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LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL II GRUPO 08

SEMESTRE 2021-1

PROFESOR: CARLOS CATANA RAMÍREZ

PRÁCTICA 4 DETERMINACIÓN DE CONCENTRACIONES Y LAS DIVERSAS MANERAS DE EXPRESARLA. SEGUNDA PARTE: TITULACIONES RÉDOX CALIFICACIÓN: 40/40 = 10 CUESTIONARIO PREVIO 1.- ¿Qué es un patrón primario? (1 PUNTO). Es una sustancia que debido a sus características, físicas como químicas, su concentración es conocida con precisión. A partir de él y mediante una valoración, titulación o estandarización, se puede conocer la concentración de otra sustancia (disolución). Los patrones primarios deben de reunir ciertas características; tales como:           

Tener elevada “pureza”. No ser higroscópico. Ser estable a temperatura ambiente. Ser soluble en agua o en el disolvente que se va a utilizar. Poder ser secado en la estufa. No debe de absorber gases. Reaccionar rápida y completamente con las sustancias a valorar. Costo accesible. Fácil de obtener, purificar y secar. Fácil conservación y almacenamiento. Baja toxicidad y fácil manipulación.

2.- Escribe una “V” si el enunciado es verdadero y una “F” si es falso. En caso de que sea falso, justifica tu respuesta. (10 PUNTOS; 1 PUNTO POR CADA INCISO).

Enunciado

Falso/Verdadero

a) Un reductor gana electrones.

F

Justificación El reductor es la especie que se oxida y por lo tanto cede electrones. Teniendo la capacidad de reducir a la otra especie.

b) La oxidación es una pérdida de electrones. c) Si un elemento se reduce, aumenta su número de oxidación.

V F

Si un elemento se reduce gana electrones. De tal forma, el número de cargas negativas es mayor ocasionando que su número de oxidación disminuya.

d) Durante una reacción de óxido-reducción, el oxidante se oxida.

F

El oxidante es la especie que se reduce (gana electrones) y tiene la capacidad de oxidar a otras especies.

e) Una reducción es una ganancia de electrones f) Un elemento en su forma más oxidada es un reductor.

V

g) Un aceptor de electrones es un oxidante h) Un donador de electrones se oxida i) El sodio metálico es un reductor muy fuerte j) El F- es un muy buen oxidante

V

F

Si se asume que se tiene la forma más oxidada de cierto elemento, ya no se puede fomentar una reducción más en otra especie, por lo que no podría ser un reductor.

V V F

El anión fluoruro no puede reaccionar más (ya no se reduce más) por lo que llamarlo muy buen oxidante es incorrecto.

3.- La reacción de óxido-reducción entre los iones Fe2+ y MnO4- en medio ácido, produce Mn2+ y Fe3+. Escribe esta ecuación iónica y balancéala paso a paso en el siguiente espacio, mediante el método del ion-electrón. (8 PUNTOS; 1 PUNTO POR CADA INCISO). Procedimiento: Ecuación iónica. 𝐹𝑒 2+ (𝑎𝑐) + (𝑀𝑛𝑂4 )− (𝑎𝑐) → 𝑀𝑛2+ (𝑎𝑐) + 𝐹𝑒 3+ (𝑎𝑐) A) Asignación de los números de oxidación (cargas) Fe2+ (ac) + (Mn7+O22-)- (ac) → Mn2+ (ac) + Fe3+ (ac) B) Identificación de las especies iónicas, la especie oxidada, la especie reducida y escritura de las semirreacciones. Semirreacción de oxidación. 𝐹𝑒 2+ (𝑎𝑐) → 𝐹𝑒 3+ (𝑎𝑐) (𝑜𝑥𝑖𝑑𝑎𝑐𝑖ó𝑛) Semirreacción de reducción (𝑀𝑛𝑂4 )− (𝑎𝑐) → 𝑀𝑛2+ (𝑎𝑐) (𝑟𝑒𝑑𝑢𝑐𝑐𝑖ó𝑛) C) Balanceo de masa (medio ácido) 𝐹𝑒 2+ (𝑎𝑐) → 𝐹𝑒 3+ (𝑎𝑐) 8𝐻 + (𝑎𝑐) + (𝑀𝑛𝑂4 )− (𝑎𝑐) → 𝑀𝑛2+ (𝑎𝑐) + 4 𝐻2 𝑂(𝑙)

