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PRÁCTICA N° 11
ESTEQUIOMETRÍA: TITULACIÓN REDOX
1. OBJETIVOS
Realizar cálculos estequiométricos con información obtenida a partir de
procesos de titulación REDOX.
Explicar las observaciones de los resultados de ensayos correspondientes a
reacciones de óxido- reducción, señalando al agente oxidante, agente
reductor, la especie oxidada y la especie reducida, en cada caso.
Aplicar el método del ion-electrón para realizar el balance de las reacciones de
óxido- reducción ensayadas, así como de los ejercicios que se les proponga.
2. FUNDAMENTO TEÓRICO
La estequiometría es aquella parte de la química que nos enseña a realizar
cálculos de las cantidades de las sustancias que participan en las reacciones
químicas en base a las leyes que los gobierna.
A. LEYES PONDERALES : Son un conjunto de leyes que se refieren a la relación
entre los pesos con que se cambian los elementos para formar compuestos.
- LEY DE LAVOISIER O DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA : “En una reacción
química, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes e igual a la
suma de las masas de los productos de la reacción”
Ejemplo: CaO + H 2 O → Ca (OH) 2
M
= 56g + 18g = 74g
- LEY DE PROUST : “Ley de las proporciones constantes” “Cuando dos o
más sustancias se combinan para formar un determinado producto;
siempre lo hacen en proporción fija y constante, el exceso de ellos
quedara sin reaccionar”
Ejemplo: Ca + O → CaO
40g + 1
g
56g
- LEY DE DALTON: “Ley de las proporciones múltiples” “Cuando dos
sustancias se combinan para formar varios productos; el peso de uno de
ellos permanece constante; mientras que el peso de otro varía en relación
de números enteros y sencillos”
Ejemplo: La formación del anhídrido del cloro, con sus diferentes valencias. (EO)
CH 4
Elemen
to
P.
A
Dob
le
Relación de
masas
O 1
8 32 P.A 1/
Dobl
e
Ca 4
Anhídrid
o
C
l
O m.A:C
l
m.A:
O
Cl 2 O 2 1 71 g 16 g
Cl 2 O 3 2 3 71 g 48 g
Cl 2 O 5 2 5 71 g 80 g
Cl 2 O 7 2 7 71 g 112 g
- LEY DE RICHTER: “Ley de las proporciones reciprocas” “Los pesos de los
elementos que se combinan con un peso conocido de otra tercera son
químicamente
equivalentes entre
sí. Ejemplo:
C + 2H 2 → CH 4
12g 4g 16g
4g
H
2H 2 O
C
O
12g CO 2 32g
B. LEYES VOLUMÉTRICAS : Son las que resultan o gobiernan los volúmenes de
los cuerpos que reaccionan con los productos.
Las leyes volumétricas, se conocen con el nombre de leyes de Gay - Lussac y son
las siguientes:
- PRIMERA LEY O DE LAS RELACIONES CONSTANTES : “Cuando dos gases
reaccionan, existe una relación constante entre los volúmenes de los
gases reaccionantes y el volumen del gas resultante”
Ejemplo:
H (^2) + Cl 2 → (^) 2HC
l
m
ol
mol
vo
vol
C
g
+ O 2 →
32g
CO
2
g
O + 2 → 2H
Ejempl
o:
H
2
vol
+ O
2
vo
l
2H 2 O
(VAPOR)
2 vol
vol
2 vol
Relación: 3 a 2
- TERCERA LEY O DE LOS VOLÚMENES RECÍPROCOS : “Cuando dos gases
reaccionan con un mismo volumen de un tercero, son los mismos o sus
múltiplos los que reaccionan entre sí.
