Universidad Cientifica Del Sur09 -1

UNIVERSIDAD CIENTIFICA DEL SUR

FACULTAD DE MEDICINA HUMANA “FERNANDO CABIESES MOLINA” LABORATORIO DE QUIMICA CURSO:

QUIMICA GENERAL

PROFESOR:

VICTOR ACUÑA RUIZ

INFORME DE PRÁCTICAS

PRÁCTICA Nº: 9 TÍTULO: VALORACIÓN REDOX Y ESTEQUIOMETRIA INTEGRANTES: Castro Mercado, Alondra Yamilet - Esteban Marin, Nasheyra - Gonzales Manchego, Flavio - Sierra Allcca, Ariana Yorleni

HORARIO DE PRÁCTICAS DIA: Miércoles HORA: (10:10 A.M – 12:00 P.M) FECHA DE REALIZACION DE LA PRÁCTICA: Miércoles 03 de Junio del 2015 FECHA DE ENTREGA DEL INFORME: Miércoles 10 de Junio del 2015

LIMA – PERÚ

VAL ORA PRÁCTICA CIÓ N RED OX Y EST EQU IOM ETRI A

9

OBJETIVOS  Cuantificar la concentración de hierro (II) en una muestra problema, a través una valoración o titulación de óxidoreducción.  Determinar el porcentaje de hierro (II) en dicha muestra problema. FUNDAMENTO TEORICO 1. Estequiometria: Estudia las relaciones cuantitativas entre los reactantes y sus productos a través de una reacción química. En una reacción química se observa una modificación de las sustancias presentes: los reactivos se consumen para dar lugar a los productos. A escala microscópica, la reacción química es una modificación de los enlaces entre átomos, por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, pero los átomos implicados se conservan, dicho principio corresponde a la ley de conservación de la masa. Las leyes estequiometrias corresponden a un conjunto de principios descubiertos por vía experimental y que hacen referencia a las relaciones que en una reacción química cumple con las masas de las sustancias reaccionantes y los productos de la reacción: 2. Ley de la Conservación de la Materia y Energía: Esta ley establece que en una reacción química, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción. Esto quiere decir que la materia ni se crea ni se destruye, sólo se puede transformar al igual que la energía.

La materia y la energía trabajan juntas ya que la materia al ser supuestamente destruida se transforma en energía y por eso se dice que la materia no se destruye sino que se transforma en energía. 3. Ley de Proporciones Múltiples: Según Dalton: Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, los pesos diferentes de uno de ellos, que se combinan con un peso fijo de los números enteros pequeños. Esto quiere decir que si se mantiene fija la cantidad de uno y se determinan las cantidades del otro se tienen números que guarden entre sí relaciones expresables mediante números enteros. Considerando como ejemplo la reacción el cloro con el oxígeno, se obtiene: Cℓ2(g) + ½O2(g) Cℓ2 O(g) Cℓ2(g) + 3/2 O2(g) Cℓ2 O3(g) Cℓ2(g) + 5/2 O2(g) Cℓ2 O5(g) Cℓ2(g) + 7/2 O2(g) Cℓ2 O7(g) 4. Concepto de mol: El mol es la unidad de cantidad de sustancia. Un mol de cualquier sustancia contiene un número de Avogadro (6,023 x 1023) de sus partículas (las partículas pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones, etc.), tomando como ejemplo el oxígeno:

5. Reacciones Químicas: Una reacción química es un fenómeno químico donde se genera una transformación en la estructura atómica o molecular de las sustancias que intervienen. Es un proceso por el cual una, o más sustancias puras actúan entre sí por efecto de un factor energético, con la consiguiente desaparición total o parcial de los reactantes y la formación de sustancias nuevas o productos. Ejemplo: En una reacción del sodio metálico con agua:

6. Ecuación Química: Es la representación de una reacción química utilizando la simbología correspondiente en forma de igualdades matemáticas para permitir observar cualitativa y cuantitativamente los componentes que intervienen en dicha reacción. Ejemplo: Para la combustión balanceada es:

incompleta

del

propano,

la

ecuación

7. Reactivos limitante y en exceso: El reactivo limitante (RL) es aquel que se consume primero en una reacción química por encontrarse en menor relación estequiométrica, determinando la cantidad de producto o productos obtenidos. Mientras que el reactivo en exceso (RE) se encuentra en mayor cantidad (no restringe la reacción) por lo general contamina el producto. Lo indicado corresponde a la ley de las proporciones constantes o definidas (ley de Proust): establece que la relación entre las masas de los elementos que forman un compuesto definido es constante. Por consiguiente cualquier exceso de la masa de uno de ellos permanecerá sin reaccionar. Ejemplo para obtener hidróxido de sodio (NaOH) se hace reaccionar 46 g de Na con 46 g de H2O, ¿cuál es el reactivo limitante y cuantos gramos del reactivo en exceso quedan sin reaccionar?

8. Rendimiento: La cantidad de producto que se forma cuando todo el reactivo limitante ha reaccionado corresponde a un 100 % de rendimiento (valor teórico). La cantidad de producto obtenido siempre es menor que el rendimiento teórico (100 %), la enorme diferencia se sustenta por la influencia de la pureza de reactivos, metodología y eficiencia del proceso, calidad de equipos e infraestructura y eficiencia del personal. Valor experimental Porcentaje de rendimiento ( %R )= ×100 Valor teórico

9. Valoraciones: Un análisis volumétrico es cualquier procedimiento basado en la medida del volumen de reactivo necesario para que reaccione con la sustancia a cuantificar (analito). En una valoración se añaden al analito incremento de la disolución del reactivo (solución patrón) hasta que la reacción se complete. El punto de equivalencia es el punto en el que la cantidad de solución patrón es exactamente la necesaria para que reaccione estequiométricamente con el analito. El punto de equivalencia es el resultado ideal (teórico) que se busca en una valoración. Lo que en realidad se mide es el punto final, que lo indica un cambio brusco de una propiedad física de la disolución (cambio de color, formación de precipitado, etc). Una valoración REDOX está basada en una reacción de óxido-reducción entre el analito y la solución patrón.

MATERIAL y METODOS a) MATERIAL Balanza analítica Bureta Luna de reloj Matraz erlenmeyer de 250 mL Pipeta volumétrica de 5 mL b) REACTIVOS: − Disolución de

KMnO 4

0,02 M.

− Disolución de

H 2 S O4

3,73 M.

− Oxalato de sodio p.a.:

N a2 C 2 O 4

Botellas color ámbar Espátula Matraz aforado (fiola) de 100 y 250 mL Pipeta cilíndrica de 10 y 25 mL Vaso de precipitados de 250 mL

.

c) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL EXPERIMENTO 1: Preparación del oxalato de sodio (Na2C2O4) : ESTÁNDAR PRIMARIO.

Calcular y pesa la cantidad requerida de Na2C2O4 (previamente secado en estufa hasta peso constante) Disolver el Na2C2O4 con 30 mL de agua destilada en un matraz erlenmeyer de 250 mL EXPERIMENTO 2: Preparación y estandarización de la disolución de KMnO4 0,02 M Calcular y pesar la cantidad requerida de KMnO4 Disolver el KMnO4 en 50 mL de agua en un vaso de 150 mL En un matraz aforado de 250 mL enrazar dicha disolución utilizando agua destilada. H 2 S O4 Titular en medio ácido (agregar 1 mL de ) la disolución del Na2C2O4 con la de KMnO4 para determinar el valor práctico de la concentración del KMnO4, la reacción redox es: 2+¿ 1+¿ ¿ EN MEDIO ACIDO : H C O 2 ( g ) + M n 1−¿ ⃗¿ ¿ 2−¿+ ( Mn O 4 ) ¿

( C 2 O4 )

El punto de equivalencia o punto de quiebre se obtiene cuando predomina el color de la disolución de KMnO4 en la de Na2C2O4 contenida en el matraz erlenmeyer. Realizar los cálculos correspondientes indicados por el Profesor EXPERIMENTO 3: Titulación de la muestra problema Pesar la muestra comercial previamente molida y secada. H 2 S O4 Disolver dicha muestra en 30 adicionar 1 mL de . mL de agua en un matraz de 250 mL, Titular con la disolución de KMnO4, siguiendo el procedimiento indicado en el Experimento 2. Realizar los cálculos correspondientes y determinar el porcentaje de FeSO4 en la muestra comercial, la reacción redox es: 2+ ¿ 3+¿+ M n¿ EN MEDIO ACIDO : H 1+¿ F e¿ 1−¿ ¿⃗ 2+¿+ ( Mn O4 )¿ ¿ Fe