D) Balanceo de cargas 𝐹𝑒 2+ (𝑎𝑐) → 𝐹𝑒 3+ (𝑎𝑐) + 1 𝑒 − 5 𝑒 − + 8𝐻 + (𝑎𝑐) + (𝑀𝑛𝑂4 )− (𝑎𝑐) → 𝑀𝑛2+ (𝑎𝑐) + 4 𝐻2 𝑂(𝑙) E) Igualación de las cargas (mismo número de e - ganados y cedidos) 5 (𝐹𝑒 2+ (𝑎𝑐) → 𝐹𝑒 3+ (𝑎𝑐) + 1 𝑒 − ) 1 (5 𝑒 − + 8𝐻 + (𝑎𝑐) + (𝑀𝑛𝑂4 )− (𝑎𝑐) → 𝑀𝑛2+ (𝑎𝑐) + 4 𝐻2 𝑂(𝑙))

5 𝐹𝑒 2+ (𝑎𝑐) → 5 𝐹𝑒 3+ (𝑎𝑐) + 5 𝑒 − 5 𝑒 − + 8 𝐻 + (𝑎𝑐) + (𝑀𝑛𝑂4 )− (𝑎𝑐) → 𝑀𝑛2+ (𝑎𝑐) + 4 𝐻2 𝑂(𝑙)) F) Suma de las semirreacciones 5 𝐹𝑒 2+ (𝑎𝑐) → 5 𝐹𝑒 3+ (𝑎𝑐) + 5 𝑒 − 5 𝑒 − + 8 𝐻 + (𝑎𝑐) + (𝑀𝑛𝑂4 )− (𝑎𝑐) → 𝑀𝑛2+ (𝑎𝑐) + 4 𝐻2 𝑂(𝑙)) 5𝐹𝑒 2+ (𝑎𝑐) + 𝑀𝑛𝑂4 − (𝑎𝑐) + 8𝐻 + (𝑎𝑐) → 5𝐹𝑒 3+ (𝑎𝑐) + 𝑀𝑛2+ (𝑎𝑐) + 4𝐻2 𝑂(𝑙) G) Comprobación del número de átomos presentes en reactivos y productos Elemento Reactivos Productos Fe

5

5

Mn

1

1

H

8

8

0

4

4

Por lo tanto, la ecuación iónica esta balanceada. H) Ecuación iónica balanceada.

𝟓𝑭𝒆𝟐+ (𝒂𝒄) + 𝑴𝒏𝑶𝟒 − (𝒂𝒄) + 𝟖𝑯+ (𝒂𝒄) → 𝟓𝑭𝒆𝟑+ (𝒂𝒄) + 𝑴𝒏𝟐+ (𝒂𝒄) + 𝟒𝑯𝟐 𝑶(𝒍) 4.- Completa la ecuación iónica anterior y escribe la ecuación química entre el sulfato de hierro (II) y el permanganato de potasio en presencia de ácido sulfúrico (NOTA: multiplica x2 cada uno de los coeficientes estequiométricos de la ecuación iónica antes de completar la ecuación).

(1

PUNTO).

𝟏𝟎𝑭𝒆𝑺𝑶𝟒 (𝒂𝒄) + 𝟐𝑲𝑴𝒏𝑶𝟒 (𝒂𝒄) + 𝟖𝑯𝟐 𝑺𝑶𝟒 (𝒂𝒄) → 𝟓𝑭𝒆𝟐 (𝑺𝑶𝟒 )𝟑 (𝒂𝒄) + 𝟐𝑴𝒏𝑺𝑶𝟒 (𝒂𝒄) + 𝟖𝑯𝟐 𝑶(𝒍) + 𝑲𝟐 𝑺𝑶𝟒 (𝒂𝒄)

5.- Escribe completa y balanceada por el método del ion-electrón la ecuación química entre el permanganato de potasio con el agua oxigenada, en presencia de ácido sulfúrico.

