LABORATORIO Nº 4

ESTEQUIOMETRIA II

CURSO: QUÍMICA BÁSICA

CÓDIGO- CURSO: CB-211 U

PROFESORES: - REYES ACOSTA, PALACIOS- CHAFLOQUE ELIAS, CARLOS

INTEGRANTES DEL GRUPO:

- YAURI DE LA CRUZ, GIANMARCO- MERMA PAUCAR, LUIS FERNANDO- DIESTRA RAYMUNDO, JUAN MANUEL- TRUJILLO ARIAS, MICHAEL- NEYRA PANTA, DIEGO CESAR

2010 II

LABORATORIO Nº 4: ESTEQUIMETRÍA II:VALORACIÓN CUANTITATIVA

PARTE A:

REACCIONES ÁCIDO-BASE

1. 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.

2. FUNDAMENTO TEÓRICO:

ÁCIDOS Y BASES

INTRODUCCIÓN:

Las sustancias químicas que describimos como ácidos y bases están distribuidas en la naturaleza. Se encuentran en los alimentos que ingerimos, en las medicinas que utilizamos, en los limpiadores domésticos, etc.; por ello son muy importantes en la vida diaria, en el laboratorio y a nivel industrial.

Algunos ácidos son muy conocidos, tal es el caso del ácido acético que está presente en el vinagre; el ácido cítrico de las frutas como la manzana, limón, mandarina, naranja, etc.; el ácido sulfúrico (el ácido de mayor consumo a nivel industrial) que está contenido en la batería de los automóviles el ácido ascórbico o vitamina C, el ácido clorhídrico que forma parte del jugo gástrico el cual permite degradar proteínas y cumple función germicida (mata microbios).

Las bases también son muy comunes, tal es el caso del hidróxido de sodio (es la base más importante) qué está presente en la soda caústica, empleadas como agentes de limpieza y como materia prima para elaborar los jabones respectivamente; el hidróxido de aluminio y el hidróxido de magnesio forman parte de la mylanta y leche de magnesia, que se emplean para contrarrestar la acidez estomacal y por ello cotidianamente se les conoce como antiácidos.

Las bases orgánicas son consumidas diariamente, entre ellas encontramos a la cafeína, que está presente en las hojas del té y en

los granos del café; la cocaína presente en el mate de coca, la nicotina que está presente en el tabaco. Estas también son conocidas como alcaloides y tienen la propiedad de ser estimulantes del sistema nervioso por lo que su consumo constante puede producir adicción. El carbonato de sodio, Na2CO3, y bicarbonato de sodio, NaHO3, son sustancias básicas muy importantes a escala industrial.

ÁCIDOS Y BASES: Son dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas. Los ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de determinados líquenes) y reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se combina una disolución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar una reacción de neutralización. Esta reacción en la que, generalmente, se forman agua y sal, es muy rápida. Así, el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de sodio:

H2SO4 + 2NaOH ⇋ 2H2O + Na2SO4

TEORÍAS ÁCIDO-BASE.

1.-Teoría de Ácidos y Bases de Svante August ArrheniusSvante 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- H2OLa 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.

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 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.

2.-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 - Lorwy son, Un ácido de Bronsted - Lowry es un donador de protones,

pues dona un ion hidrógeno, H+ Una base Bronsted - Lorwy es un receptor de protones,

pues acepta un ion hidrógeno, H-

3.-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.

FUERZA RELTIVA DE ÁCIDOS Y BASES:

Sabemos que las dis0oluciones acuosas de los ácidos y bases conducen la electricidad debido a que al disolverlas en agua se ionizan ¿Cómo explicar la diferencia en la conductividad eléctrica? En el primer caso debe existir mayor cantidad de iones en la disolución yen el segundo caso, una menor cantidad de iones. Esta diferencia en la cantidad de iones generados se debe a la diferencia en el grado de ionización de los ácidos mencionados. Se debe tener en cuenta que los iones móviles en disolución son los que conducen la corriente eléctrica.Para explicar estos hechos es necesario definir la fuerza ácida y la fuerza básica.

