11Instituto Tecnológico superior de Fecha de Edición: Unidad: 5 Coatzacoalcos. Diciembre 04 de 2015 Departamento: Ingeniería Química. Materia: Química Analítica Docente: I.Q. María del Carmen Martínez Santos. Alumno: Juan Pablo Contreras Beltrán Matricula: 15080230 Semestre: 2° Grupo: “A” Actividad: Unidad 5 Titulaciones de oxidación-reducción INDICE Contenido INTRODUCCIÓN................................................................................................... 2 5.1 AGENTES OXIDANTES Y REDUCTORES..........................................................3 5.2 APLICACIONES DE LAS TITULACIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN......................3 EJERCICIOS PROPUESTOS DE TITULACIONES OXIDO-REDUCCIÓN ......................4 CONCLUSIÓN..................................................................................................... 11 BIBLIOGRAFÍA.................................................................................................... 12 el exceso de reactivo causa interferencia. Diciembre 04 de 2015 Departamento: Ingeniería Química. los pasos que preceden a la titulación (disolución de la muestra y separación de interferencias) convierten al analito en una mezcla de estados de oxidación. ya que reacciona con la solución patrón. el analito debe encontrarse en un único estado de oxidación. primero se debe tratar la solución con un agente con un agente reductor oxidante auxiliar para convertir todo el hierro en hierro II. con frecuencia. Además el exceso de reactivo debe poder eliminarse fácilmente puesto que. en general. la solución formada cuando se disuelve una muestra que contiene hierro. la solución necesitará un tratamiento previo con un agente oxidante. Si se elige emplear una solución patrón oxidante para determinar el hierro. Por otro lado si se va a titular con una solución patrón reductora. debe reaccionar cuantitativamente con el analito. María del Carmen Martínez Santos. Para que un reactivo sea útil como agente oxidante o reductor previo.11 Instituto Tecnológico superior de Fecha de Edición: Unidad: 5 Coatzacoalcos.Q. Alumno: Juan Pablo Contreras Beltrán Matricula: 15080230 Semestre: 2° Grupo: “A” Actividad: Unidad 5 Titulaciones de oxidación-reducción NTRODUCCIÓN En una titulación de oxidación – reducción. . por lo general contiene una mezcla de iones de hierro (II) y de hierro (III). Por ejemplo. Materia: Química Analítica Docente: I. Sin embargo. Si el metal se emplea en forma granular o pulverizada. Por esta razón. aluminio. de la velocidad de reacción entre el oxidante y el analito. Alumno: Juan Pablo Contreras Beltrán Matricula: 15080230 Semestre: 2° Grupo: “A” Actividad: Unidad 5 Titulaciones de oxidación-reducción 5. 5.Q. plomo. Peroxidisulfato de amonio (NH4)S2O8: La oxidación se cataliza con trazas de iones de plata. cadmio. Una alternativa a la filtración es el uso de un reductor. es necesario filtrar la solución del analito para eliminarlo.11 Instituto Tecnológico superior de Fecha de Edición: Unidad: 5 Coatzacoalcos. bromato de potasio como fuente de bromo. como el reductor de Jones. El exceso de reactivo se separa por filtración. El metal se emplea en forma de lámina o alambre que se sumerge directamente en la solución del analito. Diciembre 04 de 2015 Departamento: Ingeniería