Ejemplo:
N 2 + 3H 2 → 2
NH 3
1 vol + 3 vol 2 vol
N 2 + 3Cl 2 →
2NCl 3
1 vol + 3 vol 2 vol
3H 2 + 3Cl 2 → 6HCl
3 vol + 3 vol 6 vol
N 2 Cl
H 2
1 MOL de UN GAS ocupa 22,4 Litros a 0°C y 1 ATM
La titulación es un procedimiento mediante el cual una solución de concentración
conocida (de una sustancia A) se agrega gradualmente a otra solución de
concentración desconocida (de una sustancia B) hasta que la reacción química
entre A y B sea completa. La solución cuya concentración se conoce se denomina
solución titulante, patrón o estándar.
El punto en el cual culmina la reacción, es decir, el punto en que los reactantes se
han consumido completamente se denomina punto de equivalencia , a este punto se
le conoce también como punto final teórico o estequiométrico.
La finalización de la titulación se detecta por medio de algún cambio físico
producido por la misma solución estándar (por ej. la formación de un color rosado
debido al permanganato de potasio) o, más comúnmente, por la adición de un
reactivo auxiliar, conocido como indicador. Una vez que la reacción es
prácticamente completa el indicador debe mostrar un cambio visual evidente
(cambio de color o formación de turbidez) en la solución que está siendo titulada. El
punto en que esto ocurre se conoce como el punto final de la titulación.
En una titulación ideal el punto final debe coincidir con el punto de equivalencia. En
la práctica, sin embargo, se presentan pequeñas diferencias que originan un
margen de error en la titulación. Las condiciones experimentales y el indicador por
utilizar deben ser seleccionados de manera que la diferencia entre el punto final y el
punto de equivalencia sea lo más pequeña posible.
En el proceso de titulación, el volumen usado de la solución de concentración
desconocida se conoce como alícuota y el volumen usado de la solución estándar
hasta alcanzar el punto final se denomina gasto. La medición realizada en el
proceso es la del volumen usado de la solución
𝐵
𝐴𝑙í𝑐𝑢𝑜𝑡𝑎 𝐵
Ahora; ¿Cómo proceder si la relación estequiométrica no es 1 a 1? Por ejemplo, si la
reacción balanceada es: 3 A + 2 B → C + D
4
¿Cuántas moles de B (nB) serán necesarias para reaccionar completamente con nA moles de
A?
𝐴
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐴 [
]
𝐵
Notar que la relación estequiométrica en este caso es
diferente. nA =^ (3/2)^ nB
(por estequiometría)
(M (^) A). (Gasto (^) A) = (3/2) (M (^) B). (Alícuota (^) B)
𝐵
3
𝐴𝑙í𝑐𝑢𝑜𝑡𝑎 𝐵
Titulaciones REDOX con el ion permanganato (MnO
El ion permanganato (MnO 4
) es un excelente agente oxidante empleado con
frecuencia en (^) titulaciones REDOX. Las aplicaciones más comunes emplean este ion
en soluciones acuosas ácidas, en donde^ el^ MnO 4
presenta un color púrpura
intenso.
Cuando el ion permanganato se reduce, forma iones Mn
; cuya solución acuosa es
incolora. De esta manera, el permanganato puede actuar como un auto - indicador
en las titulaciones REDOX^ en^ donde^ participa,^ ya^ que^ mientras^ se^ produce^ la
reacción entre el MnO 4
y el agente (^) reductor, se observa que el color púrpura
desaparece. Cuando se agota el agente reductor, el exceso de^
MnO 4
le dará a la
solución acuosa una coloración rosada, lo cual indica que se ha llegado al (^) punto
final de la titulación.
Dar clic al siguiente enlace para observar un video que muestra el proceso de
titulación con permanganato^ de^
potasio (KMnO 4
) como agente oxidante y sulfato
ferroso (FeSO 4 ) como agente (^) reductor.
https://www.youtube.com/watch?v=xrwSJPWSrvY Observe cuidadosamente todo el proceso.
Titulaciones REDOX con el ion dicromato (Cr 2 O 7
El ion dicromato (Cr 2 O 7
) es también un agente oxidante usado en soluciones
acuosas ácidas (^) en titulaciones REDOX. En esas condiciones el color de su solución
acuosa es naranja.
