1

LABORATORIO N°6- QUÍMICA IValoración Ácido-base, óxido reducción

I. RESUMEN

El presente trabajo experimental tuvo como objetivo determinar la concentración de una muestra de vinagre mediante la titulación con una solución de NaOH de concentración conocida 0,1 M. Asimismo, se buscó determinar el contenido de pe-róxido de hidrógeno (H2O2) en un producto comercial, mediante la titulación (volu-metría rédox).

Para ello se trabajaron dos actividades experimentales. La primera fue una reacción ácido-base, en la cual intervinieron el vinagre y el hidróxido de sodio. Se demostró cual es el volumen necesario que se requiere para poder reaccionar la solución bá-sica titulante de concentración molar (hidróxido de sodio) con una solución que contenía vinagre , agua destilada y un indicador que era la fenolftaleína.

A partir de ello, lo que se realizó fue enrasar la bureta con la solución básica titu-lante. Debajo de ella se encontraba un vaso de Erlenmeyer que contenía 2 ml de vi-nagre, 30 ml de agua destilada y 3 gotas de fenolftaleína. Dejando caer la solución básica titulante gota a gota, se notó claramente que el líquido que contenía el vaso de Erlenmeyer se tornaba en un color rojo grosella. Se tituló hasta el momento en que todo el líquido del vaso se tornó a rosado. En ese momento se registró el volu-men de NaOH consumido para la reacción.

La segunda actividad consistió en una reacción redox. Las reacciones Redox, son aquellas reacciones de tipo químico que llevan a la transferencia de electrones en-tre reactivos, en este caso aplicado a las actividades experimentales, alterando el estado de oxidación. Entendemos que un elemento se oxida cuando aumenta su nú-mero de oxidación, mientras que una especie se reduce cuando disminuye su nú-mero de oxidación.

Por otro lado, en una reacción de óxido – reducción (Redox) nunca puede haber una oxidación sin haber reducción y viceversa, la oxidación de un elemento, ne-cesariamente provoca la reducción de otro.

Es necesario manejar dos conceptos en este tipo de reacciones: Reductores y oxidantes: Una sustancia será reductora cuando se oxide, es decir,

done electrones, mientras que un oxidante se reduce al aceptar dichos electro-nes.

Ejemplo:

2

Mg + S → Mg+2 + S2-

En esta reacción el magnesio pasa del estado de oxidación 0 al +2, es decir, se oxi-da (reductor). Por otro lado, el azufre pasa del estado 0 al -2, es decir, se reduce (oxidante).

En la práctica de laboratorio, se utilizó una típica reacción redox para determinar el contenido de peróxido de hidrógeno (H2O2, agua oxigenada) en una muestra co-mercial. Para ello se enrasó la bureta con una solución estandarizada de permanga-nato de potasio (KMnO4), el cual actuará como oxidante frente al peróxido de hi-drógeno, y debajo de ella se colocó el vaso de Erlenmeyer que contenía 2 ml de pe-róxido de hidrogeno, 30 ml de agua destilada y 10 ml de ácido sulfúrico al tercio. Entonces, al dejar caer gota a gota la solución de permanganato de potasio hacia el vaso de Erlenmeyer, este empezó a colorearse. Es allí cuando empezaba a produ-cirse la reacción de reducción y reducción (REDOX).

II. OBJETIVOS

Determinar la concentración de una muestra de vinagre mediante la titulación con una solución de NaOH de concentración conocida.

Aplicación de una reacción redox en la determinación del contenido de peróxido de hidrógeno (H2O2) en un producto comercial, mediante la titulación (volumetría redox).

