alcantara 4

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Facultad de Ingeniería Industrial y de Sistemas 1

Conocer la finalidad que tiene la valoración ácido –base el cual es determinar la concentración de un ácido o una base mediante la medida del volumen exacto del agente valorante (base o ácido fuertes) con el que reacciona y del cual conocemos su concentración.

Aprender a utilizar adecuadamente los conceptos de molaridad y de normalidad

Manejar el matraz de Erlenmeyer, que posee una forma cónica, se usan en el análisis cuantitativo y por la facilidad que ofrecen para agitar la solución por titular sin peligro de que se derrame.

Comprender la importancia y la función de la fenolftaleína que se usa como un indicador en las titulaciones al observar la transición cromática de incoloro a rosado.

Manipular con precaución los ácidos debido a que son altamente corrosivos, lo que significa que inmediatamente ocasiona daño grave, como quemaduras, al contacto.

Entrenarse en la determinación de puntos finales por cambios de coloración

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Para comprender en su totalidad el proceso y desarrollo del laboratorio y del

presente informe se debe tomar en consideración los siguientes conceptos

teóricos:

OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN

En el ámbito de la Química, se entiende por oxidación a la pérdida de electrones y

la reducción es entendida como la ganancia de electrones.

Siempre que se produce una oxidación, debe producirse simultáneamente una

reducción. Cada una de estas reacciones se denomina semireacción

ÁCIDOS Y BASES

Los ácidos y bases son sustancias químicas que se encuentran en la naturaleza,

en artículos del hogar, en el laboratorio, etc. En muchas frutas se presentan los

ácidos cítricos y el ascórbico (vitamina C) que evitan el escorbuto. Además, los

limpiadores domésticos tienen en su composición química bases, como el

hidróxido de sodio, NaOH; el amoniaco, NH3; etc. que debido a su capacidad para

disolver grasas son aprovechadas.

Existen diversos enfoques teóricos que los químicos han planteado en función a la

composición y estructura de las sustancias que son conocidas como ácidos y

bases.

Teoría de Svante Arrhenius

Dentro de este marco teórico, un ácido fue definido como todo compuesto que en

medio acuoso incrementa la concentración del ion hidrógeno, H+ (protón), y una

base se definió como todo compuesto que disuelto en agua incrementa la

concentración de los iones hidróxido (OH-).

De estas definiciones podemos concluir que todo ácido de Arrhenius en su

estructura debe tener al menos un hidrógeno ionizable y una base debe tener al

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menos un ion hidróxido.

Teoría de Bronsted-Lowry

Según esta teoría, un ácido es aquella sustancia que en disolución dece H+, y una

base es aquella sustancia que en disolución acepta H+.

Siempre que una sustancia se comprte como ácido hay otra que se comporta

como base. Cuando un ácido pierde H+ se convierte en una “base conjugada” y

cuando una base captura H+ se convierte en un “ácido conjugado”.

Teoría de Lewis

Según esta teoría, un ácido es una sustancia que contiene al menos un átomo que

es capaz de aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente

coordinado.

Por otro lado, una base es aquella sustancia que contiene al menos un átomo que

es capaz de aportar un par de electrones para formar un enlace covalente

coordinado.

TITULACIÓN O VALORACIÓN QUÍMICA

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La titulación es el proceso químico de determinación del volumen necesario de

solución (solución patrón) que reacciona con una masa o volumen determinado de

una muestra.

Para determinar el punto final se usan compuestos que tienen la propiedad de

cambiar de color en el momento que finaliza la reacción entre la solución patrón y

la solución que se valora, estos compuestos se denominan Indicadores. La

elección del indicador y el conocimiento de su zona de viraje son aspectos

esenciales en la valoración. En la práctica realizada en laboratorio se usó la

fenolftaleína como indicador.

El problema de una valoración consiste en determinar el punto de equivalencia,

situación en la cual el número de protones del ácido coincide con el número de

hidróxidos de la base. Para lo cual hace falta conocer el pH en el punto de

equivalencia, con el fin de escoger un indicador que vire alrededor de este pH. Al

punto correspondiente al cambio de color en una valoración se le denomina punto

final, ya que es entonces cuando el indicador señala que la valoración ha

terminado. La cantidad de indicador que se utiliza debe ser pequeña, porque de lo

contrario se consumiría parte de la base o del ácido a valorar.

En la mayoría de las titulaciones ácido-base fuertes, se utiliza como indicador la

fenolftaleína, la cual en medio ácido es incolora y en medio básico es de color rojo

grosella

Las disoluciones que tienen concentraciones conocidas de reactivo titulante

reciben el nombre de disoluciones patrón; por lo común, se prepara una

disolución de una sustancia y a continuación se determina su concentración por

titulación utilizando una disolución patrón.

La valoración es el proceso mediante el cual se determina la concentración de

una disolución, la cual se hace midiendo con exactitud el volumen de disolución

que se necesita para reaccionar con una cantidad conocida con exactitud de un

patrón primario. La disolución valorada es un patrón secundario y se usa en

análisis de materiales de concentración conocida.

Las propiedades de un patrón primario ideal son:

1. No debe reaccionar con o absorber los componentes atmosféricos, tales

como vapor de agua, oxígeno y dióxido de carbono.