CUADRO DE DATOS Y RESULTADOS Cuadro 9.1. Estandarización de la disolución de KMnO4 0.02M REPETICIONES DATOS Peso g

1

2

3

3,16 g

3,16 g

3,16 g

0,09 g

0,1 g

0.8 g

14,5 mL

9 mL

11,5 mL

0,1

0,1

0,1

KMnO4,

Peso C2O4 Volumen gastado KMnO4 [KMnO4]

Na2

PROMEDIO

RECOMENDACIONES  Tener cuidado al manipular los distintos químicos al mezclar.  Usar lentes de seguridad como medida de prevención. FUENTES DE INFORMACIÓN 

Kind, Vanesa. Más allá de las apariencias. Ideas previas de los estudiantes sobre conceptos básicos de química, Santillana, México, 2004.

CUESTIONARIO 1. ¿Definir patrón primario y patrón secundario, en la estandarización de disoluciones? Indicar ejemplos para cada caso. 2. Indicar brevemente la diferencia entre patrón primario y patrón secundario. 3. ¿Por qué no es factible utilizar al KMnO4 como patrón primario?, justifica tu respuesta. 4. Balancear las ecuaciones de los Experimentos 2 y 3, según el método del

ion electrón. 5. En la ecuación del Experimento 2, determinar la masa de CO2 obtenida con 100 % de rendimiento. 6. En la ecuación del Experimento 3, determinar la masa de Fe3+ obtenida con 100 % de rendimiento. 7. Comentar que factores y/o reactivos favorecen la reducción de Fe3+ a Fe2+ en la ecuación del Experimento 3. ANEXO 1. Patrón primario es una sustancia que tiene propiedades particulares y que te permite tomar valores de referencia muy repetitivos. Generalmente tiene peso molecular alto, debe permitirte secarlo en estufa para asegurarte que no estas pesando agua de hidratación. Uno de los patrones primarios más usado es el biftalato de potasio. Patrón secundario es aquel que después de ser titulado o verificado con un patrón primario lo usas para titular otras soluciones para averiguar la concentración. Ej.: Titulas el biftalato (patrón primario) con un ácido (HCl) y determinas la concentración del ácido. Luego usas este acido (como patrón secundario) para determinar la concentración de una base (o hidróxido) por titulación acido base. 2. PATRÓN PRIMARIO PATRÓN SECUNDARIO  Tienen composición conocida. Es  Debe ser estable mientras se decir, se ha de conocer la efectué el período de análisis.  Debe reaccionar con el analito. estructura y elementos que lo  La reacción entre el valorante y el componen, lo cual servirá para patrón primario debe ser completa, hacer los cálculos estequiométricos así también la reacción entre el respectivos.  Deben tener elevada pureza. Para valorante y el analito. una correcta estandarización.  Debe ser estable a temperatura de ambiente.

3. Porque el KMnO4 no puede obtenerse con suficiente pureza para usarlo como patrón primario (aún el KMnO4 para análisis contiene siempre pequeñas cantidades de MnO4).Además el agua destilada puede contener sustancias orgánicas que pueden llegar a reducir el KMnO 4 a MnO4 y el mismo KMnO4 es capaz de oxidar al agua. 4.

KMnO 4 + N a2 C 2 O 4 ( H 2 S O4 ) → Mn O 4 + K 2 S O4 + N a 2 S O4 +C O2

5. Peso Formula del Co2:

− 14 + 2 (16) = 46 g − 46 g x 5 (número de moles) = 150 g 6. Peso Formula del Fe3: − 3(12) = 36 g − 36 g x 3 = 108 g. 7. El KMnO4 es el principal catalizador que contribuye a la reducción del Fe3+ a Fe2+. Esta determinación consiste en valorar el hierro disuelto en el estado de oxidación Fe (II) con el reactivo KMnO4 en medio acido. Durante el proceso de titulación, manteniendo la agitación, se agrega lentamente la disolución patrón de KMnO4. El punto final viene dado por una coloración persistente, el cual hace que se libere una molécula de Fe.