III. PROCEDIMIENTOS

Los elementos utilizados en esta prueba de laboratorio fueron los siguientes:

3

MATERIALES- 2 vasos de precipitado de 100 o 250 mL- 1 piseta con agua destilada- 2 pipetas de 5 mL- 2 propipetas- 1 espátula- pinzas- bureta- erlenmeyer

4

REACTIVOS- sulfato de cobre- permanganato de potasio

- agua oxigenada- ácido Sulfúrico al tercio- agua destilada

1 piseta con agua destilada

1 piseta con agua destilada

2 pipetas de 5ml

2 pipetas de 5ml2 propipetas2 propipetas

Pinzas

Erlenmeyer

BuretaBureta

5

I. ÁCIDO – BASE

Se midió 2mL de vinagre con ayuda de una pipeta. Luego, se proce-dió a colocar esta muestra en el vaso de Erlenmeyer. Después, se adicionó aproximadamente 30 mL de agua destilada (hasta enrazar el vaso) y 3 gotas de fenolftaleína. 4. Esta muestra se colocó debajo de la bureta que contenía la solución básica (hidróxido de sodio), ti-tulante, de concentración 0.1 molar. Se abrió la llave que mantenía cerrada la bureta para que así dejase caer la solución de hidróxido de sodio hacia el vaso de Erlenmeyer. A partir de ello, se inició la titu-lación y el contenido del Erlenmeyer empezó a tornarse de un color rojo grosella, lo cual demostraba que empezaba a reaccionar con el hidróxido de so-dio. En el momento que el contenido del Erlenmeyer se tornó del color rojo grosella por completo, se cerró la llave. Se registró el volumen consumido del hidróxido de sodio para realizar los cálculos respectivos.

Ácido sulfúrico al tercio

Fenolftaleína

Permanganato de potasio

6

II. TITULACIÓN DE ÓXIDO-REDUCCIÓN

En un vaso de Erlenmeyer de 50ml, se colocó 1 mL de agua oxigenada (peróxido de hidrógeno), 10 mL de H2SO4 (ácido sulfúrico) al tercio. Asimismo, se agrega-ron 30 mL de agua destilada. Esta muestra fue colocada debajo de la bureta, la cual había sido previamente enrasada con la solución titulante de permanganato de potasio (KMnO4) 0.1M. Posteriormente, se abrió la llave que mantenía cerrada la bureta para que así dejase caer la solución permanganato de potasio hacia el vaso de Erlenmeyer. A partir de ello, se inició la titulación y el contenido del Erlenme-yer empezó a tornarse de un color distinto al inicial, lo cual demostraba que había reaccionado con el permanganato de potasio. Se tituló hasta que el contenido del matraz se tornó por completo de color violeta claro. Se anotó el volumen gastado, para realizar los cálculos respectivos.

IV. TRATAMIENTO DE DATOS

ÁCIDO – BASEUna vez terminada la titulación, se anotó el volumen gastado de NaOH, el cual fue de 17.5 mL.

Se determinó el % p/v del ácido acético en el vinagre de la siguiente ecuación:CH3-COOH + NaOH →CH3-COONa + H2O

1mol 1mol x=0.00175 moles 0.00175 moles

Para calcular el peso volumen del ácido acético se realizó lo siguiente:

1. Se balanceó la ecuación. Después, se halló, con la fórmula de la molaridad, el número de moles del NaOH por litro de solución, dado que se tenía como dato la molaridad del NaOH y el volumen gastado.

Datos:Vgastado= 17.5 mlMNaOH= 0.1M

Fórmula de la molaridad:M=n/v(L)

Aplicando la fórmula obtenemos que el número de moles es:n=0.1*0.0175n=0.00175 moles

2. Posteriormente, se obtuvo que el número de moles del NaOH sería igual que el número de moles del ácido acético (CH3-COOH) ya que, por balanceo de la

7

ecuación la relación entre moles es de 1mol de NaOH a 1mol de ácido acético. Debido a esto, ambos tenían 0.00175 moles.