2. Debe reaccionar siguiendo una reacción invariable.

3. Debe tener un alto porcentaje de pureza.

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4. Debe tener una masa formular elevada para reducir al mínimo los errores

de pesada.

5. No debe reaccionar con o absorber los componentes atmosféricos, tales

como vapor de agua, oxígeno y dióxido de carbono.

6. Debe reaccionar siguiendo una reacción invariable.

7. Debe tener un alto porcentaje de pureza.

8. No debe causar daños al medio ambiente.

Las primeras cinco características son esenciales para reducir al mínimo los

errores que comprenden los métodos analíticos. Las últimas tres

características son tan importantes como las primeras cinco en la mayor parte

de los laboratorios analíticos. Como los patrones primarios son costosos y

difíciles de preparar, es común el uso de patrones secundarios en el trabajo de

rutina.

a b c d

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Proceso de titulación

(a)Equipo típico de titulación de un laboratorio .La disolución que se va a titular se coloca en un matraz Erlenmeyer y se le agregan unas cuantas gotas del indicador . La bureta se llena con una disolución valorada (o la disolución que debe valorarse).El volumen de disolución de la bureta se lee con cuidado.

(b)El menisco describe la superficie del líquido de la bureta .Las disoluciones acuosas mojan el vidrio ,de modo que el menisco de una disolución acuosa siempre es cóncavo ; luego se hace la lectura de la posición del fondo del menisco y se anota.

(c)Se agrega la disolución de la bureta (gota a gota cerca del punto final),con agitación continua ,al matraz de Erlenmeyer hasta que se alcanza el punto final .

(d)Se llega al punto final cuando aparece (o cambia) el color de toda la disolución que se está titulando.Se lee de nuevo el volumen del reactivo titulante ;la diferencia entre la lectura inicial y final de la bureta ,es el volumen de disolución que se utilizó.

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Titulación ácido débil con base fuerte

Por otro lado, si se titula un ácido débil con una base fuerte, también se debe

utilizar el indicador de fenolftaleína, pues en el punto final, la sal resultante es una

base conjugada fuerte del ácido débil que reacciona con el agua, quitándole un

protón H+ y formando el ión OH-, característico de los sistemas alcalinos acuosos.

Titulación base débil con ácido fuerte

Si se titula o valora a una base débil con un ácido fuerte, la solución final

resultante contiene una sal, que es un ácido conjugado fuerte de la base débil, que

reacciona con el agua del sistema, donándole un protón H+ y formándose de este

modo el ión hidronio H3O+, que justifica el carácter ácido de esta solución y por

ello, en este caso, se debe utilizar como indicador el punto final de la titulación al

anaranjado de metilo.

INDICADORES.

Se llaman indicadores ciertas sustancias generalmente orgánicas de carácter

ácido (o básico) débil, que tienen la propiedad de cambiar de color al variar el pH

entre valores bien determinados.

Cada indicador cambia de color en distinto intervalo de pH, pudiéndose cubrir casi

toda la escala de 1 a 14.

Para que un indicador sea útil debe cambiar bruscamente de color en un intervalo

pequeño de pH (dicho intervalo es de 2 a 3 unidades de pH).

El cambio de color de los indicadores es debido a la distinta coloración que ofrece

la forma molecular (HIn) y la forma iónica (In−) del mismo. En los indicadores

existe un equilibrio entre ambas formas, predominando una u otra según la

concentración de los iones oxonio (H3O+) que presente el sistema.

Indicadores de pH más empleados

Indicador Intervalo de viraje (pH) Cambio de color de ácido a base.

Naranja de metilo

3,1 - 4,6

naranja – amarillo

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Verde de bromocresol

Rojo de metilo

Azul de bromotimol

Rojo de fenol

Fenolftaleína

Timolftaleína

3,8 - 5,4

4,2 - 6,3

6,0 - 7,6

6,6 - 8,6

8,0 - 9,8

9,4 - 10,6

amarillo – azul

rojo – amarillo

amarillo – azul

amarillo – rojo

incoloro – rojo

incoloro - azul

REACCIONES REDOX

Las reacciones redox son aquellas en las que se transfieren electrones de una

sustancia a otra.

Titulaciones Redox

Las reacciones redox trasfieren electrones mientras que las reacciones Acido /

Base transfieren protones. Del mismo modo que se pueden titular ácidos con

bases se pueden titular oxidantes con un agente reductor o viceversa.

El punto de equivalencia se alcanza cuando el oxidante es completamente

reducido. Se utilizan indicadores coloridos para identificar el punto de equivalencia

o se puede trazar la curva de titulación de potencial (E) en función de mililitros

agregados de titulante.

En ocasiones el mismo titulante actúa como indicador del punto de equivalencia ya

que sus especies oxidadas son de distinto color que las especies reducidas. Por

ejemplo:

El Cr2O72- (amarillo) y el MnO4

- son utilizados frecuentemente como oxidantes

titulantes y debido a que sus especies reducidas son de distinto color no es

necesario añadir indicadores externos.

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Los cálculos son parecidos a los de titulaciones. Ácido/Base, únicamente que es

necesario considerar la estequiometría de la reacción.

