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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. El elemento que cede electrones se oxida, pasando a un estado
de oxidación superior, y el que los capta se reduce. De esta forma, la especie que contiene al elemento
que cede electrones actúa como agente reductor y, paralelamente, la especie que contiene al elemento
que capta electrones actúa como agente oxidante. Estas reacciones se pueden generalizar como sigue:
MnO4- + 5e- Mn2+
2+
3+
Fe Fe + e
Reducción de Mn, MnO4- es un agente oxidante.
2+
2+
Oxidación de Fe . Fe es un agente reductor.
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. Será mejor agente reductor el que se oxide más fácilmente, es decir, el que tenga un Eºred
menor.
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. La disolución del metal tiene lugar cuando éste tiene
mayor poder reductor que el ión H+. La reacción redox molecular es: Fe + H2SO4 → FeSO4(ac) + 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.
- Buretas
- Vaso de precipitados
- Dispensador
Reactivos
- Disolución de CuSO4 0,1 M.
- Disolución de ZnSO4 0,1 M.
- Disolución de NaNO3 0,1 M.
- Disolución de H2SO4 2,0 M.
- Cinc (en granalla).
- Cobre (en alambre).
PROCEDIMIENTO
Prepare 6 tubos de ensayo con 2,5 mL de las disoluciónes de los siguientes reactivos y añadir un
trozo del metal indicado en la tabla:
Tubos
1
2
3
4
5
6
Disolución
H2SO4
H2SO4
NaNO3
NaNO3
CuSO4
ZnSO4
Metal
Zn
Cu
Zn
Cu
Zn
Cu
Observe los tubos y tome nota de cualquier cambio que detecte en su contenido. Deje reposar los
tubos 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 determinación de la concentración 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.
Dada una ecuación ajustada tipo aA + bB cC + dD, siendo A el oxidante y B el reductor, se
cumple en el punto de equivalencia que:
b·nº de moles de oxidante = a·nº de moles de reductor
y, por tanto:
b·Vox⋅Mox = a·Vred⋅Mred
expresión que permite, conociendo tres de estos factores, calcular el cuarto (la molaridad del oxidante o
del reductor).
PARTE EXPERIMENTAL: permanganimetría de Fe (II) en disoluciones
En este experimento se llevará a cabo la valoración 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
-Dispensador
-Calefactor
-Probeta de 100 mL
Reactivos
-Oxalato sódico (C2O4Na2)
-Acido sulfúrico 2,00 M
-Disolución de (KMnO4) 0,0200 M (factorizada)
-Disolución problema de sulfato ferroso amónico hexahidratado:
Fe(NH4)2(SO4)2⋅6H2O (Sal de Mohr).
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, en
medio ácido, el ión MnO4- se reduce a Mn2+.
B. FACTORIZACIÓN DE LA DISOLUCION DE PERMANGANATO CON OXALATO DE SODIO
El ión oxalato (C2O42-) se oxida a dióxido de carbono (CO2).
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
2,00 M (1:8) con el dispensador, 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.
Recuerde que durante las valoraciones es necesario agitar continuamente 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 debe hacerse 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
Con una pipeta se miden exactamente 10 mL de la disolución problema a valorar poniéndolos en
un erlenmeyer de 250 mL. Añadir unos 75 mL de agua destilada con una probeta y 20 mL de ácido
sulfúrico 2,00 M con un dispensador. 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+ + H+ Mn2+ + Fe3+ + H2