-Fuerza ácida: es la capacidad que tiene una especie química para dar o ceder protón (H+) a otra especie química (el disolvente generalmente). Mientras mayor facilidad se presente para lo expuesto se tendrá mayor fuerza de acidez y mayor concentración de iones.-Fuerza básica: es la capacidad que tiene una especie química para recibir o aceptar un protón (H+) de otra especie química ( el disolvente generalmente).

*ACIDOS Y BASES FUERTES:Son sustancias que se ionizan o disocian totalmente al ser disueltas en el agua (el porcentaje de ionización es 100%), es decir no queda ninguna unidad fórmula (o molécula) sin ionizarse. Esto permite que la cantidad de iones generados sea grande en disolución acuosa diluida, y puedan ser buenos conductores eléctricos, de ahí se les denominan electrolitos fuertes.

Entre los ácidos fuertes tenemos:-HCl-HBr-HI

-HNO3-H2SO4-HClO4

Entre las bases fuertes tenemos: los hidróxidos de los metales alcalinos: LiOH, NaOH, KOH, CsOH y tres hidróxidos de los metales alcalino-térreos: Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2 que se disocian completamente.

*ACIDOS Y BASES DÉBILES:Los ácidos y bases débiles están ionizados parcialmente en solución acuosa diluida , debido a ello la cantidad de iones (cationes y aniones) generadoses muy pequeña, esto explica la pobre conductividad eléctrica que tienen estas sustancias por lo cual se les denomina electrolitos débiles.Por esta razón la reacción debe alcanzar un equilibrio químico que en este caso en particular se denomina equilibrio iónico donde se presenta una Ka (constante de acidez) y una Kb (constante de basicidad) que varían proporcionalmente a la fuerza de acidez y de basicidad respectivamente.

INDICADOR pH:

En la definición de Brønsted-Lowry, ambos los ácidos y las bases están relacionados con la concentración del ión de hidrógeno presente. Los ácidos aumentan la concentración de iones de hidrógeno, mientras que las bases disminuyen en la concentración de iones de hidrógeno (al aceptarlos). Por consiguiente, la acidez o la alcalinidad de algo puede ser medida por su concentración de iones de hidrógeno.

En 1909, el bioquímico danés Sören Sörensen inventó la escala pH para medir la acidez. La escala pH está descrita en la fórmula:

pH = -log [H+] Nota: la concentración es comúnmente abreviada usando logaritmo, por consiguiente H+] = concentración de ión de hidrógeno. Cuando se mide el pH, [H+] es una unidad de moles H+ por litro de solución

Por ejemplo, una solución con [H+] = 1 x 10-7 moles/litro tiene un pH = 7 (una manera más simple de pensar en el pH es que es igual al exponente del H+ de la concentración, ignorando el signo de menos). La escala pH va de 0 a 14. Las substancias con un pH entre S 0 o menos de 7 son ácidos (pH y [H+] están inversamente relacionados, menor pH significa mayor [H+]). Las substancias con un pH mayor a 7 y hasta 14 son bases (mayor pH significa menor

[H+]). Exactamente en el medio, en pH = 7, están las substancias neutra s, por ejemplo, el agua pura. La relación entre [H+] y pH está mostrada en la tabla de abajo, junto algunos comunes ejemplos de ácidos y base de la vida cotidiana.

Reacción de neutralización:

Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base. Generalmente, en las reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una sal. Así pues, se puede decir que la neutralización es la combinación de iones hidrógeno y de iones hidróxido para formar moléculas de agua. Durante este proceso se forma una sal. Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo que significa que producen calor.Generalmente la siguiente reacción ocurre:

Ácido+ base → sal + agua

En esta reacción de neutralización se puede usar una solución indicadora tal como la fenolftaleína (si los elementos a neutralizar son Ácido clorhídrico e Hidróxido de Sodio), pero también se puede usar el azul de safranina, el azul de metilena, etc. para saber si esa solución contiene alguna base.