Química. el sólido se elimina manualmente y se enjuaga con agua. . yodo. Oxidantes fuertes: permanganato de potasio y cerio (IV). AGENTES REDUCTORES AUXILIARES Varios metales son buenos agentes reductores y se emplean para la reducción previa de analitos. El exceso de reactivo se descompone fácilmente mediante una ebullición breve. Cuando la reducción ha concluido. Materia: Química Analítica Docente: I. Otros oxidantes: Dicromato de potasio. los reductores rara vez se utilizan para la titulación directa de analitos oxidantes. Los reductores más comunes son iones de hierro (II) y tiosulfato. cobre y plata (en presencia de ion cloruro).1 AGENTES OXIDANTES Y REDUCTORES. del Costo y de la disponibilidad de un indicador saisfactorio. María del Carmen Martínez Santos. Peróxido de sodio y peróxido de hidrógeno: el peróxido es un buen agente oxidante tanto en la forma sólida de la sal de sodio o como la solución diluida del ácido. Entre éstos se encuentran zinc. en su lugar se utilizan métodos indirectos. de la estabilidad de las soluciones patrón oxidantes. níquel. APLICACIONES DE LOS AGENTES OXIDANTES PATRÓN La elección de uno de ellos depende de la fuerza del analito como agente reductor. REACTIVOS AUXILIARES OXIDANTES Bismutato de sodio (NaBiO3): Las oxidaciones se realizan suspendiendo el bismuto en la solución del analito y calentando a ebullición unos minutos.2 APLICACIONES DE LAS TITULACIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN Las soluciones patrón de la mayoría de los reductores tienden a reaccionar con el oxígeno atmosférico. 5 min 2.9 t = 525/3.837 g de una aleación de plata (I) y plomo (II) se disuelve en ácido nítrico. Se pide: a) el % de plomo y plata en la aleación b) el peso del depósito de óxido de plomo c) el tiempo que tarda en depositarse toda la plata M(Pb) = 207.2 y 100 .9 · a) y b) Semirreacción de oxidación Pb2+ ----> Pb4+ + 2 ePeq. Materia: Química Analítica Docente: I.0. del PbO2 = 207. oxidación 2 H+ + 2 e.7 ·2. La disolución se electroliza con una corriente de 3.2. María del Carmen Martínez Santos.----> H2 H2 ----> 2 H+ + 2 e- .11 Instituto Tecnológico superior de Fecha de Edición: Unidad: 5 Coatzacoalcos. Alumno: Juan Pablo Contreras Beltrán Matricula: 15080230 Semestre: 2° Grupo: “A” Actividad: Unidad 5 Titulaciones de oxidación-reducción Ejercicios propuestos de titulaciones oxido-reducción. M(Ag) = 107. de la Ag = 107. cuyo rendimiento se supone del 100%.60 g siendo la masa de plomo que le corresponde: m (Pb) = 207.5A requiere un tiempo de 107.3% de Pb 239.9/1 = 107.79.250V. La f. 1.25 ·100 = 79.Se construye una celda con dos electrodos de hidrógeno.6)/96500 = 2..25 g que suponen un 2. S.m.2 · 2. Al cabo de 10 minutos todo el plomo se deposita como óxido de plomo (IV).587 = 525 C que para una corriente de 3.5A·600s = 2100 C se deposita en el electrodo una masa de PbO2 = (2100·119. de la pila es 0.1N de un ácido monoprótico débil HA.e. reducción S.60 = 2.Una muestra de 2.5 amperios. Calcular el pH de la disolución del ácido débil y su constante.837 20.5 = 150s ó 2.2 + 2·16 = 119.9 La cantidad de carga necesaria para depositar toda la plata será: 96500·0.587 g 100 + 1e ----> Ag c) Semirreacción de reducción Ag+ Peq.Q. M(O) = 16..7% de Ag que en masa son 2.6 2 Para una cantidad de carga Q = 3.837 = 0. Diciembre 04 de 2015 Departamento: Ingeniería Química.3 = 20. uno de ellos normal y el otro con una disolución 0. 