PRACTICAS REDOX Permanganatometría 1ª Práctica Objetivo: * Calcular la concentración de una disolución de sulfato de hierro (II) mediante una volumetría redox, utilizando permanganato potásico; es decir, por medio de una permanganatometría. Fundamento teórico: * Del mismo modo que en las volumetrías de neutralización, donde se calculaba la concentración de un ácido ó una base, aquí, en las volumetrías redox, con los mismos procedimientos, calcularemos la concentración de un reductor (el cual se oxida), conociendo la concentración de un oxidante (el cual se reduce). * La volumetría redox que vamos a realizar ahora, se conoce con el nombre de permanganatometría; si se utiliza como oxidante el permanganato potásico. Esta volumetría no necesita indicador; el KMnO4 funciona como indicador. Materiales y reactivos: * Soporte * Disolución de concentración desconocida * Matraz aforado de 100 ml de FeSO4 * Erlenmeyer * Disolución de KMnO4 0,02 M * Pipetas * Acido sulfúrico 1M * Bureta * Disolución de FeCl3 * Tubos de ensayo ó vidrios de reloj * K3Fe(CN)6 * Cuentagotas (ferrocianuro potásico) * Dos vasos de precipitados Procedimiento: 1.Tomar 10 ml de la muestra que queremos analizar (la disolución problema de FeSO4) y colocarlos en un erlenmeyer. A continuación, añadir 10 ml de disolución de ácido sulfúrico 1 M. 2.La bureta debe estar limpia y seca. Por Consiguiente, después de limpiarla, la Homogeneizaremos con disolución de KMnO4. Llenar la bureta con disolución de Permanganato potásico 0,02 M y enrasarla a cero. 3.Colocar el erlenmeyer con la disolución de FeSO4 debajo de la bureta y dejar caer la disolución de KMnO4 gota a gota y agitándola continuamente. En el momento en el cual el color amarillo (por influencia de los iones Fe2+), que tiene inicialmente la disolución que se encuentra en el erlenmeyer, cambie a color rosa (por influencia del exceso de KMnO4) se da por finalizada la valoración. Nota: Para saber donde se encuentra el punto de equivalencia es conveniente realizar con antelación una valoración rápida Medir el volumen de disolución de KMnO4 utilizado en la valoración. V disolución de permanganato potásico = ................. 4.A continuación, repetir todo el proceso, pero más lentamente, sobre todo en torno al cambio de color; de este modo mediremos con mayor precisión el volumen de la disolución de permanganato potásico que debemos utilizar: Valoración Volumen utilizado 1ª valoración ............................................. V disolución de permanganato potásico = .................. 2ª valoración ............................................. V disolución de permanganato potásico = .................. 3ª valoración ............................................. V disolución de permanganato potásico = .................. Valor promedio: V disolución de permanganato potásico = .................. 5.- 6.- 7.- ¿Qué ha sucedido? “ Los iones MnO4- se han reducido y han pasado a ser iones Mn2+. Los iones Fe+2 se han oxidado a iones Fe+3 (confirmaremos este cambio en los apartados 6 y 7)” Colocar en un tubo de ensayo ó sobre un vidrio de reloj algunas gotas de disolución de FeSO4 (tendremos los iones Fe+2), y en otro tubo de ensayo ó sobre otro vidrio de reloj algunas gotas de FeCl3 (tendremos los iones Fe+3). Añadir a cada una un cristalito de ferrocianuro potásico K3Fe(CN)6 ¿Qué sucede? Colocar algunas gotas de la disolución obtenida al final de la valoración en un tercer tubo de ensayo ó sobre un tercer vidrio de reloj (es decir, el líquido rosa que ha quedado en el erlenmeyer). Añadir un cristal de ferrocianuro potásico. Compararlo con lo sucedido con las dos disoluciones. ¿Se han oxidado los iones hierro (II) Fe+2? Cálculos: 1.Escribir la reacción redox. 2.Calcular el número de moles de permenganato potásico en el punto de equivalencia. 3.Calcular el número de moles de FeSO4 que tienes en el erlenmeyer. 4.Calcular la molaridad de la disolución de FeSO4. Cuestiones: 1.Dibujar el montaje escribiendo el nombre de cada instrumento. 2.¿Cómo sabremos que el ión Fe+2 se ha convertido en ión Fe+3? Construcción de una pila Daniell 2ª Práctica Objetivo: Construir una pila Daniell y medir su fuerza electromotriz Fundamento teórico: * En las reacciones redox hay transferencia de electrones del reductor al oxidante. Estos electrones, en lugar de pasar directamente de uno al otro, darán lugar a la obtención de corriente eléctrica al pasar por un circuito exterior. * Para realizar una pila el oxidante y el reductor deben estar en recipientes distintos, y conectados por un hilo conductor exterior; la transferencia de electrones tendrá lugar a través del conductor. * La pila Daniell que formaremos se puede expresar de este modo: Zn/Zn2+//Cu2+/Cu Materiales y reactivos: * Dos vasos de precipitados de 250 cc. * Electrodos: lámina de cobre lámina de cinc * Dos cables con pinzas de cocodrilo * Tubo en U * Voltímetro * Bombilla * Disolución 1 M de CuSO4 * Disolución 1 M de ZnSO4 * Disolución saturada de nitrato de potasio * Dos trocitos de algodón