PARTE A: REACCIONES ÁCIDO –BASE

1) Valoración de una base de concentración desconocida

La reacción que se lleva a cabo es la siguiente:

HCl (ac) + NaOH (ac) NaCl (ac) + H2O(l)

1m mol 1m mol 1m mol 1m mol

La ecuación balanceada indica que la proporción de reacción es de una

milimol de HCl con una milimol de NaOH, de modo que la disolución de HCl

debe contener el mismo número de milimoles de NaOH .Entonces se puede

calcular la molaridad de la disolución de NaOH porque en el experimento se

logró conocer su volumen.

Debido a la dilución del HCl, la concentración del ácido (HCl) disminuye.

Mi y Mf son las concentraciones molares de la disolución inicial y final, y Vi

y Vf son los volúmenes respectivos de la disolución inicial y final.

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Reemplazando los datos tenemos: (0.1M)*(10ml)= ( MF )*(25 ml.)

MF = 0.04 milimol/ml de HCl

? Milimoles de HCl = (10ml.)*(0.04milimol de HCl)

(1ml.de HCl)

= 0.4milimol HCl

Como la proporción de reacción es de un milimol de NaOH a una milimol de HCl,

la disolución de NaOH debe tener 0.4 milimol de NaOH.

? Milimol NaOH= (0.4 milimol de HCl) * (1mmol NaOH) =0.4 milimol de NaOH

(1mmol HCl)

Se conoce el volumen de la disolución de NaOH; por tanto, se puede calcular su

molaridad

? Milimol NaOH = 0.4 milimol = 0.0529801324503311M NaOH

ml. NaOH solución 7.55 ml

Otra forma de resolución

Aplicando la Ley del Equivalente Químico tenemos:

# Eq-g HCl = # Eq-g NaOH

Observación:

Molaridad = milimol de soluto

ml. de disolución

MI * VI = MF * VF

Moles del soluto Moles del soluto

antes de la dilución después de la dilución

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Observación:

( N1 )*(V1) = (N2) * (V2)

Donde: N1 = Normalidad de

HCl (en eq-g/litro)

N2 =Normalidad de NaOH (en

eq-g/litro)

N = M * θ

Θ = Estado de oxidación o

carga o # de e- transferidos

(eq/mol)

M = Molaridad (mol/ litro)

Para el HCl:

N = M * θ θ = 1eq/mol

De lo anterior se tiene que: M = 0.04 mol/litro que

es igual a la normalidad en valor numérico.

Volumen = 10ml

Para el NaOH:

N = M * θ θ = 1eq/mol

Volumen = 7.55 ml

Reemplazando los datos:

(0.04 eq-g/litro) * (10ml)= (N)*(7.55ml)

0.0529801324503311 eq-g/litro = N de NaOH

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Se produjo NaCl (acuoso).La coloración final es rojo grosella.

Primer volumen de NaOH =7.8ml

Segundo volumen de NaOH =7.2 ml

Tercer volumen de NaOH = 7.6 ml

Cuarto volumen de NaOH =7.5 ml

La diferencia entre V3 - V4 = 0.1ml 0.2ml

El volumen que se utiliza para realizar las ecuaciones es el volumen promedio = 7.55 ml

Volumen de HCl=10 ml.

Concentración del HCl = 0.1 M (antes de la dilución)

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2) Valoración de un ácido de concentración desconocida

La reacción que se lleva a cabo es la siguiente:

HCl (ac) + NaOH (ac) NaCl (ac) + H2O(l)

1mmol 1mmol 1mmol

La ecuación balanceada indica que la proporción de reacción es de una

milimol de HCl con una milimol de NaOH, de modo que la disolución de HCl

debe contener el mismo número de milimoles de NaOH .Entonces se puede

calcular la molaridad de la disolución de HCl porque en el experimento

anterior (1A) se logró conocer la concentración del NaOH.

Debido a la dilución del HCl, la concentración del ácido (HCl) disminuye.

Mi y Mf son las concentraciones molares de la disolución inicial y final, y Vi

y Vf son los volúmenes respectivos de la disolución inicial y final.

MI * VI = MF * VF



Reemplazando los datos tenemos: MI * (10ml de HCl) = MF * (25 ml de HCl)

MF = 0.4 (MI) milimol/ml……….. (1)

? Milimoles de NaOH = (7.15ml.)*(0.05298 milimol de NaOH)

(1ml.de NaOH)

= 0.378807 milimol NaOH

Como la proporción de reacción es de un milimol de NaOH a una milimol de HCl,

la disolución de HCl debe tener 0.378807 milimol de HCl.

? Milimol HCl= (0.378807 milimol de NaOH) * (1mmol HCl) =0.378807 milimol de

(1mmol NaOH) HCl……….. (2)

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Se conoce el volumen de la disolución de NaOH; por tanto, se puede calcular su

molaridad

? Milimol HCl = 0.378807 milimol = 0.0378807 M

ml. HCl solución 10 ml

Reemplazando en (2) en (1):

0.0378807 M = 0.4 (MI) milimol/ml

MI = 0.09470175 mol/l es la concentración inicial del HCl (XM)

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La concentración del NaOH se obtuvo del experimento 1 A =0.05298 eq-g/mol

Primer volumen de NaOH =7.2ml

Segundo volumen de NaOH =7.1 ml

El volumen que se utiliza para realizar las ecuaciones es el volumen promedio = 7.15 ml

Volumen = 10ml

concentracion desconocida

Se produjo NaCl (acuoso).La coloración final es rojo grosella.