(6 PUNTOS; 1

PUNTO POR CADA INCISO). A) Ecuación inicial. 𝐻2 𝑂2 (𝑙 ) + 𝐾𝑀𝑛𝑂4 (𝑎𝑐) + 𝐻2 𝑆𝑂4 (𝑙 ) → 𝑀𝑛𝑆𝑂4 (𝑎𝑐) + 𝐾2 𝑆𝑂4 (𝑎𝑐) + 𝑂2 (𝑔) + 𝐻2 𝑂 (𝑙 ) B) Semirreacción de oxidación. 𝐻2 𝑂2 (𝑎𝑐) → 𝑂2 (𝑔) + 2𝐻 + + 2𝑒 − C) Semirreacción de reducción 5𝑒 − + (𝑀𝑛𝑂4 )− (𝑎𝑐) + 8𝐻 + (𝑎𝑐) → 𝑀𝑛2+ (𝑎𝑐) + 4𝐻2 𝑂(𝑙) D) Igualación de cargas y suma de semirreacciones. 5 [𝐻2 𝑂2 (𝑎𝑐) → 𝑂2 (𝑔) + 2𝐻 + + 2𝑒 − ] 2 [5𝑒 − + (𝑀𝑛𝑂4 )− (𝑎𝑐) + 8𝐻 + (𝑎𝑐) → 𝑀𝑛2+ (𝑎𝑐) + 4𝐻2 𝑂(𝑙)] 5 𝐻2 𝑂2 (𝑎𝑐) → 5 𝑂2 (𝑔) + 10 𝐻 + + 10 𝑒 − 10 𝑒 − + 2 (𝑀𝑛𝑂4 )− (𝑎𝑐) + 16 𝐻 + (𝑎𝑐) → 2 𝑀𝑛2+ (𝑎𝑐) + 8 𝐻2 𝑂(𝑙) E) Ecuación iónica balanceada.

𝟓𝑯𝟐 𝑶𝟐 (𝒂𝒄) + 𝟐𝑴𝒏𝑶𝟒 − (𝒂𝒄) + 𝟔𝑯+ (𝒂𝒄) → 𝟓𝑶𝟐 (𝒈) + 𝟐 𝑴𝒏𝟐+ (𝒂𝒄) + 𝟖𝑯𝟐 𝑶(𝒍) F) Ecuación global balanceada. 𝟓𝑯𝟐 𝑶𝟐 (𝒂𝒄) + 𝟐𝑲𝑴𝒏𝑶𝟒 (𝒂𝒄) + 𝟑𝑯𝟐 𝑺𝑶𝟒 (𝒂𝒄) → 𝟓𝑶𝟐 (𝒈) + 𝟐 𝑴𝒏𝑺𝑶𝟒 (𝒂𝒄) + 𝟖𝑯𝟐 𝑶(𝒍) + 𝑲𝟐 𝑺𝑶𝟒 (𝒂𝒄)

PREGUNTAS COMPLEMENTARIAS (EXTRAS) 1.- ¿Qué es una reacción de óxido-reducción? (1 PUNTO). Las reacciones de oxidación-reducción o rédox se consideran como reacciones en donde existe una transferencia de electrones; provocando cambios en los números de oxidación de las especies participantes.

