Informe Nº4-Química General A2

PRÁCTICA Nº 4

Titulación Redox

          RESUMEN  En el laboratorio se pudo observar la preparación de soluciones oxidantes y reductoras, de igual manera la estandarización de las soluciones de KMnO 4 (permanganato de potasio), FeSO4 ⋅ 7 H 2 O (sulfato ferroso pentahidratado) y H 2 C 2 O4 (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.

 

 

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  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.

   

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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: Ca ( s ) + 2 H (+ac ) ⎯ ⎯→ Ca (2ac+ ) + H s ( g )

(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, el Ca , que no tiene carga neta, se oxida (experimenta una oxidación) en la ecuación a para formar Ca 2+ . 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 O2 del aire para formar óxidos metálicos. En estas reacciones, el metal 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 : 2Ca ( s ) + O2( ac ) ⎯ ⎯→ 2CaO( s )

(b)

Cuando el Ca se oxida en la ecuación b, el oxígeno se transforma de O2 neutro a dos iones O 2− . Cuando un átomo, ión o molécula adquiere una carga más negativa (ha ganado

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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 ( K 2 Cr2 O7 ) 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: 2+ MnO4− ⎯ ⎯→ Mn 123 123 morado

rosado claro

3+ Cr2O72− ⎯ ⎯→Cr { 123 verde amarillo anaranjado

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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.

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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 sulfúrico H 2 SO4 (1:1) • Oxalato de sodio Na2 C 2 O4 ( s ) (Q,P) • Permanganato de Potasio KMnO4 ( s ) • Sulfato ferroso heptahidratado FeSO4 ⋅ 7 H 2O( s )

• Ácido oxálico dihidratado H 2C2O4 ⋅ 2 H 2O( s )

• Agua destilada

2. Procedimiento Experimental 2.1. Preparación de 100 mL de solución estándar de oxalato de sodio Na2C 2O4 0.100 N.

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•

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

KMnO4 aproximadamente 0.1 N.

•

Se recibió del Profesor una muestra problema de solución de KMnO4 .

2.3. Preparación

de

100

mL

de

solución

de

sulfato

ferroso

FeSO4 ⋅ 7 H 2O( s ) 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

H 2C2O4 ⋅ 2 H 2O( s ) 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 de KMnO4 aproximadamente 0.1 N. •

Se adicionaron unos 2 mL de la solución de permanganato de potasio KMnO4 , 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.

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•

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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 sodio Na2C2O4 0.1 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 de H 2 SO4 (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 de KMnO4 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 de KMnO4 .

•

Se calculó la normalidad de la solución de KMnO4 VNa2C2O4 × N Na2C2O4 = Vgastado de KMnO4 × N KMnO4

2.6. Estandarización de una solución de sulfato ferroso FeSO4 ⋅ 7 H 2O aprox. 0.1 N. •

Se

midió

con

la

pipeta

20

mL

de

la

solución

de

sulfato

ferroso FeSO4 aproximadamente 0.1 N y se adicionaron en un matraz erlenmeyer de 250 mL.

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PRÁCTICA Nº 4

•

Titulación Redox

Al matraz erlenmeyer se agregaron 100 mL de agua destilada y unos 2 mL de solución de H 2 SO4 (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

de KMnO4 y

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 de KMnO4 . •

Se calculó la normalidad de la solución de FeSO4 VFeSO4 × N FeSO4 = Vgastado de KMnO4 × N KMnO4

2.7. Estandarización de una solución de ácido oxálico H 2 C 2 O4 ⋅ 2 H 2 O aprox. 0.1 N. •

Se siguió el mismo procedimiento del ítem 2.6 midiendo 20 mL de la solución de ácido oxálico H 2 C 2 O4 aproximadamente 0.100 N.

•

Se calculó la normalidad de la solución de H 2 C 2 O4 . VH 2 C 2 O4 × N H 2 C 2 O4 = Vgastado de KMnO4 × N KMnO4

2.8. Titulaciones de muestras y soluciones problemas: • Se proporcionó una muestra sólida de ácido oxálico H 2 C 2 O4 y por titulación con la solución valorada de permanganato de potasio KMnO4 ,

siguiendo

el

procedimiento del ítem 2.7, se determinó la pureza de la sal y la normalidad de la solución.