Procedimientos: 1.Colocar en un vaso de precipitados 70 cm3 de disolución de CuSO4 e introducir en ella el electrodo de Cu lámina de Cu. Colocar en otro recipiente 70 cm3 de disolución de ZnSO4 e introducir en ella el electrodo de Zn lámina de Zn. 2.Se debe preparar el puente salino: Tomar el tubo de vidrio en forma de U y llenarlo con la disolución de KNO3. Utilizar cada trocito de algodón mojado en la disolución de KNO3 para cerrar los dos extremos del tubo e intentar que no queden burbujas de aire en el interior del tubo. Nota: Para rellenar el tubo en U muchas veces se suelen utilizar disoluciones concentradas de KCl ó NH4NO3 3.Realizar el montaje de la figura: * Después de colocar el puente salino entre las dos disoluciones, conectar los dos electrodos a los bornes del voltímetro mediante alambres de conexión. * Medir en la escala del voltímetro la fuerza electromotriz de la pila eléctrica utilizada. Fuerza electromotriz de la pila = .................... Podemos comprobar que hemos formado una pila al conectar los electrodos con una bombilla. Aviso: Es conveniente que los electrodos, recipientes y puente salino estén muy limpios para realizar bien la medida de la fuerza electromotriz de la pila. Cuestiones: 1.¿Cuál es el ánodo? ¿Y el cátodo? 2.3.- Escribir las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo? ¿Qué sucede al quitar el puente salino? ¿Por qué? Electrolisis 3ª Práctica Electrolisis de la disolución de sulfato de cobre(II) Objetivo: Realizar el análisis cualitativo de la electrolisis de la disolución de sulfato de cobre(II). Fundamento teórico: *Electrolisis: Las disoluciones de los electrolitos conducen la corriente eléctrica, pero el mecanismo de esa conducción y el de la que tiene lugar en los metales son diferentes. En los metales la corriente eléctrica no es mas que un flujo de electrones. En el caso de los electrolitos(disueltos ó fundidos) son los iones positivos y los iones negativos los que conducen la corriente eléctrica; además, siempre tiene lugar algún cambio químico en los electrodos. Los electrodos son dos barras conductoras(de metal ó de grafito) y están conectados con el generador que produce corriente contínua(pila, bateria ó dinamo). La electrolisis es realizar ó producir una reacción redox que no tiene lugar espontáneamente al hacer pasar la corriente eléctrica a través de un electrolito. En las células electrolíticas al hacer pasar la corriente eléctrica lo que sucede es lo siguiente: En el ÁNODO (electrodo positivo) se da la oxidación En el CÁTODO (electrodo negativo) se da la reducción *Leyes de Faraday: La cantidad de electricidad que pasa por la célula electrolítica y la cantidad de producto que se libera en los electrodos son proporcionales. Michel Faraday analizó este problema en 1834, antes de que se conocieran el electrón y la naturaleza eléctrica. Faraday, después de realizar la investigación electrolítica, dio dos leyes para explicarla. Estas dos leyes se pueden resumir de la siguiente forma: “ En la electrolisis, cuando pasa 1 Faraday(96.500 C) de corriente eléctrica, en el ánodo se oxida 1 equivalente gramo de una sustancia y en el cátodo se reduce un equivalente gramo de otra sustancia”. *Para confirmar las leyes de Faraday, realizaremos el análisis cuantitativo de la electrolisis de la disolución de sulfato de cobre(II). En el ánodo se pueden oxidar los iones SO42- ó los iones OH- que se encuentran en el agua. Como se necesita mayor potencial para oxidar los iones SO42-, antes de lograr dicho potencial reaccionan los iones OH-. Por consiguiente en el ánodo de la célula electrolítica que vamos ha construir la reacción que tendrá lugar será la oxidación de los iones OH-: 4 OH- O2 + 2 H2O + 4 e- En el cátodo se pueden reducir los iones Cu2+ ó los iones H+ que se encuentran en el agua. Cu2+ + 2 e- Cu E0 = + 0,34 V 2 H2O + 2 e- H2 + 2 OHE0= - 0,83 V 2+ Como los iones Cu se reducen más fácilmente porque tienen mayor potencial de reducción, en el cátodo de nuestra célula electrolítica tendrá lugar la reducción de los iones Cu2+: Cu2+ + 2 e- Cu Materiales y reactivos: * Dos vasos de precipitados de 250 c.c. * Disolución 1 M de CuSO4 * Amperímetro * Generador de corriente contínua * Balanza * Láminas de cobre (electrodos) * Cronómetro *Hilos/alambres de conexión (teniendo pinzas de cocodrilo en un extremo) Procedimiento: 1.Hemos utilizado dos electrodos de cobre para realizar la electrolisis. Por consiguiente, tomar dos láminas de cobre y limpiar bien su superficie, hasta que queden completamente brillantes. 2.Medir la masa de cada electrodo de cobre. Hacerles una marca a cada uno de ellos para no confundir los electrodos. Masa electrodo POSITIVO = ..................... Masa electrodo NEGATIVO = ..................... 3.Formaremos la célula electrolítica de la forma que aparece en el dibujo: Llenar el vaso de precipitados con la disolución 1 M de CuSO4 Introducir los electrodos en el vaso de precipitados, sin tocar el fondo. Mientras tiene lugar la electrolisis no se deben mover los electrodos.