[H+] pH Ejemplo

Ácidos

1 X 100 0 HCl

1 x 10-

1 1 Ácido estomacal

1 x 10-

2 2 Jugo de limón

1 x 10-

3 3 Vinagre

1 x 10-

4 4 Soda y cerveza

1 x 10-

5 5 Agua de lluvia

1 x 10-

6 6 Leche y saliva

Neutral

1 x 10-

7 7 Agua pura y sangre

Bases

1 x 10-

8 8 Claras de huevo

1 x 10-

9 9 Levadura

1 x 10-

10 10 Antiácidos

1 x 10-

11 11 Amoníaco

1 x 10-

12 12Caliza Mineral - Ca(OH)2

1 x 10-

13 13 Drano

1 x 10-

14 14 NaOH (soda caústica)

ANÁLISIS VOLUMÉTRICO

Las cantidades relativas de reaccionantes y productos de una reacción química, son ordinariamente investigadas en el Laboratorio, de dos formas: gravimétricamente y volumétricamente, en la cual se realiza la medida de volúmenes y concentración que se realizaran en los siguientes experimentos.

VALORACIÓN O TITULACIÓN:

En química titular o valorar significa averiguar la concentración de una solución. Se pueden titular todas las sustancias con el uso de un reactivo específico, sin embargo la más conocida es la titulación ácido-base. Que se detallara a continuación.

El titulante o solución estándar es la solucion sea básica o ácida de concentración conocida. Generalmente la disolución con el reactivo conocido (disolución valorante, se prepara a partir de un patrón u otro reactivo, en cuyo caso debe ser normalizada previamente) se coloca en una bureta y la disolución de la muestra que contiene el analito en un Erlenmeyer. La disolución valorante se añade gota a gota hasta que ha reaccionado con todo el analito. Entonces se mide el volumen consumido y mediante un cálculo estequiométrico sencillo se puede calcular la concentración del compuesto problema.

Se llama punto final al final de la valoración, que se aprecia por un cambio brusco de alguna propiedad de la disolución en el Erlenmeyer, generalmente un cambio de color que se ve a simple vista. Para que se produzca este cambio es preciso agregar a la disolución del Erlenmeyer una pequeña cantidad de una sustancia llamada indicador.El indicador se elige de tal forma que el punto final coincida (o sea muy cercano) al punto de equivalencia. También se debe escoger un indicador apropiado para cada tipo de reacción y para cada propiedad. El punto de equivalencia es cuando la cantidad de equivalentes del valorante es igual a la del analito.

Se consideran tres tipos de valoraciones ácido-base: valoraciones que incluyen un ácido fuerte y una base fuerte, valoraciones que incluyen un ácido débil y una base fuerte, y valoraciones que incluyen un ácido fuerte y una base débil.

INDICADORES ÁCIDO-BASE:

Un indicador ácido-base o indicador de pH es, por lo general, un ácido orgánico o una base orgánica débil con colores diferentes en sus formas ionizada y no ionizada.Para determinar el punto de equivalencia en una valoración, se debe conocer con exactitud cuanto mide el volumen de base que se ha añadido desde una bureta a un ácido contenido en un matraz. Una forma de lograrlo es añadir una pocas gotas de indicador ácido-base a la disolución ácida al principio de la valoración. El punto final de una valoración se alcanza cuando el indicador cambia de color.Sin embargo no todos los indicadores cambian de color al mismo pH, así que la elección de un indicador para una valoración en particular depende de la naturaleza del ácido y de la base utilizados (es decir, si son fuertes o débiles). Al elegir el indicador apropiado, el punto final de la valoración se utiliza para determinar el punto de equivalencia.

En la tabla se muestran algunos indicadores ácido-base, o de pH, con sus intervalos de viraje (intervalos de pH en los que cambian de color) y sus distintos colores según se encuentren en medio ácido o básico.

