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PRÁCTICA: PODER REDUCTOR DE LOS METALES. VOLUMETRIAS REDOX.
A) PODER REDUCTOR DE LOS METALES
INTRODUCCIÓN
Una reacción de oxidación-reducción o redox se caracteriza por presentar una especie
química que cede electrones y otra que los capta. La especie que cede electrones se oxida, pasando
a un estado de oxidación superior, y la que los capta se reduce. De esta forma, la especie que cede
electrones actúa como agente reductor y, paralelamente, la especie que capta electrones actúa
como agente oxidante. Estas reacciones se pueden generalizar como sigue:
A + e-  AB  B+ + eA + B  A- + B+
Reducción de A. A es un agente oxidante.
Oxidación de B. B es un agente reductor.
REACCION REDOX
Los metales actúan en general como reductores pues pueden perder electrones pasando al
estado de catión. Por ejemplo: Zn  Zn2+ + 2e-. La capacidad para perder electrones y pasar al
estado de catión es diferente según cual sea el metal. Dicha capacidad se dice que es su poder
reductor. De esta forma, comparando unos metales con otros se puede establecer una escala o
gradación en su poder reductor.
Comparemos, por ejemplo, los metales Cu y Zn. ¿Cuál de ellos tiene mayor poder reductor?;
es decir, ¿Cuál tiene mayor tendencia a que ocurra la reacción de su oxidación?.
Experimentalmente, se comprueba que si se pone cobre en presencia de una sal de Zn2+ en
disolución acuosa no se produce reacción redox, pero si se pone cinc en presencia de una sal de
Cu2+ en disolución acuosa, tiene lugar la disolución de Zn metal y se deposita Cu metálico,
deduciéndose que el poder reductor del Zn es mayor que el del Cu. Es decir, el Zn tiene mayor
tendencia a oxidarse que el Cu.
Por otra parte, los ácidos diluidos disuelven a determinados metales, por ejemplo, al hierro.
En este caso, la semirreacción que completa la oxidación del hierro (Fe  Fe2+ + 2e-) es la reducción
del ión hidronio a hidrógeno gaseoso: 2H+ + 2e-  H2(g). La disolución del metal tiene lugar cuando
éste tiene mayor poder reductor que el ión H+. La reacción redox molecular es: Fe + H2SO4 
FeSO4(aq) + H2(g). Otros metales, como la plata o el oro, tienen menor poder reductor que el H2(g) y, a
diferencia del hierro, no se disuelven en ácidos diluidos. En el experimento que se plantea a
continuación, se estudia el poder reductor por reacción redox directa entre metales y cationes
metálicos o el ión hidronio.
PARTE EXPERIMENTAL
Material
- Gradilla con tubos de ensayo.
- Rotulador.
- Vaso de precipitados.
Reactivos
- Disolución de CuSO4 0.1 N.
- Disolución de ZnSO4 0.1 N.
- Disolución de NaNO3 0.1 N.
- Disolución de H2SO4 4.0 N.
- Cinc (en granalla).
- Cobre (en alambre).
PROCEDIMIENTO
Preparar 6 tubos de ensayo (TE) conteniendo los siguientes reactivos:
══════════════════════════════════════════════════════════════
═
Tubos
─────────────────────────────────────────────────────────
──
1
2
3
4
5
6
──────────────────────────────────────────────────────────────
─
Disolución H2SO4
H2SO4
NaNO3
NaNO3
CuSO4
ZnSO4
Metal
Zn
Cu
Zn
Cu
Zn
Cu
══════════════════════════════════════════════════════════════
═
Poner las disoluciones correspondientes hasta una altura de 2,5 cm aproximadamente.
Observe los TE y tome nota en su cuaderno de cualquier cambio que detecte en su contenido.
Deje reposar los TE con sus contenidos y comience la PARTE B) de esta práctica. Al finalizar,
observe y anote cualquier transformación que hayan sufrido las disoluciones y/o los trozos de metal.
B) VOLUMETRIAS REDOX: DETERMINACION DE HIERRO (II) EN DISOLUCIONES
INTRODUCCIÓN
La capacidad de oxidación o reducción que tiene un agente oxidante o reductor se mide por
el número de electrones que es capaz de aceptar o ceder. Por analogía con las reacciones
ácido-base acerca del peso equivalente o equivalente químico, se define para las reacciones redox
el concepto de equivalente-gramo, como sigue:
Equivalente-gramo de un agente reductor es el número de gramos de esa sustancia
(molécula, átomo o ión) que es capaz de ceder un mol de electrones (6.0221023 electrones); De la
misma forma, Equivalente-gramo de un agente oxidante es el número de gramos de esa sustancia
que es capaz de aceptar un mol de electrones.
Se deduce, por tanto, que el peso equivalente redox de una sustancia coincide
numéricamente con el cociente que resulta de dividir su masa molecular, atómica o iónica entre el
número de electrones ganados o perdidos en el proceso.