3. Utilizando los datos anteriormente calculados, se halló la masa del ácido acéti-co.

Datos:n=0.00175 molesPM=60

Fórmula para hallar el número de moles:n=W(g)/PM

Despejando se obtuvo que la masa del ácido acético fue:W(g)= 0.00175*60=0.105g

4. Finalmente, se calculó el % p/v de ácido acético con los datos hallados ante-riormente mediante la siguiente fórmula:

Datos:Masa soluto: 0.105gVolumen solución(CH3-COOH) = 2mL

Fórmula:% p/v = (masa soluto (g))/(volúmen solución (mL))*100

Reemplazando los datos de obtuvo que el porcentaje peso/ volumen de ácido acético fue :

% p/v = (0.105 g)/2mL*100=5.25%

ÓXIDO-REDUCCIÓNEl permanganato va reaccionar con el peróxido de hidrógeno y se formó un dióxi-do de manganeso. Asimismo, se liberó oxígeno.

La reacción es:

Se ajustaron las dos semirreacciones y se equilibraron el número de electrones (se multiplicó la semirreacción de oxidación por 5 y la de reducción por 2):

Semirreacción de oxidación: ( H2O2 → O2+ 2H+ + 2e- ) * 5

Semirreacción de reducción:

8

( MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn+2 + 4H2O ) * 2

Después de esto, se suman las dos semireacciones para obtener la reacción iónica global:

5H2O2 → 5O2 + 10H+ + 10e-

2MnO4- + 16H+ + 10e- → 2Mn+2 + 8H2O

_______________________________________

Reacción iónica ajustada: 5H2O2 + 2MnO4- → 5O2 + 2Mn+2

Se obtiene la ecuación molecular, añadiendo las especies químicas que no inter-vienen directamente en el proceso de intercambio electrónico, pero que aparecen en la ecuación global:

5H2O2 + 2MnO4- + 6H+ → 5O2 + 2Mn+2 + 8H2O

Una vez terminada la titulación, se anotó el volumen gastado de KMnO4 el cual fue de 4 mL.

Se determinó el % p/v del peróxido de hidrógeno de la siguiente ecuación:

5H2O2 + 2MnO4- + 6H+ → 5O2 + 2Mn+2 + 8H2O

5 moles 2 moles x 0,0004 moles

Para calcular el peso volumen del peróxido de hidrógeno se realizó lo siguiente:

1. Se balanceó la ecuación. Después, se halló, con la fórmula de la molaridad, el número de moles del MnO4 por litro de solución, dado que se tenía como dato la molaridad del MnO4 y el volumen gastado.

Datos:Vgastado= 4 mlMMnO4= 0.1M

Fórmula de la molaridad:M=n/v(L)

Aplicando la fórmula obtenemos que el número de moles de MnO4 es:n =0.1*0.004=0.0004 moles

2. Posteriormente, se obtuvo el número de moles del peróxido de hidrógeno. Es-to se pudo lograr mediante la relación de moles hallada en el balanceo. Esta mostraba que por cada 2 moles de MnO4 habían 5 moles de H2O2.

9

Hallando el número de moles de H2O2: X= n(H2O2) = 0.0004*5/2=0.001mol

3. Utilizando los datos anteriormente calculados, se halló la masa del peróxido de hidrógeno.

Datos:n(H2O2) = 0.001mol PM=34

Fórmula para hallar el número de moles:n=W(g)/PM

Despejando se obtuvo que la masa del ácido acético fue:W(g)= 0.001*34=0.034g

4. Finalmente, se calculó el % p/v de peróxido de hidrógeno con los datos halla-dos anteriormente mediante la siguiente fórmula:

Datos:Masa soluto: 0.034gVolumen solución(H2O2) = 1mL

Fórmula:% p/v = (masa soluto (g))/(volumen solución (mL))*100

Reemplazando los datos de obtuvo que el porcentaje peso/volumen de peróxi-do de hidrógeno fue:

% p/v = (0.034g)/1mL*100=3.4%

V. REPORTE DE RESULTADOS

La primera actividad de esta práctica de laboratorio fue determinar la concentra-ción del vinagre, la cual es una solución ácida, mediante una reacción ácido-base. Esto se logró gracias a que se conocía el volumen de NaOH (solución titulante) requerido para neutralizar dicha solución. Por lo tanto, se pudieron determinar los moles de ácido acético (soluto del vinagre) que reaccionarían a través de una rela-ción estequiométrica de la reacción de neutralización.