INDICADOR COLOR ÁCIDO COLOR BÁSICOINTERVALO DE

pH EN EL VIRAJE

Violeta de metilo Amarillo Violeta 0.0-2.0

Amarillo de metilo Rojo Amarillo 1.2-2.3

Azul de timol Rojo Amarillo 1.2-2.8

Rojo Congo Azul Rojo 2.8-4.0

Anaranjado de metilo Rojo Amarillo 2.9-4.0

Verde de bromocresol Amarillo Azul 3.7-5.2

Rojo de metilo Rojo Amarillo 4.2-6.3

Azul de bromo timol Amarillo Azul 6.0-7.6

Tornasol Rojo Azul 5.8-8.1

Rojo cresol Amarillo Rojo 7.2-8.8

Fenolftaleína Incoloro Rojo grosella 8.2-10.0

Amarillo de alizarina Amarillo Rojo 10.1-12.1

Material volumétrico:

El material de laboratorio que se utiliza para la medida de los volúmenes de los líquidos esta constituido por buretas, erlenmeyers, matraces aforados, pipetas, etc. Si bien, sólo las buretas, matraces aforados y pipetas se consideran material volumétrico de precisión (ej. incertidumbre controlada y conocida).

PARTE B:

REACCIONES REDOX

1. 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.

2. FUNDAMENTO TEÓRICO:

INTRODUCCIÓN:

En una reacción de oxidación reducción se produce un intercambio de electrones. Una sustancia se oxida cuando pierde electrones:

Ag0 ------> Ag+ + 1 e-

Y se reduce cuando los gana: Cu2+ + 2 e- -------> Cu0

En una reacción redox se produce al mismo tiempo la oxidación y la reducción, siendo igual el número de electrones cedidos en la oxidación que los ganados en la reducción:

Cu0 + 2 Ag+ --------> Cu2+ + 2 Ag0

Una especie química (átomo, molécula o ión) puede encontrarse en forma oxidada o en forma reducida y se habla entonces de pares redox. Ej: Ag+/Ag0; Cu2+ / Cu0.

En muchas reacciones redox debe tenerse en cuenta el medio en que se produce la reacción. Así, por ejemplo la reducción del ión permanganato es diferente si se hace en medio ácido o en medio básico:

MnO4- + 8 H+ + 5 e- ------> Mn2+ + HO

2MnO

4- + 2 HO + 3 e2- ------> MnO + 4 OH

2-

El carácter oxidante o reductor de las especies químicas, si son elementos, depende de su posición en el sistema periódico, y se mide mediante el potencial de oxidación-reducción (E), en voltios. El potencial de reducción nos compara la tendencia de la forma oxidada de una especie química a aceptar electrones, y por tanto a reducirse, frente al par H+/ 1/2 H2, que se usa como referencia, y al que se asigna un potencial normal de 0 v.

Si el potencial de oxidación ó el de reducción se determinan a concentraciones 1 M, y a la presión de 1 atmósfera y 25 °C de temperatura, se denomina potencial normal (E°), bien de oxidación (PNO) ó de reducción (PNR).

El potencial redox de una reacción es función por tanto de la concentración de las especies que intervienen, de su potencial normal, de la temperatura y de la presión, según la ley de Nernst:

E = E° - RT/ nF x ln Q

Donde: n= número de electrones que se intercambian en la reacción considerada, F es 1 faraday (96500 culombios), y Q representa la ley de acción de masas.