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PARTE B: REACCIONES REDOX

1) Valoración del permanganato de potasio ,KMnO4 , XN

Los iones permanganato oxidan al hierro (II) a hierro (III) en disolución de

ácido sulfúrico. Los iones permanganato se reducen a iones manganeso

(II). Escriba la ecuación iónica balanceada de esta reacción.

Fe2+ + MnO4- Fe3+ +Mn2+

Fe2+ Fe3+

Fe2+ Fe3+ + 1e-

MnO4- Mn2+

MnO4- + 8H+ Mn2+ + 4H2O

MnO4- +8H+ + 5e- Mn2+ +4H2O

En la semirreacción de oxidación interviene un electrón y en la reducción

cinco electrones; ahora se balancea la transferencia de electrones y luego

se suman las dos ecuaciones miembro a miembro, con lo cual se obtiene la

ecuación iónica neta balanceada.

5( Fe2+ Fe3+ + 1e-)

MnO4- + 8H+ + 5e- Mn2+ + 4H2O

5Fe2+ (ac) + MnO4-(ac) + 8H+ (ac) 5Fe3+ (ac) + Mn2+ (ac) + 4H2O(l)

Verificación del balance de masa: en ambos miembros aparece el mismo

número de todos los elementos.

Verificación del balance de carga: en cada miembro hay una carga total de

17 +

El ion espectador catiónico es K+ y el ion espectador aniónico es SO4 - .El

ion Fe3+ debe aparecer dos veces en el producto Fe2(SO4)3 , de suerte que

debe haber un número par de átomos de Fe ; por tanto la ecuación iónica

neta debe multiplicarse por dos para convertirse en

10Fe2+ (ac) + 2MnO4-(ac) + 16H+ (ac) 10Fe3+ (ac) +2 Mn2+ (ac) +

8H2O(l)

Semirreacción de oxidación

Semirreaccion de ox. balanceada

Semirreaccion de reducción

Semirreaccion de red. balanceada

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Con base en 10Fe2+ y 16H+, se agregan 18 SO42- al miembro de los

reactivos de la ecuación, mismos que deben agregar al miembro de

productos para que la ecuación quede balanceada. Con base en el 2MnO4-

se agregan 2K+ a cada miembro de la ecuación.

Ecuación iónica total

10[Fe2+ (ac) +SO42-(ac)] + 2[K+ (ac) + MnO4

-(ac)] + 8[2H+ (ac) + SO42-(ac)]

5[2Fe3+ (ac) + 3 SO42-(ac)] +2 [Mn2+ (ac) + SO4

2-(ac)] +8H2O(l) + [2 K+ (ac) +

SO42-(ac)]

Ecuación de unidades formulares balanceada

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

Verificación del balance de masa: en ambos miembros aparece el mismo

número de todos los elementos.

Verificación del balance de carga: No debe haber carga neta en ninguno de

los miembros de una ecuación balanceada iónica total o de una de

unidades formulares.

MnO4-(ac) + 8H+ (ac) + 5Fe2+ (ac) 5Fe3+ (ac) + Mn2+ (ac) + 4H2O(l)

1mol 5mol

Debido a la dilución que se realizó se cumple lo siguiente:

Volumen de agua añadida = 20 ml.

Volumen de la solución ferrosa (0.004M) = 20 ml.

(0.004M)*(20ml) = (MF)*(40ml)

MF =0.002 milimol/ml

Proporción rxn

MI * VI = MF * VF



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KMnO4 , el permanganato de potasio es un agente oxidante de uso común en el laboratorio .Su color es purpura intenso.Su concentración es desconocida.

1er Volumen = 10.1 ml

2do Volumen = 9.4 ml.

3er Volumen = 9.4 ml.

La diferencia de volumenes entre los dos ultimos es menor a 0.2 ml

La solucion casi incolora de FeSO4 se titula con KMnO4 de color purpura intenso.

La fórmula de la sal de Mohr es la siguiente :

Fe(NH4)2(SO4)2.6H2O ,

su concentracion es 0.004M

Volumen de la sal de Mohr= 20ml.

Ácido Sulfúrico , H2SO4; cuya concentracion el experimento fue de = 3M

Volumen de H2SO4 = 5ml.

2013


Una mol de KMnO4 ,

contiene una mol de

iones MnO4-; por

tanto, el número de

moles de KMnO4

siempre es igual al

número de moles de

iones MnO4- que se

requiere en una

reacción y, en forma

semejante , una mol

de FeSO4 contiene

una mol de iones

Fe2+

La ecuación balanceada da la proporción de reacción, 1mol MnO4- / 5

moles Fe2+ .A continuación se calcula las moles de Fe2+ que se van a titular,

con lo cual pueden calcularse las moles de MnO4- que se necesitan y el

volumen que contiene estas moles de KMnO4.