8·10-5 M luego pH = 4.0N) + H2 x Aplicamos la ecuación de Nerst para conocer la concentración de protones que aparecen como producto 0 .76Vº(Cu2+/Cu+) = 0.1 3.5·1018 M x2 .x (0.15 + 0.15V Por ser el potencial del cobre mayor que el del cinc. Diciembre 04 de 2015 Departamento: Ingeniería Química.4·10-8 (HA) 0.x y la de ión cinc.059 log (H+ )2 2 1.0. produciéndose la reacción espontánea. siendo la reacción total 2 Cu2+ + Zn <---> 2 Cu+ + Zn2+ º = 0..02 de donde (H+) = 5.100 .0.) = (5. Materia: Química Analítica Docente: I.Se añade cinc metálico a una disolución 0.100 . el cobre se reducirá y el cinc se oxidará. ¿Cúal es la concentración final de ión cúprico en la disolución? º(Zn2+/Zn) = . o lo que es lo mismo nos quedará una concentración de ión Cu2+ muy pequeña. la mitad de ésta 2 Cu2+ + Zn <---> 2 Cu+ + Zn2+ x 0. Alumno: Juan Pablo Contreras Beltrán Matricula: 15080230 Semestre: 2° Grupo: “A” Actividad: Unidad 5 Titulaciones de oxidación-reducción Reacción total 2 H+ (1.91 .91 V Aplicando la ecuación de Nerst en el equilibrio.8·10-5 )2 = 3.11 Instituto Tecnológico superior de Fecha de Edición: Unidad: 5 Coatzacoalcos.76 = 0.100 .100 M de una sal cúprica. mientras que la del ión Cu + será 0. que llamaremos x.Q. por estequiometría.0.x)/2)·(0.2 Calculamos ahora la constante del ácido Ka = (H+ )·(A. María del Carmen Martínez Santos.0·1030 = ((0.059 ·logK de donde K = 7. calculamos K = 0 = 0.0·1030 2 Lo cual implica que la reacción es prácticamente completa hacia la derecha.100 -x)/2 Para calcular x utilizamos la constante K K = 7.100 -x)2 de donde x = (Cu2+) = 8. 0·10-8 0.1 1.80V. ésta se reducirá primero 2 Ag+ + Zn <---> Zn2+ + Ag º = 0. Diciembre 04 de 2015 Departamento: Ingeniería Química.13V .01M y 2. y en ese momento se lee una diferencia de potencial de 1. Alumno: Juan Pablo Contreras Beltrán Matricula: 15080230 Semestre: 2° Grupo: “A” Actividad: Unidad 5 Titulaciones de oxidación-reducción 4. introducidos en sendas disoluciones de sus nitratos en concentraciones 0.56V Al añadir amoniaco a la celda del ión plata tiene lugar la siguiente reacción: Ag+ + 2 NH3 <---> Ag(NH3)2+ 0.76 = 1.0.Se tiene una pila formada por dos electrodos A y B. A la semicelda que contiene el ión plata se añade amoniaco hasta alcanzar una concentración 1.44V..1 5.x x 0. Calcular la constante de inestabiliad del complejo Ag(NH 3)2+.1·10-8 M 2 (Ag+)2 que usamos para calcular la constante de inestabilidad del complejo: Ki = 1.11 Instituto Tecnológico superior de Fecha de Edición: Unidad: 5 Coatzacoalcos.80 + 0.1·10-8 ·0.0M (sin variación de volumen). y una tira de cinc metálico sumergida en una disolución de ión Zn2+ 0. Determinar: a) las reacciones que tienen lugar en el cátodo y en el ánodo b) la fuerza electromotriz de la pila c) la relación de concentraciones iónicas cuando la pila se agota º(A2+/A) = .0N respectivamente en cationes y unidas por un puente salino. María del Carmen Martínez Santos. ºZn2+/Zn = .10M.76V Por ser el potencial estándar del ión plata mayor que el del cinc.12 = 1..Q.0 --0.8 0.1 El complejo formado se disocia parcialmente y teniendo en cuenta que nos quedó amoniaco en exceso tendremos el siguiente equilibrio Ag(NH3)2+ <---> Ag+ + 2 NH3 0.10 M.0.059 ·log 10-1 de donde (Ag+) = x = 1.12V. º(B2+/B) = .8 + 2x Usando la ecuación de Nerst calculamos la concentración del ión plata que hay en la disolución: 1. Materia: Química Analítica Docente: I.0.56 .Una celda galvánica consiste en una tira de plata metálica sumergida en una disolución de ión Ag+ 0. ºAg+/Ag = 0.82 = 7.1 . que son metales divalentes.0. o lo que es lo mismo K.11 Instituto Tecnológico superior de Fecha de Edición: Unidad: 5 Coatzacoalcos. Datos: Fe = 55.059 = 0.4% .2·1010 2 6.0.31 .1 g de aleación de hierro y níquel fue disuelto adecuadamente y los iones Fe3+ y Ni2+ depositados totalmente mediante el paso de una corriente de 8 amperios durante 10 minutos y 35 segundos. aplicamos la ecuación anterior teniendo en cuenta que ahora = 0 0 = 0..83/3 58.31 .e.0 X + Y = 0.036 g de Ni lo que equivale a 96.059 log 0.964 g de Fe de Fe y 3.053 eq-g 96500C Llamamos X a la masa de Fe e Y a la masa de Ni.31 + 0. Diciembre 04 de 2015 Departamento: Ingeniería Química.69/2 De donde X = 0.44V ___________ 2+ 2+ B (1.059 log K K = 3. María del Carmen Martínez Santos.83 uma y Ni = 58.13V 2+ ánodo A ---> A + 2 e º = 0.01M) + B Dº = 0. Calcúlese el porcentaje de hierro y níquel en la aleación. se cumplen las dos siguientes ecuaciones: X + Y = 1.Q. Materia: Química Analítica Docente: I.37V 2 1.053 55.0M) + A A (0.6% de Ni e Y = 0.31V b) Para calcular la f.0.69 uma Calculamos primero la cantidad de carga Q = i·t = 8·635 = 5080C Determinamos ahora los eq-g de hierro/níquel: 1 eq-g de Fe y Ni · 5080C = 0.0.01 = 0.0 c) Para calcular la relación de concentraciones cuando se ha agotado la pila. Alumno: Juan Pablo Contreras Beltrán Matricula: 15080230 Semestre: 2° Grupo: “A” Actividad: Unidad 5 Titulaciones de oxidación-reducción a) Por ser el potencial estándar del catión B más positivo éste se reduce antes cátodo B2+ + 2 e.B º = .m. aplicamos la ecuación de Nerst = 0. Pesos atómicos: Fe(55. María del Carmen Martínez Santos. Nº eq. se valora ésta disolución con otra de permanganato potásico consumiéndose en el proceso 0. Fe2+ = m/55.3345g se disuelve en ácido con lo que el hierro presente en la muestra se reduce a sal de Fe (II). Diciembre 04 de 2015 Departamento: Ingeniería Química.0.847 de donde m = 0.20a con lo que a = 0.04/3) = 4.20 M de nitrato de plata.2358 g Luego el porcentaje de hierro en la muestra es: (0.3% .799 V.102).27·10-3 = Nº eq.747 V.059 log 1 + (Ag ) (Ag+) de donde (Ag+) = 0.11 Instituto Tecnológico superior de Fecha de Edición: Unidad: 5 Coatzacoalcos.. Materia: Química Analítica Docente: I.13 M Para el equilibrio: AgNO3 <----> Ag+ + NO-3 c(1 .0.059 log 1 = 0. Mn(54.Q.<----> Ag E = Eo . O(16.a) ca ca siendo ca = 0. Calcular la riqueza en hierro de la muestra original.13 = 0. es de 0.225/(158.El potencial de un electrodo de plata en una disolución 0.938).2358/0.225g de permanganato el cual se reduce a óxido de manganeso (IV).66 8.-Una muestra de hierro de 0. Hallar el grado de disociación del nitrato de plata a esa concentración: Para la semirreacción: Ag+ + 1 e.3345)·100 = 71. Alumno: Juan Pablo Contreras Beltrán Matricula: 15080230 Semestre: 2° Grupo: “A” Actividad: Unidad 5 Titulaciones de oxidación-reducción 7.747 = 0.847).799 . K(39. El potencial normal de la plata es de 0.