Cuanto mayor es el PNR para un par, mayor es la tendencia de la forma oxidada a captar electrones, por tanto a reducirse, así por ejemplo: el par Cu2+/Cu0 tiene un PNR de +0,34 v., y el par Ag+/Ag0

tiene un PNR de +0,80 v., por tanto en una reacción en la que intervengan estos pares, el ión Ag+ se reducirá, y captará los electrones que cede el Cu, que a su vez se oxidará. El Cu es el agente reductor, puesto que reduce al ión Ag+, y el ión Ag+ es el agente oxidante ya que oxida al Cu:

2 Ag+ + Cu0 ------> 2Ag0 + Cu2+

El potencial normal de una reacción está relacionado con la variación de la energía libre mediante la expresión:

G° = -nFE°

De esta forma, cuando el potencial es positivo, G es negativo, lo que implica que la reacción es termodinámicamente espontánea. Es importante tener en cuenta que muchas veces no se trabaja en "condiciones normales", sobre todo en cuanto a concentraciones, que no suelen ser 1 M, en estos casos debe calcularse el potencial de la reacción en las nuevas condiciones a partir de la ecuación de Nernst, y con este valor, el de la energía libre.

Las volumetrías redox son técnicas analíticas consistentes en un proceso de oxidación-reducción que tiene lugar entre dos disoluciones, una de las cuáles contiene una sustancia oxidante o reductora respecto al soluto de la segunda disolución.

La técnica de la valoración redox es la misma que la de una valoración ácido-base y se realiza añadiendo progresivamente una disolución valorante colocada en una bureta sobre un volumen exactamente medido de la disolución problema. El proceso de valoración termina cuando el indicador usado

cambia de color y esto sucede en el momento en que existen cantidades equivalentes de oxidante y de reductor.

* Sobre la sal de Mohr sabemos:

Sal de Mohr:

La sal de Mohr es una sal doble que se sintetiza a partir del sulfato de hierro (II) heptahidratado (FeSO4.7H2O) y sulfato de amonio, es muy estable frente al oxígeno atmosférico y cristaliza en forma hexahidratada en monoclínico. Sólo existe en estado sólido y se forma por cristalización de la mezcla de los sulfatos correspondientes debido a que esta es más insoluble que los sulfatos por separado. Este compuesto es un tipo característico de Eschonitas el cual es un tipo de sulfato doble formado por [M´2] [M"]

(SO4)2 .

Donde M´ es un metal monovalente y M" es un metal divalente. Esta sal es muy útil en la preparación de patrones para medidas de ferromagnetismo.Su síntesis se realiza en medio ácido, de lo contrario el hierro se oxida a Fe3+ con el oxigeno del aire. Además se le añade un clavo para así estabilizar la especie Fe (II).

* Sobre el permanganato de potasio (KMnO4):

El permanganato violeta se reduce al catión Mn+2, incoloro, en soluciones ácidas. En soluciones neutras, el permanganato sólo se reduce a MnO2, un precipitado marrón en el cual el manganeso tiene su estado de oxidación +4. En soluciones alcalinas, se reduce a su estado +6, dando K2MnO4.

SAL DE MOHR

General

Nomenclatura IUPAC

n/d

Otros nombres Sal de Mohr

Fórmula semidesarrollada

Fe(NH4)2(SO4)2.6H2O

Propiedades químicas

Solubilidad en agua

n/d

KPS 2,64.10-39

Momento dipolar n/d DValores en el SI y en condiciones normales

(0 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.

Soluciones diluidas se utilizan como enjuague bucal (0,25 %), desinfectante para las manos (alrededor del 1 %).Se utiliza como reactivo para determinar el número Kappa de la pulpa de madera.

CONTINUE AÑADIENDO LA SOLUCIÓN DE NaOH HASTA QUE APAREZCA LA PRIMERA COLORACIÓN ROJIZA DÉBIL

Y PERMANENTE

PARTE A:

DIAGRAMA DE PROCESOS:

DATOS EXPERIMENTALES:

MATERIALES Y RADIOACTIVOS:- 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.

VIERTA 10ml DE HCl EN UN MATRAZ DE 250ml

SUJETE EL CUELLO DEL ERLENMEYER CON UNA MANO Y CON LA OTRA,

CONTROLE LA LLAVE DE LA BURETA.

AÑADA 15ml DE AGUA DESTILADA CON 3 GOTAS

DE FENOLFTALEINA

ENDULCE LA BURETA CON PEQUEÑAS PORCIONES DEL

NaOH,(XM)HASTA SU VOLUMEN MAXIMO.

