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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
Moles del soluto Moles del soluto
antes de la dilución después de la dilución
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
Moles del soluto Moles del soluto
antes de la dilución después de la dilución
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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.
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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.
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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 .
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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.
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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
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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
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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
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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
NNaOH . VNaOH = NHCl.VHCl
(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
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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?
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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:
NNaOH . VNaOH = NHCl.VHCl
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.
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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.
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Química , la Ciencia central –Brown
Química General –Raymond Chang