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DISCUSIÓN DE RESULTADOS  ESTANDARIZACION DE SOLUCION DE PERMANGANATO DE POTASIO aprox. 0.1N

Según la siguiente reacción: 2 KMnO4 + 5 Na2C2O4 + 8H 2 SO4 ⎯ ⎯→1K 2 SO4 + 2 MnSO4 + 5 Na2 SO4 + 10CO2 + 8H 2O Se llega a determinar el factor θ y por consiguiente la concentración de KMnO4 experimental. Mediante la ley de equivalentes: VNa 2 C 2 O4 × N Na 2 C 2 O4 = Vgastado de KMnO4 × N KMnO4

Se remplaza según los datos y el volumen gastado de KMnO4 : VNa 2 C 2 O4 = 20ml

N Na 2 C 2 O 4 = 0 . 10 M Vgastado de KMnO4 = 12.7 ml

Obteniendo de esta manera la concentración de : N KMnO4 = 0.16 N

ESTANDARIZACION DE SOLUCION DE SULFATO FERROSO FeSO4 ⋅ 7 H 2 O aprox. 0.1N

Según la reacción: 2 KMnO4 + 10 FeSO4 + 8 H 2 SO4 ⎯ ⎯→1K 2 SO4 + 2MnSO4 + 5 Fe2 (SO4 )3 + 8 H 2O

Se llega a determinar la concentración de FeSO4 mediante la siguiente ecuacion: VFeSO4 × N FeSO4 = Vgastado de KMnO4 × N KMnO4

Teniendo como datos: VFeSO4 =20ml Vgastado de KMnO4 =14.4ml

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N KMnO4 =0.16N

Obteniendo de esta manera la concentración de : N FeSO4 = 0.11N

ESTANDARIZACION DE SOLUCION DE ACIDO OXALICO H 2C2O aprox. 0.1N

KMnO4 + 5H 2C2O4 + 8H 2 SO4 ⎯ ⎯→1K 2 SO4 + 2MnSO4 + 10CO2 + 8H 2O

Mediante esta ecuación se llega a determinar la concentración de N H 2C2O4 VH 2 C 2 O4 × N H 2 C 2 O4 = Vgastado de KMnO4 × N KMnO4

Se tiene como datos, para determinar N H 2C2O4 VH 2C2O4 =20ml N H 2C2O4 =0.1N Vgastado de KMnO4 =12.4ml

Teniendo de esta forma una concentración igual a : N KMnO4 =0.10N

Titulaciones de muestras y soluciones problemas:

Tenemos una muestra de Na 2 C 2 O4 con 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.

% Na 2 C 2 O4 =

W Na2C2O4 Wmuestra

× 100

Mediante la Ley de Equivalentes, hallamos el peso del Na 2 C 2 O4 en la muestra. # Eq − g (KMnO4 ) = # Eq − g (H 2 C 2 O4 )

Y esto es igual a: Vgastado de KMnO4 × N KMnO4 = VH 2C2O4 × N H 2C2O4

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Los datos obtenidos en la titulación fueron: Vgastado de KMnO4 = 2.7 mL N KMnO4 = 0.16 N VNa2C2O4 = 20mL

Reemplazando en la ecuación: N H 2C2O4 ≈ 2.2 × 10 −5 N

Ahora hallamos el porcentaje en masa: Vgastado de KMnO4 × N KMnO4 =# Eq − g (H 2C2O4 )

# Eq − g (H 2 C 2 O4 ) = 4.32 ×10 −4 Eq − g # Eq − g =

90 g W ⎯ ⎯→W =# Eq − g × Peq ⎯ ⎯→WH 2C2O4 = 4.32 ×10 −4 × Eqmol ≈ 0.02 g Peq 5 mol− g

Ahora, en la ecuación: % H 2 C 2 O4 = % H 2 C 2 O4 =

WH 2C2O4 Wmuestra

×100

0.02 g ×100% = 40% 0.05 g

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        CONCLUSIONES  •

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

•

Es difícil de encontrar KMnO4 puro (está mezclado con MnO2 ). El agua destilada que usamos, probablemente contenga sustancias reductoras que forman MnO2 con el KMnO4 .

•

Se usa H 2 SO4 ya que en la titulación le da el medio ácido y permite que la reacción: MnO4− + 8H + + 5e − ⎯ ⎯→ Mn 2 + + 4 H 2O sea favorable para una adecuada titulación.

•

Si no se usara H 2 SO4 , la titulación se daría en medio básico, neutro y en algunos casos ácido débil. Entonces ocurriría la siguiente reacción: MnO4− + 2 H 2O + 3e − ⎯ ⎯→ Mn O2 + 4OH − la cual es desfavorable para la titulación ya

que el Mn O2 cataliza la descomposición del KMnO4 . •

Al usar H 2 SO4 permite que la velocidad de reacción sea más rápida en conjunto con el proceso de calentamiento de la reacción.

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          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.

 

Decimoprimera edición. 2009.