SIMLUTANEAMENTE A LA ADICIÓN DEL NaOH, XM, AGITE SUAVEMENTE EL

ERLENMEYER DE FORMA QUE SE MEZCL LA

DISOLUCION

REALICE DOS VALORACIONES MÁS DE

NaOH, DE MODO QUE ESTAS NO SE DIFIERAN

ENTRE SÍ EN MÁS DE 0.2ml

LAVE BIEN CON AGUA DE CAÑO LA BURETA, Y LUEGO

ENJUAGUE CON AGUA DESTILADA.

OBSERVACIONES:-Volumen de la primera titulación = 13.7ml.-Volumen de la segunda titulación = 13.7ml.

REACCIONES, CÁLCULOS Y RESULTADOS:

1 HCl (ac) + 1 NaOH (ac) 1 NaCl (ac) + 1 H2OSabemos que: n = M x V 10 ml x 0.1 M = 13.7 ml x X1

1 mmol 1 mmol X1 = 0.0729 Molar.

CONCLUSIONES: Con este experimento hemos demostrado que se puede conocer la concentración

de una solución conociendo solamente la concentración de otra solución y su respectivo volumen.

Este experimento es muy usado en los laboratorios y en las fábricas para así determinar la concentración de distintos productos a vender.

También concluimos que en este experimento solo se realizo reacción de doble sustitución o metátesis.

Además existe una solución espectadora que es en este caso la fenolftaleína(C20H14O4) que solo actúa como indicador ácido – base de la solución contenida en el matraz.

REPITA EL PROCESO 2 VECES MAS ANOTANDO LOS

RESPECTIVOS VOLUMENES Y OBSERVACIONES

PARTE 2:

DIAGRAMA DE PROCESOS:

DATOS EXPERIMENTALES: MATERIALES Y REACTIVOS:

1 bureta de 50ml 1pipeta de 10ml 2 erlenmeyer de 250ml 1probeta de 25ml 1 soporte con pinza 1 vaso de 250ml 1 piceta con agua destilada H2SO4 3M Sollucion de sal de mohr 0.004M KMnO4 XN

VOLUMENES GASTADOS DE KMnO4 XN:

LAVAR LA BURETA Y EMDULCE CON KMnO4 (XN)

COLOQUE LA BURETA EN UN SOPORTE Y

LLENE CON KMnO4 (XN) AL MAXIMO

ENJUAGUE EL VASO DE 100ml Y LLENELA CON 25ml AMBAS

CON SOLUCION FERROSA (sal de Mohr)

EN UN ERLENMEYER (lavado) DE 250ml

PIPETEE DEL VASO 20ml

AÑADA EN EL ERLENMEYER 20ml DE AGUA DESTILADA CON

5ml de H2SO4 (3M)

REALICE LA TUTILACION RESPECTIVA AGITANDO CONSTANTEMENTE EL ERLENMEYER HASTA

OBTENER UNA COLORACION LIGERAMENTE ROSADA

(permanente)

1º = 10.87ml 2º = 8.9ml 3º = 8.1ml 4º= 8.0ml

REACCIONES CÁLCULOS Y RESULTADOS:

-VALORACION DEL KMnO4, XN: Volumen de KMnO4 = 8.05 ml.

