Analitica

Unidad de Oriente
Núcleo de sucre
Escuela de Ciencias
Departamento de química
Laboratorio de Analítica II

Practica #3
Titulaciones ReDox


Las reacciones redox trasfieren electrones mientras que las reacciones Acido / Base transfieren
protones. Del mismo modo que se pueden titular ácidos con bases se pueden titular oxidantes con
un agente reductor o viceversa. El punto deequivalencia se alcanza cuando el oxidante es completamente reducido.
En ocasiones el mismo titulante actúa como indicador del punto de equivalencia ya que sus especies oxidadas son de distinto color que las especies reducidas. son utilizados frecuentemente como oxidantes titulantes y debido a que sus especies reducidas son de distinto color no es necesario añadir indicadores externos.

Cr2O72-Cr3+
Amarillo Verde
MnO42- Mn*2
Purpura Incoloro
Cr2O72- Cr3+
Amarillo Verde
MnO42- Mn*2
Purpura Incoloro




OXIDACIÓN: Pérdida de electrones (o aumento en el número de oxidación).
REDUCCIÓN: Ganancia de electrones (o disminuciónen el número de oxidación).
Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente una reducción. ya que el número de electrones perdidos en la oxidación debe ser igual al número de electrones ganados en la reducción. Cada una de estas reacciones se denomina semirreacción.

El numero de oxidación o estado de oxidación “Es la carga que tendría un átomo si todos sus enlaces fueraniónicos, es decir, considerando
todos los enlaces covalentes polares como si en vez de tener fracciones de carga tuvieran cargas completas”. El E.O. no tiene porqué ser la carga real que tiene un átomo, aunque a veces coincide

Las reglas básicas para asignar estado de oxidación son las siguientes.

1. El número de oxidación de un elemento libre es cero, tanto si es
Atómico como molecular (Fe,H 2, Cl2 etc.)
2. En los iones simples (iones de un solo átomo el # de oxidación = a la
carga del ión) por ejemplo Al+3 ,,Fe a veces tiene # de oxidación de +2 y +3
3. El hidrógeno y los elementos del grupo IA de la tabla periódica tienen # de oxidación de +1 Ejem. H+1 , Li +1 , Na+1 , Rb+1 etc. El hidrógeno trabaja con –1 en el caso de hidruros metálicos ejem. Na +1 H-1
4. Los elementos delgrupo IIA el # de oxidación es de +2 ejemplo Ca .Mg++, Sr ++ , Ba++ etc.
5. En la mayor parte de los compuestos que contienen oxígeno el # de oxidación de este compuesto es –2. Existen sus excepciones como en el caso de los peróxidos que es –1 H2O2 , en los superóxidos es –1/2 y en sus combinaciones con el flúor es +2 y +1.
6. Los halógenos (F,-1 Cl-1, Br-1, I-1 ) cuando no están combinados conel
Oxígeno tienen # de oxidación X-1.
7. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos que forman una molécula neutra es cero. Si se trata de un ión, la suma es igual a la carga del ión.

BALANCEO DE REACCIONES REDOX POR EL MÉTODO DE
OXIDACIÓN-REDUCCIÓN
Este método se basa en que el aumento total en el número de oxidación de los
Átomos que se oxidan ha de ser igual ala disminución total de los números de
Oxidación de los átomos que se reducen, por tanto el número de electrones que se ganan o se pierden debe ser el mismo.
Los pasos a seguir son:
1. Escribir la ecuación completa colocando arriba de cada átomo, las valencias con que están unidas.
2. Se separan los elementos oxidados y reducidos indicando el # de electrones ganados o perdidos en cada caso.Para obtener el # de electrones ganados o perdidos debemos balancear cada ecuación e igualar cargas
3. El # de electrones perdidos por el agente reductor debe ser igual al # de electrones ganados por el agente oxidante. Por lo tanto se tiene que igualar el # de electrones ganados y perdidos.
4. Se procede a colocar los coeficientes en los sitios de la reacción correspondiente
5. La ecuación...