El resultado obtenido en esta primera actividad fue el adecuado, ya que al final de la titulación se obtuvo un color rosado pálido lo que indicó que se llegó al punto exacto de neutralización, es decir, donde el equivalente gramo del ácido era igual al de la base.

Esto fue posible gracias a la adición, con sumo cuidado, del NaOH contenido en la bureta y a un movimiento circular constante del matraz donde estaba contenido

10

el ácido acético (CH3-COOH) para saber cuan cerca de la neutralización se estaba. Es así como se obtuvo un volumen gastado de 17.5 mL.

En la segunda actividad, se buscó valorar una solución de agua oxigenada comer-cial mediante una solución de permanganato de potasio. En esta valoración rédox, el permanganato de potasio se empleó como la disolución valorante ( disolución de concentración conocida). Esta se agregó lentamente, mediante una bureta, a un volumen conocido de la disolución de la cual se quiere saber su concentración (analito) hasta completar la reacción de oxidación-reducción.

El permanganato de potasio, que presenta un color violeta intenso en disolución acuosa, se redujo a Mn2+ en medio ácido. Las sales de Mn2+ son incoloras. Esta di-ferencia permite que el propio permanganato sirva como indicador en esta reac-ción.

A medida que se agregaba el permanganato al agua oxigenada, se producía la co-rrespondiente reacción rédox que consistió en la reducción, en medio ácido, del Mn7+ a Mn2+, mientras el peróxido de hidrógeno se oxidó a oxígeno (gas), cuyo burbujeo se pudo apreciar durante la valoración. Cuando el punto de equivalencia fue alcanzado, la solución se tornó de color violeta claro debido a la presencia de permanganato en la solución.

VI. CUESTIONARIO 1. ¿Cuáles son las reacciones que se producen en la titulación?

En la primera actividad, se produce una reacción de neutralización, en la cual reacciona un ácido (ácido acético) con una base (hidróxido de sodio). En la reacción se forma una sal llamada acetato de sodio y agua. El ácido acético es un ácido débil que tiene cuatro hidrógenos, pero solo uno de ellos, el H en el grupo COOH, se io-

nizará en agua. El hidróxido de sodio se separará para formar sodio (+) y un grupo hi-dróxido (-).

En la segunda actividad, al poner a reaccionar el permanganato de potasio, agua oxi-genada y ácido sulfúrico, se produce ganancia y pérdidas de electrones, lo cual genera una reacción rédox. Las reacciones Redox son aquellas reacciones de tipo químico que llevan a la transferencia de electrones entre reactivos, alterando el estado de oxidación. De este modo un elemento libera electrones que el otro acepta. La reducción implica cap-tar electrones y reducir el estado de oxidación, mientras que la oxidación es justo lo contrario (el elemento entrega electrones e incrementa su estado de oxidación). Es impor-tante destacar que ambos proceso se desarrollan en conjunto: siempre que un elemento cede electrones y se oxida, hay otro que los recibe y se reduce.

2. ¿Por qué se colorea la muestra del Erlenmeyer?En la primera actividad, se coloreó debido a la presencia de fenolftaleína en la di-

solución, la cual sirvió como indicador. Una vez que el contenido del Erlenmeyer se

11

tornó por completo a color rojo grosella, la titulación debía terminar (la fenolftaleína indi-caba el fin de la reacción).

En la segunda actividad, el responsable de la coloración de la muestra es el per-manganato de potasio, ya que este actúa como indicador. Cuando el punto de equivalen-cia es alcanzado, la solución se colorea levemente debido al exceso de permanganato en la solución.

3. ¿Cuáles son las semireacciones de oxidación- reducción que se producen?