El número de moles de Fe2+ que se va a titular es

¿Mol Fe2+ = (20ml)*(0.002milimol) = 0.04milimoles de

1ml Fe2+

Se utiliza la ecuación balanceada para obtener las moles

de MnO4- que se necesitan.

? Mol MnO4- = (0.04milimoles de Fe2+ )* 1 mol de MnO4

-

5moles Fe2+

= 0.008 milimoles de MnO4 -

Cada unidad formular de KMnO4 tiene un ion MnO4- , por

tanto,

1 mol KMnO4 = 1 mol MnO4-

De lo anterior se tiene que el número de moles de KMnO4

es igual a 0.008 milimoles de KMnO4.

Al realiza el experimento se obtuvo un volumen igual a 9.4ml

Por lo tanto se tiene que la concentración es (0.008milimol)/9.4ml =

0.000851063829787234M

Otra forma de resolución

Utilizando la ley de equivalente químico tenemos lo siguiente:

#Eq-g(ácido) = #Eq-g(Base)

Na.Va = Nb.Vb

Pero (Na = Ma. Θ)

Ma. Θ.Va = Mb. Θ.Vb (XM)(5)(9.4 ml) = (0,002M) (1) (20 ml)

0.000851063829787234M de KMnO4 = X

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2) Valoración de una solución reductora

KMnO4 , permanganato de potasio ha sido por años el caballo de batalla en las titulaciones redox. 1er Volumen =8.5 ml.

2do Volumen =8.3 ml.

La diferencia es menor a 0.2 ml,para realizar los calculos se toma el volumen promedio =8.4 ml

Volumen de H2SO4 = 5ml .Su concentración es de 3M

Volumen de la sal reductora = 10 ml

Volumen de agua destilada = 15 ml.

2013


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

MnO4-(ac) + 8H+ (ac) + 5Fe2+ (ac) 5Fe3+ (ac) + Mn2+ (ac) + 4H2O(l)

1mol 5mol

Debido a la dilución que se realizó se cumple lo siguiente:

Reemplazando: MI*(10)= MF*(25)

De donde se obtiene: MF = 0.4MI

La ecuación balanceada da la proporción de reacción, 1mol MnO4- / 5

moles Fe2+ .A continuación se calcula las moles de MnO4- que se van a

titular, con lo cual pueden calcularse las moles de Fe2+ que se necesitan y

el volumen que contiene estas moles de la sal reductora.

El número de moles de MnO4- que se va a titular es

¿Mol MnO4- = (8.4ml)*( 0.000851mol) = 0.0071484moles de MnO4

-

1L

Se utiliza la ecuación balanceada para obtener las moles de Fe2+ que se

necesitan.

? Mol Fe2+ = (0.0071484moles de MnO4-)* 5moles Fe2+

1 mol de MnO4-

= 0.035742 moles de Fe2+

Cada unidad formular de FeSO4 tiene un ion Fe2+, por tanto,

1 mol FeSO4 = 1 mol Fe2+

Proporción rxn

MI * VI = MF * VF

Moles del soluto Moles del soluto antes

de la dilución después de la dilución

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De lo anterior se tiene que el número de moles de FeSO4 es igual a

0.035742 moles de FeSO4.

Por lo tanto se tiene que la concentración es

(0.035742 moles de FeSO4.)/10-2 L= 3.5742 M = MF = 0.4MI

De ahí MI =8.9355 mol/L

Experimento N0 1: Parte A y B

Debido a que los dos experimentos son muy parecidos y tienen el mismo proceso,

hemos optado por presentar las observaciones y sus respectivos análisis en uno

solo:

Si mezclamos una disolución de un ácido y una de una base, se da una reacción

de neutralización. Los productos de la reacción no tienen ninguna de las

propiedades características de la disolución de ácido ni de la de base. Cuando se

mezcla ácido clorhídrico con una disolución de hidróxido de sodio, ocurre la

siguiente reacción:

HCl (ac) + NaOH (ac) H2O(l) + NaCl (ac)

(ácido) (base) (agua) (sal)

Agua y sal de mesa, NaCl, son los productos de la reacción. Por analogía con esta

reacción, el término sal se usa ahora para referirse a cualquier compuesto iónico

cuyo catión proviene de una base (por ejemplo, Na+ de NaOH) y cuyo anión

proviene de un ácido (por ejemplo, Cl- de HCl).

Puesto que HCl, NaOH y NaCl son electrólitos fuertes solubles, la ecuación iónica

completa correspondiente a la ecuación es

H+ (ac) + Cl-(ac) + Na+ (ac) + OH-(ac) H2O(l) + Na+(ac) + Cl-(ac)

Por tanto, la ecuación iónica neta es

H+ (ac) + OH-(ac) H2O(l)

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La ecuación resume la característica fundamental de la reacción de neutralización

entre cualquier ácido fuerte y cualquier base fuerte. Iones H+(ac) y OH-(ac) se

combinan para formar H2O.