+ MnO-4 ----> MnO2 + 2 H2O Fe2+ ----> Fe3+ + 1eEn las valoraciones de oxidación-reducción el número de equivalentes del agente oxidante es igual al número de equivalentes del agente reductor en el punto de equivalencia.00) Las semirreacciones que tienen lugar en el proceso de valoración de la disolución de Fe(II) con permanganato potásico son las siguientes: 4H+ + 3 e. A continuación. MnO-4 = 0. 4 mL 10. a partir de las siguientes reacciones: KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + H2O + Cl2 Cl2 + KOH → KClO2 + KCl + H2O Datos: Mn: 55.+ ClO3. Materia: Química Analítica Docente: I.+ 4 H2O) 3 H2O + 6 e. Ajuste previamente las ecuaciones por el método del ión electrón. Cr2(SO4)3 + KCLO3 + KOH H2O S. Cl: 35.Reducción 2 ( 8OH.+ 5e.1).------> Cr2(SO4)3 + KCLO3 + 10 KOH H2O -------> Cl. O: 16 u.m. Alumno: Juan Pablo Contreras Beltrán Matricula: 15080230 Semestre: 2° Grupo: “A” Actividad: Unidad 5 Titulaciones de oxidación-reducción 9.-Calcular las cantidades de permanganato potásico e hidróxido potásico necesarios para producir 20.Ajustar por el método del ión-electrón.1 u. eq.5)..136/(122. Ajuste de la primera ecuación por el método del ión electrón ( 8H+ + MnO4 . K: 39.4 g de clorato potásico. Pesos atómicos: K(39. María del Carmen Martínez Santos..ma..15 = 0.m.45 u. Cl (35. KCLO3 V·0. la reacción de transformación en medio alcalino.6/6) siendo V = 44.→ Mn2+ + 4 H2O) x 2 (2 Cl. del sulfato crómico en cromato potásico por la acción del clorato potásico que se convierte en cloruro.+ 3 e. Oxdidación S.94 u.a. Diciembre 04 de 2015 Departamento: Ingeniería Química.11 Instituto Tecnológico superior de Fecha de Edición: Unidad: 5 Coatzacoalcos.a.ma.→ Cl2 ) x 5 _______________________________________________________ .15N gastado para valorar 0.Q.136 g de clorato potásico.+ Cr3+ -------> K2CrO4 + KCl + K2SO4 + -------> CrO42.+ 6OH- 2 K2CrO4 + KCl + 3 K2SO4 + 5 Para calcular el volumen de disolución de sulfato crómico gastado hacemos uso de la igualdad en el número de equivalentes: V·N = No. Y determinar el volumen de disolución de sulfato crómico 0. + Cl2 → 2 ClO3.-Se forma una pila galvánica con dos electrodos de hidrógeno.+ Cl.2 moles.0355 V = 0 . calcular: a) la concentración de la disolución del ácido.0 V DE = 0.11 Instituto Tecnológico superior de Fecha de Edición: Unidad: 5 Coatzacoalcos. Alumno: Juan Pablo Contreras Beltrán Matricula: 15080230 2+ Semestre: 2° Grupo: “A” 4 2 2 Actividad: Unidad 5 Titulaciones de oxidación-reducción 16H+ + 2MnO + 10 Cl → 2Mn + 8 H O + 5 Cl Quedando la reacción completa ajustada de la siguiente forma: 2 KMnO4 + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2 Ajustamos igualmente la segunda reacción teniendo en cuenta que tiene lugar en medio básico: 12 OH.4 g de clorato potásico son 20.2x158.62 g. para lo cual se requiere un consumo de permanganato potásico de (2/5)•0.+ 6 Cl2 → 2 ClO3.996 mol que en masa son 0. Si el potencial de la pila a 25 ºC.498 = 0. o sea 0.059/2)·log 1/(H+)2 de donde (H+) = 4. el primero estándar y el segundo sumergido en 125 mL de una disolución de ácido clorhídrico. Tenemos una pila de concentración: 2 H+ (x M) + H2 <----> 2 H+ (1 M) + H2 Calculamos la concentración de protones haciendo uso de la ecuación de Nernst en la cual DEº = 0.