-Ecuación de la reacción:

FeSO4 + KMnO4 = Fe+2 + MnO4-

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

-Balanceo:

MnO4- + 5e +8 H+ Mn+2 + 4H2O

5Fe+2 5Fe+3 + 5e

MnO4- + 5Fe+2 Mn+2 + 5Fe +3

-Del dato de la moralidad de la sal de Mohr podemos deducir el número de moles de hierro.

n (Fe+2) = M(Fe+2). Vn (Fe+2) = 0,004 M . 20 ml

n (Fe+2) = 8 . 10-5

-Cálculo de la molaridad del KMnO4: Pues en el punto de equivalencia completa, el número de equivalentes-gramo de ácido y base son iguales, por lo tanto debe cumplirse la siguiente relación:

N1.V1=N2.V2

NKMnO4 . VKMnO4 = NFe+2 . V Fe +2

M. KMnO4. VKMnO4 = # eq de Fe+2

M . 5 . 8.05ml. = n (Fe+2) . ӨFe+2

M . 40.25ml = 8 . 10-5 . 1 M KMnO4 = 0,1987.10-5

Por lo tanto la normalidad del KMnO4

N KMnO4 = 0,1987.10-5. 5 N KMnO4 = 0.9937. 10-5 N = 10-5 aprox.

OBSERVACIONES:

Notamos que a medida que va cayendo gota a gota la solución de KMnO4 XN sobre el sobre la solución que contiene el erlenmeyer, alrededor de la gota se torna de color rosado pero esta desaparece inmediatamente al agitar el erlenmeyer.

Luego de echar un volumen necesario de KMnO4 XN sobre el erlenmeyer llega un punto en el cual la solución se torna totalmente un color ligeramente rosado y a pesar de agitar ese no desaparece.

En este proceso no utilizamos un indicador acido – base. Realizamos la titilación cuatro veces con resultados diferentes

ANALISIS DE RESULTADOS Y DE OBSERVACIONES:

Cuando la solución se torna de un color ligeramente rosado alrededor de la gota de KMnO4 vertida y esta ya no desaparece es allí donde se alcanza el punto de equivalencia y cuando el color se difunde en toda la solución se alcanza el punto final.

El H2SO4 en la solución da el medio en el cual se va a llevar la reacción.

El color púrpura intenso del ión permanganato es suficiente para señalar el punto final, lo cual elimina la necesidad de usar indicadores. Junto a estas ventajas, surgen algunas limitaciones en el uso del KMnO4 debido a su estabilidad limitada, su tendencia a oxidar el ión cloruro y a la multiplicidad de posibles reacciones que puedan producirse.

Al realizar la esta debe repetirse mínimo dos veces con un margen de error pequeño y esto lo obtuvimos en el tercer y cuarto intento.

CONCLUSIONES:

El permanganato de potasio (KMnO4), es quizás el agente oxidante más comúnmente utilizado en el análisis volumétrico. Es un agente oxidante muy poderoso, de fácil disponibilidad y bajo costo.

Las titulaciones pueden efectuarse utilizando reacciones acido base, de precipitación o de oxidación – reducción.

El punto en que se reúnen las cantidades estequiométricas se denomina punto de equivalencia.

El cambio de color marca el punto final de la titulación, que por lo regular coincide con mucha exactitud con el punto de equivalencia.

Si se desea titular una solución básica se debe utilizar una sustancia acida de concentración conocida llamada solución estándar (el titulante) e igual, si se desea titular una solución

acida debe emplearse una solución básica estándar (el titulante).

CUESTIONARIO

01) Conocida la concentración y el volumen empleados en cada caso, calcule el número de moles de HCl y NaOH consumidos sea el caso.En el ácido:n = M x Vn = 0.073 x 13.7 = 1.0001

Las preguntas 2 y 3 no las desarrollamos debido a que no hicimos en el laboratorio y no tenemos referencia de ello.

04) Indique en las ecuaciones balanceadas de todas las reacciones ácido – base. NaOH + HCl NaCl + H2O 05) Escriba las ecuaciones balanceadas del proceso redox

1) NaOH + HCl NaCl + H2O

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

06) Calcule la normalidad de la solución de permanganato de potasio.

4

44

4KMnO

FeSON

N V

VCC FeSO

KMnO

ml

mlM

V

VCC

KMnO

FeSOFeSOM

NFeSO

KMnO 05.8

751004.0

4

444

4

NCKMnON 037.00372.0

4

La pregunta 7 no la hicimos porque no hicimos el experimento en el laboratorio.

