10mL (XM)

Hallando “X”

Por la ley de equivalente químico

#Eq-g(KMnO4) = #Eq-g(FeSO4) Na.Va = NbVb

Ma.(parámetro).Va = Mb. (parámetro).Vb (0.012M). (1). (6.5ml) = (XM). (2). (10ml)

X= 0.0039

8.- ¿El KMnO4 es un auto indicador del punto final? ¿Por qué?

Si. En las valoraciones en medio fuertemente ácido, el KMnO4 actúa de auto indicador, porque el producto de la reacción, Mn2+ es incoloro. Como punto final se toma la aparición de un tenue color rosa, debido al exceso de MnO4

-.

9.- En los análisis exactos, las soluciones de NaOH se vuelven a valorar cada vez que se emplean en días diferentes. Explique ¿Por qué?

Esto se debe a que la solución de NaOH reacciona con el medio ambiente, absorbiendo la humedad (agua en forma de vapor) o si no reaccionando con el CO2:

CO2 + H2O H2CO3

H2CO3 + H2O HCO3 + H3O

OH + H3O H2O

10.- Suponga que una gota de la disolución de HC1 valorada queda adherida en la pared del frasco de erlenmeyer durante la valoración de la solución de NaOH:

a) ¿Cuál sería el efecto de este error técnico en el valor de la concentración de NaOH?

La concentración de NaOH que queremos valorar no va a ser exacta, debido a que no reacciono con todo el HCl. La concentración de NaOH sería mayor debido a que se uso menor volumen.

b) ¿Cómo afectaría este error técnico en el reporte del peso en moles de un ácido desconocido?

El numero de moles no sería exacto, y como no reacciono todo el NaOH el numero de moles del acido desconocido sería menor, debido a que el volumen usado de la base fue meno; por ende el peso sería menor.

11.- Diferencie el significado entre punto equivalente y punto final en una titulación.

En una titulación, el punto de equivalencia es el punto al que se ha llegado cuando se ha agregado la cantidad exacta de titulante para que reaccione estequiometricamente con todo el analito presente en la muestra que se titula. Este punto no es observable en las titulaciones que no son potencio métricas.El punto final, es el punto que está ligeramente después del punto de equivalencia, es observable mediante indicadores químicos, los cuales actúan cuando se ha adicionado un pequeño exceso de titulante. Por ejemplo, en titulación acido-base, la fenolftaleína se vuelve rosada cuando se le agrega aun media gota de base titulante a la solución que contiene el ácido a determinar, debido a que como el acido ya fue neutralizado en su totalidad, esa media gota de base constituiría el exceso que vuelve básica la solución y que la fenolftaleína colorea de rosa.

12.- Suponga que una burbuja de aire originalmente atrapada en un extremo de la bureta, desaparece durante la titulación. ¿Cómo afectaría la concentración del KMnO4 presente en la muestra desconocida? Explique.

La concentración del KMnO4 disminuiría, debido a que el volumen indicado en la bureta sería mayor, ya que consideraría el volumen del aire atrapado en la bureta.

13.- Si una muestra de soldadura (aleación de Pb y Sn) de 0.8750 gr. se disuelve, y se oxida el estaño de la soldadura de Sn2+ a Sn4+ mediante 24.72 ml de K 2Cr2O7, 0,033270M. ¿Qué porcentaje de Sn hay en la soldadura?

Sn+2 + Cr207-2 Sn+4 + 2Cr+3

Primero balanceamos la ecuación dada

3Sn+2 + Cr207-2 + 14H+ 3Sn+4 + 2Cr+3 + 7H20

Hallamos el número de moles de Cr207-2 usados en la reacción

Numero de moles de K2Cr207 = Numero de moles de Cr207-2

Numero de moles de K2Cr207 = (24.72x10-3L). (0.033270M) = 0.822x10-3mol

Por estequiometria

1 mol de Cr207-2 reacciona con 3 moles de Sn+2

0.822x10-3mol de Cr207-2 reacciona con 3(0.822x10-3) moles de Sn+2

Hallando la masa del estaño

(Masa) = (# moles). (Masa molar)

Masa del estaño = 3(0.822 x10-3). (119g/mol) = 0.2935g

Hallando el porcentaje de estaño que hay en la soldadura

% = (masa de estaño) = 0.2935g = 33.54% (masa de la soladura) 0.8750g

14.- Se necesitan 30.70 cm3 de KMnO4, 0.0 175 N, para valorar el hierro de Fe (II) a Fe (III) en una muestra de mineral que pesa 0.8270 g ¿Cuál es el porcentaje de hierro de muestra?

Fe+2 + MnO4- Fe+3 + Mn+2

Primero balanceamos la ecuación dada

6Fe+2 + MnO4- + 8H+ 6Fe+3 + Mn+2 + 4H20

Hallamos el número de moles de Cr207-2 usados en la reacción

Numero de moles de KMnO4 = Numero de moles de MnO4-

Numero de moles de KMnO4 = (30.17x10-3L). (0.0175M) = 0.528x10-3mol

Por estequiometria

1 mol de MnO4- reacciona con 6 moles de Fe+2

0.528x10-3mol de MnO4- reacciona con 6(0.528x10-3) moles de Fe+2

Hallando la masa del hierro

(Masa) = (# moles). (Masa molar)

Masa del hierro = 6(0.528 x10-3). (56g/mol) = 0.1774g

Hallando el porcentaje de hierro que hay en la muestra

% = (masa de hierro) = 0.1774g = 21.45% (masa de la muestra) 0.8270g

BIBLIOGRAFÍA

- http://html.rincondelvago.com/acidos-y-bases_teorias-de-arrhenius-lowry-y- lewis.html (Ácidos y Bases)

- http://es.wikipedia.org/wiki/An%C3%A1lisis_volum%C3%A9trico (Análisis Volumétrico)

- http://es.wikipedia.org/wiki/Reducci%C3%B3n-oxidaci%C3%B3n (Reducción - Oxidación)