(0.996 x 56. y por estequiometría requieren 6 veces más de hidróxido potásico.6 = 0. y b) el potencial que se producirá si a la disolución clorhídrica se le añaden 80 mL de disolución 2.166 x 3 = 0.166 mol. o sea 0.→ 2 Cl2 ) x 5 _____________________________________________________ 12 OH.+ 6 H2O (2 e.166 mol de clorato potásico hacen falta 3 veces más de cloro. que en masa suponen: 0.Q.+ 6 H2O Quedando la reacción completa: 6 Cl2 + 12 KOH → 2 KClO3 + 10 KCl + 6 H2O 20.9 g A su vez para obtener 0.+ 10 Cl.+ 10 e. Materia: Química Analítica Docente: I.498 mol. María del Carmen Martínez Santos.5 N de NaOH. 11.1 = 55.4/122. Diciembre 04 de 2015 Departamento: Ingeniería Química.0355 V.04 = 31.0 M Al añadir la disolución de sosa se produce una reacción de neutralización: HCl + NaOH ----> NaCl + H2O . es de 0. (0. El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones.11 Instituto Tecnológico superior de Fecha de Edición: Unidad: 5 Coatzacoalcos. cuando un elemento químico capta electrones del medio. este supone que la carga siempre se distribuye en valores cercanos a 0 (es decir. Análogamente. 0. Diciembre 04 de 2015 Departamento: Ingeniería Química. siendo reducido. siendo oxidado. en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones. Semireacción de reducción: 2e. se da una serie de reacciones particulares llamadas semirreacciones o reacciones parciales. es decir. quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía. e igualmente forma un par redox con su precursor oxidado.5 300 meq --200 meq siendo (HCl) = 300 meq/205 mL = 1.059/2)·log 1/(1. -1.46)2 = 9. también llamado potencial redox. es decir. El principio de electro-neutralidad de Pauling corresponde a un método de aproximación para estimar la carga en moléculas o iones complejos. María del Carmen Martínez Santos.Q. este se convierte en un elemento reducido. aumentando su estado de oxidación. +1).7·10-3 V CONCLUSIÓN Para que exista una reacción de reducción-oxidación. Materia: Química Analítica Docente: I. se convierte en un elemento oxidado.+ Cu2+ → Cu0 Semirreacción de oxidación: Fe0 → Fe2+ + 2e- O más comúnmente.46 M DE = 0 . Alumno: Juan Pablo Contreras Beltrán Matricula: 15080230 Semestre: 2° Grupo: “A” Actividad: Unidad 5 Titulaciones de oxidación-reducción 125·4 80·2. Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio. también llamada ecuación general: Fe0 + Cu2+ → Fe2+ + Cu0 La tendencia a reducir u oxidar a otros elementos químicos se cuantifica por el potencial de reducción. y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un «par redox». se dice que. . y otro que los acepte: El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio. Dentro de una reacción global redox. 2000. S. Holler. 1ra. Alumno: Juan Pablo Contreras Beltrán Matricula: 15080230 Semestre: 2° Grupo: “A” Actividad: Unidad 5 Titulaciones de oxidación-reducción BIBLIOGRAFÍA Skoog. Cálculos de Química Analítica. Rubinson.11 Instituto Tecnológico superior de Fecha de Edición: Unidad: 5 Coatzacoalcos. . edición. Materia: Química Analítica Docente: I. edición. Chemical Engineers Handbook. 2001. 7ma. (Ed. Rubinson. Robert H. In Chief). 7ma. Crouch. Perry. México: McGraw Hill. México: Pearson Educación. María del Carmen Martínez Santos. West. Perry. Química Analítica Contemporánea. Química Analítica. McGraw Hill. México: Mc Graw . edición.Hill.Q. Diciembre 04 de 2015 Departamento: Ingeniería Química. 1981.