08) ¿ El KMnO4 es un auto indicador del punto final?. ¿Por qué?Sí es un auto indicador porque cuando aumentamos la solución de KMnO4 gota a gota, la solución que esta contenida en el matraz cambia de color transparente a color rosa pardo. Demostrando así experimentalmente que el KMnO4 sin necesidad de otro compuesto espectador (como la fenolftaleína) hace cambiar de color a la solución.

09) 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 H2CO3H2CO3 + H2O HCO3 + H3OOH + H3O H2O

10. Supongamos que una gota de la disolución de HCl valorada queda adherida en la pared del frasco de Erlenmeyer durante la valoración de la solución de NaOH:

a) ¿Cuál seria el efecto de este error técnico en el valor de

la concentración de NaOH?

Si una gota de HCl queda adherida a la pared del erlenmeyer,

entonces el volumen de HCl ( VHCl) disminuiría ya que todo el

volumen de HCl medido para el experimento no reaccionaría.

b) ¿Cómo afectaría este error técnico en el reporte del peso

en moles de un ácido desconocido?

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

El punto de equivalencia.- es el punto de la valoración en el que la

cantidad añadida de reactivo estándar (reactivo valorante) equivale

exactamente a la de analito en la muestra. El punto de equivalencia

en una valoración de formación de complejos es acompañado con

frecuencia por un cambio algo marcado en el pH que puede ser

señalado con un indicador ácido-base.

El punto final.- es el punto de una valoración en el que se produce

un cambio físico asociado a la condición de equivalencia química.

Normalmente el punto final se detecta añadiendo un indicador a la

disolución de analito, con el fin de obtener un cambio físico

observable (punto final).

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 burbuja de aire nos crearía más imprecisiones de lo que

cometemos experimentalmente .La imprecisión básicamente se da en

el número de moles del KMnO4, ya que el volumen que estamos

midiendo es mayor y la molaridad desconocida es invariable, lo que

aumentaría el número de moles; este número de moles calculado es

mayor que el original.

13. - Si una muestra de soldadura (aleación de Pb y Sn) de

0.875gr. se disuelve y se oxida el estaño de la soldadura de

Sn+2 a Sn+4 mediante 24.72ml. de K2Cr2O7, 0,03327M.¿Qué

porcentaje de Sn hay en la soldadura?

Las ecuaciones de reacción serian las siguientes:

Sn+2 + Cr2O7-2 Sn+4 + 2Cr+3

3Sn+2 3Sn+4 + 6e-

14H+ + Cr2O7-2 + 6e- 2Cr+3 + 7H2O

3Sn+2 +14H+ + Cr2O7-2 3Sn+4 +2Cr+2 + 7H2O

#eq(Sn+2)=#eq(Cr2O7-2)

m = 0.29262 gr. de Sn

Por lo tanto:

14.- Se necesitan 30.70 cm3 de KMnO4 0.0175 N para valorar el hierro de Fe (II) a Fe (III) en una muestra de mineral que pesa 0.8270 gr. ¿Cual es el porcentaje de hierro de muestra?La reacción que se produce es:

MnO4- + 5Fe+2 MnO + 5Fe +3

Utilizando:

N1.V1=N2.V2

NKMnO4 . VKMnO4 = NFe+2 . V Fe +2

0.0175 N . 30.70 cm 3 = # eq de Fe+2

0.0175 N . 30.70 mL . O KMnO4= n (Fe+2) . OFe+2

0.0175 N . 30.70 . 10 –3 L . 5 = n (Fe+2) . 12.68. 10-3 = n (Fe+2)

Y es así que la masa de hierro sería la siguiente:

m (Fe+2) = n (Fe+2) .Mm (Fe+2) = 2.68. 10-3 . 55.8

m (Fe+2 ) = 0.1498 gr.

El porcentaje de hierro será:% Fe+2 = m (Fe+2 ) = 0.1498 gr. =18%

m mineral 0.8270 gr.

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