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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 2 KMnO 4 + 5 Na 2 C 2 O 4 + 8H 2 SO 4 ⎯ ⎯→ 1K 2 SO 4 + 2MnSO4 + 5 Na 2 SO 4 + 10CO 2 + 8H 2 O 2.6 2 KMnO4 + 10 FeSO4 + 8 H 2 SO4 ⎯ ⎯→1K 2 SO4 + 2MnSO4 + 5 Fe2 (SO4 )3 + 8H 2O 2.7 KMnO4 + 5 H 2 C 2 O4 + 8H 2 SO4 ⎯ ⎯→ 1K 2 SO4 + 2MnSO4 + 10CO2 + 8H 2 O

B. ECUACIONES IÓNICAS 2.5 2MnO4− + 5C 2 O42 − + 16 H + ⎯ ⎯→ 2Mn 2 + + 10CO2 + 8H 2 O 2.6 2MnO4− + 10 Fe 2+ + 16 H + ⎯ ⎯→ 2 Mn 2+ + 5Fe23+ + 8H 2 O 2.7 5C 2 O42 − + 2 MnO4− + 16 H + ⎯⎯→ 2 Mn 2 + + 10CO 2 + 8 H 2 O

2. Balancear las ecuaciones de la pregunta anterior por el método ión electrón. 2.5 KMnO4 + Na2C2O4 + H 2 SO4 ⎯ ⎯→ K 2 SO4 + MnSO4 + Na2 SO4 + CO2 + H 2O

Ecuación Iónica MnO4− + C 2 O42 − ⎯ ⎯→ Mn 2 + + CO2

Las semireacciones:

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(MnO (C O 2

− 4

2− 4

)

+ 8 H + + 5e − ⎯ ⎯→ Mn 2 + + 4 H 2 O × 2 (Reducción)

)

⎯ ⎯→ 2CO2 + 2e − × 5

(Oxidación)

2 MnO 4− + 5C 2 O 42 − + 16 H + ⎯ ⎯→ 2 Mn 2 + + 8 H 2 O + 10 CO 2 Reemplazando los coeficientes obtenidos en la ecuación molecular 2 KMnO4 + 5 Na 2 C 2 O4 + 8 H 2 SO4 ⎯ ⎯→ 2 MnSO4 + 10CO2 + 8H 2 O 2.6 KMnO4 + FeSO4 + H 2 SO4 ⎯ ⎯→ K 2 SO4 + MnSO4 + Fe 2 (SO4 )3 + H 2 O

Ecuación Iónica MnO4− + Fe 2 + ⎯ ⎯→ Mn 2 + + Fe 23

Las semireacciones:

(MnO (2Fe

− 4

2+

)

+ 8 H + + 5e − ⎯ ⎯→ Mn 2 + + 4 H 2 O × 2 (Reducción)

)

⎯ ⎯→ Fe 23 + 2e − × 5

(Oxidación)

2MnO4− + 10 Fe 2 + + 16 H + ⎯ ⎯→ 2Mn 2 + + 5Fe 23 + 8H 2 O Reemplazando los coeficientes obtenidos en la ecuación molecular 2 KMnO4 + 10 FeSO4 + 8 H 2 SO4 ⎯ ⎯→1K 2 SO4 + 2MnSO4 + 5 Fe2 (SO4 )3 + 8H 2O 2.7 KMnO4 + H 2C2O4 + H 2 SO4 ⎯ ⎯→ K 2 SO4 + MnSO4 + CO2 + H 2O

Ecuación Iónica C2O42 − + MnO4− ⎯⎯→ Mn 2 + + CO2

Las semireacciones:

(MnO (C O 2

− 4

2− 4

)

+ 8H + + 5e − ⎯ ⎯→ Mn 2 + + 4 H 2 O × 2 (Reducción)

)

⎯ ⎯→ 2CO2 + 2e − × 5

(Oxidación)

2−

2MnO4− + 5C2O4 + 16 H + ⎯ ⎯→ 2Mn 2 + + 10CO2 + 8 H 2O Reemplazando los coeficientes obtenidos en la ecuación molecular KMnO4 + 5H 2C2O4 + 8H 2 SO4 ⎯ ⎯→1K 2 SO4 + 2 MnSO4 + 10CO2 + 8H 2O

3. ¿Por qué en las titulaciones con KMnO4 se emplea H 2 SO4 concentrado?

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Se utiliza H 2 SO4( 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 el KMnO4 como 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 Vgastado de KMnO4 = 28.75mL m Na2C2O4 = 0.2022 g VNa2C2O4 = 50.0mL

Ahora, sabemos que: VNa2C2O4 × N Na2C2O4 = Vgastado de KMnO4 × N KMnO4 ………….. (1)

Hallamos la molaridad de la solución de Na2C2O4 :

m Na 2C 2O4 M Na 2C 2O4 =

M Na 2C 2O4 V Na 2C 2O4

=

0.2022 g 134 g mol

0 .05 L

≈ 0.03 M

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Luego, hallamos la normalidad: N = M ×θ

N Na2C2O4 = M Na2C2O4 × θ

θ = 2(carga del catión o anión de la sal) N Na2C2O4 = 0.03

mol eq − g eq − g ×2 = 0.06 = 0.06 N L mol L

Ahora, regresamos a la ecuación (1): VNa2C2O4 × N Na2C2O4 = Vgastado de KMnO4 × N KMnO4 50.0mL × 0.06

eq − g = 28.75mL × N KMnO4 L

N KMnO4 ≈ 0.10 N Finalmente, para el KMnO4 el valor de θ = 1 , por lo tanto:

M KMnO4 ≈ 0.10 M

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