2.- ¿Qué es el número de oxidación? (1 PUNTO). El número de oxidación o estado de oxidación de un átomo, es el número de cargas que tendría un átomo en una molécula (o en un compuesto iónico) si los electrones fueran transferidos completamente. 3.- ¿Qué es oxidación y qué es reducción? (1 PUNTO). Son los dos procesos que describen las reacciones con transferencia electrónica; la oxidación es el proceso de perder electrones, mientras que la reducción es el proceso de ganar electrones. 4.- ¿Qué es un oxidante y qué es un reductor? (1 PUNTO). El agente oxidante es la especie que provoca que otra se oxide, es decir, el agente oxidante es la especie que se reduce. Mientras que el agente reductor es aquella especie que provoca que otra se reduzca, es decir, el agente reductor es la especie que se oxida. 5.- Investiga el método de balanceo, de ecuaciones químicas, por ión-electrón (medio ácido y básico). (10 PUNTOS). El balanceo de ecuaciones tiene como finalidad igualar el número de átomos, elementos y compuestos presentes en una reacción; es decir, que el número de átomos presentes en los reactivos sea igual al número de átomos presentes en los productos. El balanceo de ecuaciones químicas, por el método de ión-electrón, solo se aplica a reacciones de tipo rédox y se debe de considerar en que medio se lleva (ácido o básico); pues existen algunas modificaciones dependiendo del medio en donde ocurre la reacción. El método se basa en formar dos semirreacciones químicas (semirreacción de oxidación y semirreacción de reducción), para así identificar el número de electrones transferidos y poder realizar el balance tanto de carga como de masa. Los pasos que seguir son: 1. Identificar y asignar los números de oxidación (cargas) de todas las especies, presentes en la ecuación química a balancear. 2. Identificar aquellos agentes que no cambian sus números de oxidación, ya que éstos generalmente pueden ser omitidos.

3. Revisar y ubicar la especie que se oxida y la especie que se reduce (cambio en su número de oxidación).

4. Identificar las especies iónicas (ácidos, bases, sales). Si el cambio en el número de oxidación se presenta en un átomo de un compuesto NO iónico, se tiene que escribir todo el compuesto. Ej: PbO2 (óxido de plomo (II)), presenta un enlace covalente y por tanto, no se ioniza. 5. Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción en forma iónica, considerando las cargas de los iones. No se escribe únicamente el átomo de los elementos que cambiaron su número de oxidación. 6. Balanceo de masas en cada una de las semirreacciones. En el balanceo de masas se debe de considerar en qué medio se lleva a cabo la reacción; pues en cada medio es “diferente” el balanceo de los átomos de oxígeno e hidrógenos presentes. Medio ácido:  Los átomos de oxígeno se balancean agregando moléculas de agua del otro lado de la ecuación. Tantas moléculas de oxígeno falten.  Los átomos de hidrógeno (generalmente provenientes de las moléculas de agua adicionadas) se balancean agregando iones H + del lado de la ecuación deficiente de hidrógenos. Medio básico:  Los átomos de oxígeno se balancean agregando moléculas de agua; las cuales se escriben del mismo lado del oxígeno a balancear (o donde haya más oxígenos).  Los hidrógenos (generalmente provenientes de las moléculas de agua) se balancean agregando iones OH- del otro lado de la ecuación. 7. Balanceo de cargas (se realiza con electrones) Dejar la misma carga en ambos lados de la ecuación. No es forzoso que la carga sea igual a cero; aunque puede pasar. 8. Igualar el número de electrones ganados y cedidos. Multiplicar las semirreacciones por el número de electrones que se hayan ganado o cedido de la otra semirreacción y viceversa. 9. Sumar semirreacciones (forma vertical) Si una misma especie se encuentra del mismo lado se suman y si se encuentran en lados contrarios se restan, con la intensión de reducir su cantidad. 10. Formar la ecuación iónica Si todo se ha hecho de forma adecuada; en este punto se ha balanceado la ecuación iónica. Que es el proceso que en realidad se lleva a cabo durante la reacción. De tal forma, la ecuación iónica es la más importante y por eso mucho autores ya no consideran la ecuación de la cual se partió (ecuación global) y solo reportan la ecuación iónica balanceada.

Si se desea balancear la ecuación inicial o global, considerar los siguientes pasos: 11. Transferir los coeficientes obtenidos de la ecuación iónica a la ecuación global. 12. Comprobar que las especies químicas, presentes en la ecuación, estén balanceadas. Si no lo están, hacer los ajustes y cambios necesarios aplicando el balanceo por tanteo.

REFERENCIAS: •

Brown, TL et al. (2014). Química: La ciencia central. Editorial Pearson Educación.

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Chang, R. (2017). Química. Editorial McGraw Hill.

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Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá. Tema 5. Oxidantes y reductores. (2020). http://www3.uah.es/edejesus/resumenes/QB/Tema5.pdf