Observaciones:

Punto de equivalencia: En el punto de equivalencia ha reaccionado el

mismo número de moles de NaOH que de HCl, y queda sólo una disolución

de su sal, NaCl. El pH de la disolución es de 7.00 porque el catión de una

base fuerte (Na+ en este caso) y el anión de un ácido fuerte (Cl- en este

caso) no se hidrolizan y, por tanto, no influyen apreciablemente en el pH.

Conforme agregábamos gota a gota se notaba un color rosado pardo pero

este desaparecía conforme agitábamos el matraz. Esto nos muestra que

hay una reacción de neutralización pues no hay cambio de color

permanente; además por la teoría se sabe que cuando se hace reaccionar

un ácido y una base se forma una sal, el cual no reacciona con la

fenolftaleína y por tanto no hay un cambio de color.

NaOH (ac) + HCl (ac) ――>NaCl (ac) + H2O (l)

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Al final se obtuvo un color fucsia permanente.

Debido a que todo el HCl reaccionó con el NaOH y al caer una gota más de

NaOH no pudo reaccionar, por lo cual, la fenolftaleína hizo que la solución

tornara un color fucsia.

NOTA:

La fenolftaleína es un ácido débil que pierde cationes

H+ en solución. La molécula de fenolftaleína es

incolora, en cambio el anión derivado de la

fenolftaleína es de color rosa. Cuando se agrega una

base la fenolftaleína (siendo esta inicialmente incolora)

pierde H+ formándose el anión y haciendo que tome

coloración rosa.

Aplicaciones: La sal, como ingrediente básico en la dieta y como materia prima

de multitud de procesos industriales, tiene un campo de aplicaciones muy amplio

cuyos beneficios revierten de forma directa en el bienestar y en la calidad de vida

de las personas. Sus tres grandes aplicaciones pueden dividirse entre uso

alimentario, uso industrial y uso en control de hielo en carreteras. Industria

química -La sal se utiliza de forma generalizada en la industria química y tiene

una especial importancia para el sector de producción de compuestos y

derivados cloroalcalinos.

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Experimento N0 2: Parte A y B

Debido a que los dos experimentos son muy parecidos y tienen el mismo proceso,

hemos optado por presentar las observaciones y sus respectivos análisis en uno

solo:

Suele realizarse la titulación un número impar de veces para tener mayor certeza en los resultados.

La sal de Mohr al ser disuelta en agua se ioniza y libera agua

- K+1 + Fe+2 + SO4-2 + 6H2O

- Por tanto los que participan en la reacción son : MnO4- + Fe+2

Hubo un cambio de color al final de la titulación

- El cambio de color se debió al cambio del ion permanganato (violeta)

a ion manganeso (II).Es por ello que en esta reacción no se utiliza la

un indicador como se utilizó en los experimentos anteriores. Por

tanto la ecuación química debe ser :

MnO4- + 5Fe+2

+ 8H+ ―> Mn+2+ 5Fe+3 + H2O (l)

En este experimento se diluyó la sal de Mohr, podemos obtener disoluciones de más baja concentración agregando agua en un proceso llamado dilución.

El permanganato de potasio reacciona con sulfato de hierro (II), FeSO4, según la ecuación balanceada en estas titulaciones se usa un ácido fuerte como el H2SO4 .Unas palabras sobre terminología: en la reacción participan iones MnO4

- y iones Fe2+ en disolución ácida. La fuente de iones MnO4-

suele ser el compuesto iónico soluble KMnO4 por lo que es común el termino disoluciones de permanganato; estas disoluciones también tienen cationes en este caso K+ .De igual manera, se hace referencia a disoluciones de hierro (II); sin especificar el anión.

Por su color purpura intenso, el KMnO4 actúa como su propio indicador; una disolución 0.02M de KMnO4 imparte una coloración rosa a un litro de agua pura .Cuando se agrega una disolución de KMnO4 a una disolución de un agente reductor, el punto final de la titulación se toma como el punto en el que aparece una coloración rosa tenue en la disolución que se está titulando y que persiste por lo menos 30 segundos.

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El punto final se

vuelve alcanza

cuando la

disolución se

vuelve rosa,

debido a un

exceso muy

pequeño de

KMnO4 .

2013


PARTE A: REACCIONES ÁCIDO –BASE

Se llena con Se vierte

Ambos se mezclan

en el matraz

Valoración de una base de concentración desconocida

Lavar la bureta y luego enjuagarlo con agua

destilada

En un matraz de

Erlenmeyer

NaOH de concentración

desconocida (XM)

10 ml de HCl, 15ml de agua

destilada y 3 gotas de fenolftaleína

Añadir NaOH, simultáneamente agitar el matraz, seguir

añadiendo NaOH (XM)

Apuntar el volumen de NaOH (XM) utilizado.

2013


Valoración de un ácido de concentración desconocida

En un

matraz

Llenar la bureta

con NaOH

(0.1324)

15ml de agua

destilada

10ml de HCl no

valorado 3gotas de fenolftaleína

Transparente Echar

gota a

gota

Hasta obtener

Color rosa

pálido

persistente

2013


Llenarla con luego

Se pipetea y se

Se diluyen con y se acidifica

Esta muestra

Se mezcla con

Valoración del permanganato ,KMnO4 (XN)

Lave la bureta y enjuáguela con

agua destilada Enjuagar el vaso y la pipeta con la

sal de Mohr.