Cuando el ion dicromato se reduce forma iones Cr
, cuya solución acuosa es de
color verde, por esta razón, el dicromato no puede actuar como auto – indicador de
3. PALABRAS CLAVE
Agente oxidante, agente reductor, especie oxidada, especie reducida, titulación,
estequiometría.
4. MATERIALES E INSTRUMENTOS
a) Hardware:
- CPU (Unidad central de procesamiento), Monitor y Teclado, Laptop o
Tablet con acceso a internet
- Memorias USB
- Mouse o ratón
- Dispositivo de Audio
b) Software:
- Navegador Google Chrome:
https://drive.google.com/drive/folders/1K9nY8NIsgWdIdo-
R8Rc_QiaGPc4t2b9J?usp=sharing
5. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
5.1. Primera^ parte: Determinación^ de^ Fe2+^ con^ KMnO 4
5.1.1. Ingresar al simulador mediante el siguiente
enlace:
https://pages.uoregon.edu/tgreenbo/redox.
html
5.1.2. Se muestra la siguiente pantalla:
A
D
E
F
B
C
verificar su medición.
5.2.5. Haga los cálculos necesarios para determinar la concentración de la
solución de Sn
2+ y complete la tabla N° 2 en sus resultados.
6. RESULTADOS
Tabla N° 1.
Concentraci
ón de
KMnO 4
( M )
Volumen
de la
alícuota
Volumen
Total
gastado
Concentraci
ón
de la
solución
de Fe
+ ( M )
Moles
de
KMn
O 4
gramos
de
agua
produci
da
Tabla N° 2.
Concentraci
ón de
K 2 Cr 2 O 7
( M )
Volumen
de la
alícuota
Volumen
Total
gastado
Concentraci
ón de la
solución de
Sn
+ ( M )
Moles
de
K 2 Cr 2
O 7
gramos
de agua
produci
da
0.1360 25 33.5 0.54672 4.556 574.
Tabla N° 3.
Completar los productos de los experimentos realizados y establezca las
ecuaciones iónicas balanceadas en medio ácido.
Experimento N°
Reactantes Productos
1 5 Fe2+ + MnO 4
-
(^2) 3 Sn
2+
-
7. CUESTIONARIO
a) ¿Cómo se puede aplicar la estequiometria en la industria? Mencione ejemplos.
b) ¿Cuáles son las principales características de la estequiometria?
Las características de la estequiometria son la presencia de reactivos, presencia
de productos, conservación de la masa y la presencia de compuestos con
formula química.
c) Luego de balancear la reacción presentada, calcule la cantidad en
gramos de sulfato de^ calcio^ producida^ (CaSO 4 ),^ cuando^ se^ utiliza^250
gramos de fosfato de calcio (Ca 3 (PO 4 ) 2 ):
Na 2 SO 4 + Ca 3 (PO 4 ) 2 → Na 3 PO 4 + CaSO 4
+14H
5Fe
3+
+Mn
2+
+4H
2
O
+8H
3Sn
4+
+2Cr
3+
+7H
2
O
8. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Burns R.A. Fundamentos de Química 2ª Edición. Pearson Education, México
1996 pp 283 - 310.
Budavari S. et all. 1996. The Merck Index: an encyclopedia of chemical , drugs
and biological.
Brown T.L., LeMay H.E y Bursten B.E. 1999. Química, la ciencia central.
Editorial Pearson- Prentice Hall, Séptima edición, México.
Chang,R y College, W. 2010. Química. Mc Graw Hill, Bogotá.
Panreac Química S.A.2005. Manual de Seguridad en laboratorios Químicos.
Graficas Montaña.S.L. Barcelona España
Skoog,D.A; West,D.M; Holler,F.J y Crouch,S.R. 2000. Química analítica , Mc
Graw Hill, México.
Brady, James (1999). Química Básica. Principios y Estructura. México:
Limusa y Grupo Noriega Editores.