Semirreacción de oxidación:H2O2 → O2 + 2H+ + 2e- Semirreacción de reducción:

MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn+2 + 4H2O

De esta manera se observa que el agua oxigenada actúa como agente reductor oxi-dándose en el transcurso de la reacción, mientras que el permanganato participa como agen-te oxidante debido a que experimenta un proceso de reducción.

4. ¿Para qué sirve esta titulación redox?La importancia de esta titulación en nuestra vida profesional es esencial debido a que ésta nos permitirá realizar un fácil y sencillo análisis de oxígeno en muestras, es de-

cir, determinar el volumen de éste. El oxígeno es el responsable de que se produzcan dos fenómenos imprescindibles para mantener un ecosistema vivo: la respiración de los seres vivos y la descomposición de la materia orgánica cuando muere. Así, por ejemplo, se podría realizar un análisis en una muestra de agua.

5. Determinar el porcentaje de peróxido de la muestra de agua oxigenada, empleando la relación deducida a partir de la estequiometría de la reacción.

Para calcular el %p/v de peróxido de la muestra, primero de debe hallar el peso de peróxido de hidrógeno. Este se determina conociendo el número de moles de per-

manganato que se gasta para que reaccione todo el peróxido de hidrógeno de la muestra de agua oxigenada.

Vgastado= 4 mlM(MnO4)= 0.1M

Fórmula de la molaridad:M=n/v(L)

Aplicando la fórmula obtenemos que el número de moles de MnO4 es:n =0.1*0.004=0.0004 moles

12

En la ecuación :

5H2O2 + 2MnO4- + 6H+ → 5O2 + 2Mn+2 + 8H2O

5 moles 2 moles x 0,0004 moles

El número de moles de KMnO4 se relaciona con la ecuación balanceada y se en-cuentran los moles de H2O2.

X= n(H2O2) = 0.0004*5/2=0.001mol n(H2O2) = 0.001mol PM=34

Fórmula para hallar el número de moles:n=W(g)/PM

Despejando se obtuvo que la masa del ácido acético fue:W(g)= 0.001*34=0.034g

Finalmente, se aplica la relación: %p/v = peso de H2O2 / vol. de muestra x 100

Masa soluto: 0.034gVolumen solución(H2O2) = 1mL

Reemplazando los datos de obtuvo que el porcentaje peso/volumen de peróxido de hidrógeno fue:

% p/v = (0.034g)/1mL*100=3.4%

VII. CONCLUSIONES VIII.

La titulación por método volumétrico permite evaluar la concentración desconocida a través de la concentración ya conocida del hidróxido, es decir, lado la cantidad de di-cha base necesaria para reaccionar cuantitativamente con esa disolución ácida.

El punto final de la titulación es llamado es llamado punto de equilibrio que puede

conocerse gracias a los indicadores, los cuales pueden variar sus concentraciones físi-cas dependiendo del tipo de solución presente.

Al tener conocimiento de la concentración desconocida, se determina el porcentaje

masa / volumen.

13

El punto final la titulación se puede determinar cualitativamente uniendo las solucio-nes de ácido acético e hidróxido de sodio hasta producirse el color rosado pálido, en donde se encuentran cantidades iguales de equivalentes de ácido y base.

Es bueno elegir el indicador más adecuado para cada experimento, de manera que ha-

ya la menor diferencia posible entre el punto de equivalencia y el punto final. Medir con mucha exactitud las unidades volumétricas y prestar mucha atención en el

momento de agregar la base al medio ácido para evitar que desvíen nuestra práctica de los resultados más óptimos.

Al momento de realizar la tiulación abrir cuidadosamente la llave de la bureta para

que la titulación se dé correctamente.

BIBLIOGRAFÍA

Chang, R. (2015). Química. (10ma. ed.). México: McGraw Hill.

Whitten, K., Davis, R., Peck, M. & Stanley, G. (2008). Química. (8va. ed.). Madrid:

Cengage Learning.