Una solución de KMnO4, dicha bureta no

debe contener aire.

Se llena las ¾ partes del vaso de

100ml. Con la sal de Mohr.

Vierte en un matraz de Erlenmeyer

20 ml. de agua

destilada 5 ml. de H2SO4 3M

Hasta obtener el color rosado permanente

Se apunta el volumen utilizado del KMnO4

2013


Se añade y se acidifica

Se realiza la titulación

Valoración de una solución reductora

Llenar la bureta con la sal

de KMnO4.

Se coloca en el matraz de Erlenmeyer una solución

reductora de 10 ml.

15 ml. de agua

destilada 5 ml.de H2SO4 3M.

Hasta obtener la coloración rosada de forma

permanente

Apuntar el volumen

gastado de KMnO4

2013


1.- Conocida la concentración y el volumen empleados en cada caso, calcule el número de moles de HCI y NaOH consumidos sea el caso.

PARTE A.1

NNaOH . VNaOH = NHCl.VHCl

Dado que el parámetro θ para el HCl y el NaOH es 1, la moralidad es igual a

la normalidad para ambos casos.

NNaOH (7.8x10-3L) = (0.1 N) ( 1x10-2L)

→ MNaOH = 0.13245 M

nNaOH= (0.132M). (7.55x10-3L) = 1 x10-3 moles

PARTE A.2


(0,1324 m) (7,15 x10-3L) = MHCl (10 x10-3L)

→ MHCl = 0,0947 M

NHCl= (0.0947 M). (1x10-2L) = 0,95 x10-3 moles

2.- Calcular el tanto por ciento de ácido acético que hay en cada tipo de vinagre.

No se realizó el experimento

3.- Determinar el tanto por ciento de HCl contenido en el ácido muriático.

No se realizó el experimento

2013


4.- Indique en las ecuaciones balanceadas de todas las reacciones ácido-base.

HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(l)

CH3COOH + NaOH NaCH3COO + H2O

5.- Escriba las ecuaciones balanceadas del proceso redox.

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

6.- Calcule la normalidad de la solución permanganato de potasio.

KMnO4(ac) + FeSO4(ac) + H2SO4(ac) MnSO4(ac) + Fe2SO4(ac) + K2SO4(ac) + H2O(l)

13,6mL (XM) 20mL (0.004M)

Hallando “X”

Por la ley de equivalente químico:

#Eq-g(KMnO4) = #Eq-g(FeSO4)

Na.Va = NbVb

Ma.(parámetro).Va = Mb. (parámetro).Vb

(XM). (1). (13.6ml) = (0.004M). (2). (20ml)

X= 0.012

NKMnO4 = M. (parámetro) = (0.012M). (1) = 0.012 N

7.- Calcule la concentración de la solución reductora.

KMnO4(ac) + FeSO4(ac) + H2SO4(ac) MnSO4(ac) + Fe2SO4(ac) + K2SO4(ac) + H2O(l)

6.5mL (0.012M) 10mL (XM)

Hallando “X”

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Por la ley de equivalente químico

#Eq-g(KMnO4) = #Eq-g(FeSO4)

Na.Va = NbVb

Ma.(parámetro).Va = Mb. (parámetro).Vb

(0.012M). (1). (6.5ml) = (XM). (2). (10ml)

X= 0.0039

8.- ¿El KMnO4 es un auto indicador del punto final? ¿Por qué?

Sí, porque en las valoraciones en medio fuertemente ácido, el KMnO4 actúa de

auto indicador, porque el producto de la reacción, Mn2+ es incoloro. Como punto

final se toma la aparición de un tenue color rosa, debido al exceso de MnO4-.

9.- 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 H2CO3

H2CO3 + H2O HCO3 + H3O

OH + H3O H2O

10.- Suponga que una gota de la disolución de HC1 valorada queda adherida en la pared del frasco de erlenmeyer durante la valoración de la solución de NaOH:

a) ¿Cuál sería el efecto de este error técnico en el valor de la concentración de NaOH?

2013


La concentración de NaOH que queremos valorar no va a ser exacta, debido a

que no reaccionó con todo el HCl. La concentración de NaOH sería mayor

debido a que se usó menor volumen. Esto se evidencia por la siguiente relación

de productos:


b) ¿Cómo afectaría este error técnico en el reporte del peso en moles de un ácido desconocido?

El número de moles no sería exacto, y como no reacciono todo el NaOH el

número de moles del ácido desconocido sería menor, debido a que el volumen

usado de la base fue meno; por ende el peso sería menor.

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

El problema de una valoración consiste en determinar el punto de equivalencia.

En tal sentido, el punto de equivalencia es la situación en la cual el número

de protones del ácido coincide con el número de hidróxidos de la base. Para lo

cual hace falta conocer el pH en el punto de equivalencia, con el fin de escoger

un indicador que vire alrededor de este pH.

No obstante, al punto correspondiente al cambio de color en una valoración se

le denomina punto final, ya que es entonces cuando el indicador señala que la

valoración ha terminado. La cantidad de indicador que se utiliza debe ser

pequeña, porque de lo contrario se consumiría parte de la base o del ácido a

valorar.