Se llaman disoluciones normales de un agente oxidante o reductor aquellas que contienen 1
equivalente-gramo de oxidante o reductor en cada litro de disolución. Ya que 1 equivalente-gramo de
reductor y de oxidante ceden y aceptan, respectivamente, el mismo número de electrones
(6.0221023), en toda reacción redox al llegar al punto de equivalencia se ha de verificar que:
Nº de equivalentes de oxidante = Nº de equivalentes de reductor
y, por tanto:
VoxNox = VredNred
expresión que permite, conociendo tres de estos factores, calcular el cuarto.
La determinación de la normalidad de una disolución de un oxidante o de un reductor se
conoce con el nombre de valoración redox. Para valorar los reductores se emplean agentes
oxidantes tales como KMnO4, K2Cr2O7, KBrO3 y Ce(SO4)2. Si se utiliza KMnO4, la valoración se llama
permanganimetría, y en este caso el mismo reactivo actúa como indicador del punto de equivalencia,
pues mientras que el permanganato potásico es de color violeta intenso, las sales de manganeso (II)
son incoloras. En los demás casos hay que emplear indicadores redox especiales, que se añaden a
la disolución a valorar.
PARTE EXPERIMENTAL: permanganimetría de Fe (II) en disoluciones
En este experimento se llevará a cabo la normalización de una disolución de KMnO4 con oxalato
sódico (patrón primario), utilizando posteriormente dicha disolución para la determinación
volumétrica de Fe (II) en una disolución acuosa problema.
Material
-Erlenmeyer de 250 ml
-Pipeta de 10 ml y propipeta
-Bureta de 25 ml
-Pesasustancias
-Vasos de ppados de 50ml
-Horno microondas
Reactivos
-Oxalato sódico (C2O4Na2)
-Acido sulfúrico 4N
-Disolución de (KMnO4) 0.1N (normalizada)
-Disolución problema de sulfato ferroso amónico hexahidratado:
Fe(NH4)2(SO4)26H2O (Sal de Mohr).
B.1. PREPARACION DE LA DISOLUCION DE PERMANGANATO
Como se ha indicado en el apartado de Reactivos, la disolución de permanganato potásico se
les entrega ya preparada, por lo que este apartado no lo realizarán, incluyéndose aquí la metodología
ya que es necesario su conocimiento para resolver algunas de las cuestiones propuestas al final de
la práctica.
El permanganato potásico es un reactivo muy utilizado en el laboratorio en volumetrías de
oxidación-reducción (permanganimetría, en este caso). Se trata de un agente oxidante enérgico y su
forma de acción normal, en medio ácido, es la reducción:
MnO4- + 8H+ + 5e-  Mn2+ + 4H2O
El valor del equivalente del KMnO4 en medio ácido será entonces: Eq-gramo (KMnO4) =
158.03/5 = 31.60 g, ya que el número de electrones ganados en el proceso de reducción es 5e-.
Para preparar una disolución 0.1 N de permanganato se disuelven 3.16 g de KMnO4 en agua
destilada hasta 1 L de disolución.
B.2. NORMALIZACION DE LA DISOLUCION DE PERMANGANATO CON OXALATO DE SODIO
Pesar con toda exactitud entre 0.100 y 0.120 g de oxalato sódico, previamente desecado
durante dos horas a 105º C, y disolver en unos 60 ml de agua destilada. Añadir unos 15 ml de ácido
sulfúrico 4 N (1:8), calentar a unos 80º C en el horno microondas y valorar con la disolución de
permanganato contenida en una bureta hasta obtener una débil coloración rosada. Efectuar dos
determinaciones.
Recuerden que durante las valoraciones es necesario agitar contínuamente el
erlenmeyer que contiene la disolución a valorar. Es además importante colocar un trozo de
papel de filtro debajo del erlenmeyer a fin de observar exactamente el viraje a color rosa
pálido permanente en las valoraciones de los apartados B y C.
La reacción entre el permanganato y el oxalato es necesario hacerla en caliente, para
aumentar la velocidad de la reacción. La reacción redox global (sin ajustar) puede escribirse como
sigue:
C2O42- + MnO4- + H+  Mn2+ + CO2 + H2O
C. DETERMINACION DE HIERRO (II) EN UNA DISOLUCION ACUOSA DE SAL DE MOHR
Se miden exactamente, con una pipeta 10 ml, de la disolución problema a valorar poniéndolos
en un erlenmeyer de 250 ml. Añadir unos 75 ml de agua destilada y 20 ml de ácido sulfúrico 4 N.
Valorar con la disolución de permanganato contenida en la bureta hasta que el color de la disolución
pasa a rosa. Repetir la valoración. La reacción redox global (sin ajustar) es:
MnO4- + Fe2+ + 8H+  Mn2+ + Fe3+ + H2O