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 concentración del KMnO4 disminuiría, debido a que el volumen indicado en

la bureta sería mayor, ya que consideraría el volumen del aire atrapado en la

bureta.

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13.- Si una muestra de soldadura (aleación de Pb y Sn) de 0.8750 gr. se disuelve, y se oxida el estaño de la soldadura de Sn2+ a Sn4+ mediante 24.72 ml de K2Cr2O7, 0,033270M. ¿Qué porcentaje de Sn hay en la soldadura?

Sn+2

+ Cr207-2

Sn+4

+ 2Cr+3

Primero balanceamos la ecuación dada

3Sn+2 + Cr207-2 + 14H+ 3Sn+4 + 2Cr+3 + 7H20

Hallamos el número de moles de Cr207-2

usados en la reacción

nK2Cr207 = nCr207-2

Número de moles de K2Cr207 = (24.72x10-3L). (0.033270M) = 0.822x10-3mol

Según la ecuación iónica balanceada anterior:

1 mol de Cr207-2 reacciona con 3 moles de Sn+2

0.822x10-3mol de Cr207-2 reacciona con 3(0.822x10-3) moles de Sn+2

Hallando la masa del estaño

(Masa) = (# moles). (Masa molar)

Masa del estaño = 3(0.822 x10-3). (119g/mol) = 0.2935g

Hallando el porcentaje de estaño que hay en la soldadura

% = (masa de estaño) = 0.2935g = 33.54%

(masa de la soladura) 0.8750g

14.- Se necesitan 30.70 cm3 de KMnO4, 0.0 175 N, para valorar el hierro de Fe (II) a Fe (III) en una muestra de mineral que pesa 0.8270 g ¿Cuál es el porcentaje de hierro de muestra?

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

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Primero balanceamos la ecuación dada

6Fe+2 + MnO4- + 8H+ 6Fe+3 + Mn+2 + 4H20

Hallamos el número de moles de Cr207-2 usados en la reacción

Número de moles de KMnO4 = Numero de moles de MnO4-

Número de moles de KMnO4 = (30.17x10-3L). (0.0175M) = 0.528x10-3mol

Por estequiometria

1 mol de MnO4- reacciona con 6 moles de Fe+2

0.528x10-3mol de MnO4- reacciona con 6(0.528x10-3) moles de Fe+2

Hallando la masa del hierro

(Masa) = (# moles). (Masa molar)

Masa del hierro = 6(0.528 x10-3). (56g/mol) = 0.1774g

Hallando el porcentaje de hierro que hay en la muestra

% = (masa de hierro) = 0.1774g = 21.45%

(Masa de la muestra) 0.8270g

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La titulación por método volumétrico permite evaluar la concentración

desconocida de NaOH a través de la concentración ya conocida del ácido

HCl.

Para poder titular una disolución desconocida con una estándar, debe haber alguna forma de determinar cuándo se ha llegado al punto de equivalencia de la titulación.En las titulaciones ácido-base, se emplean colorantes llamados indicadores ácido-base para este propósito. Por ejemplo, el colorante conocido como fenolftaleína es incoloro en disolución ácida pero rosado en disolución básica. Si agregamos fenolftaleína a una disolución desconocida de ácido, la disolución será incolora. Luego podemos agregar base estándar con una bureta hasta que la disolución apenas pase de incolora a rosada.Este cambio de color indica que el ácido se ha neutralizado y que la gota de base que hizo que la disolución adquiriera color no encontró ácido con el cual reaccionar. Por tanto, la disolución se vuelve básica y el colorante se pone rosado. El cambio de color marca el punto final de la titulación, que por lo regular coincide con mucha exactitud con el punto de equivalencia. Se debe tener cuidado de escoger indicadores cuyo punto final corresponda al punto de equivalencia de la titulación.

El punto en que se reúnen cantidades estequiométricamente equivalentes se denomina punto de equivalencia de la titulación.

Lo que se obtiene al final de la titulación es el punto final y no el punto de

equivalencia, es por ello que notamos un exceso de base; por ello hubo un

cambio de color.

Al tener conocimiento de la concentración desconocida, se determina el

porcentaje masa / volumen

Debemos tener de cuidado al medir las cantidades que se utilizaran para la titulación, pues ante un cálculo erróneo se puede obtener un resultado incorrecto. Si no utilizamos bien la bureta no podríamos obtener una neutralización completa obteniendo así base o acido en exceso.

La fenolftaleína es un indicador muy importante ya que nos permite visualizar en todo momento en que instante ocurre la neutralización.

2013


Se entendió el significado del siguiente término: Valoración: es un procedimiento para calcular la cantidad o concentración de una sustancia presente en una muestra

En general, una reacción de neutralización entre un ácido y un hidróxido

metálico produce agua y una sal.

Después de haber realizado este experimento, comprobamos por medio de

la titulación, que se puede conocer la concentración de una sustancia

(teniendo como dato su volumen) haciéndola reaccionar con otra de

concentración y volumen conocidos, también aprendimos un nuevo

concepto: el de “auntoindicador”, como es el caso del KMnO4, que cambia

de color dependiendo del medio en el que se encuentre.

2013


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alcantara 4

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