Manipulaciones

Juan Carlos Quitian Romero
Código: 02245080
Luis Miguel Ramírez Jiménez
Código: 02245028

INFORME MANIPULACIONES-PARTE VII
(CALENTAMIENTO EN ESTUFA, TITULACIÓN-REDOX)
En esta práctica se realizo la parte de titulación potenciométrica, la cual debido a la disponibilidad de tiempo no se pudo hacer la práctica anterior, las demás actividades experimentales se hicieron acorde a la guía.A) Formula química de un hidrato
Datos:
Peso del crisol después del calentamiento: 11.415g
Peso muestra del sulfato hidratado: 0.505g

Experimento | Tiempo aproximado de calentamiento (min) | Peso del crisol con muestra de sulfato hidratado(g) | Peso de la muestra de sulfato hidratado(g) |
1 | 10 | 11,837 | 0,422 |
2 | 20 | 11,838 | 0,423 |
3 | 30 | 11,794 | 0,379 |
4 | 40 | 11,770| 0,355 |
5 | 55 | 11,767 | 0,352 |

Calculo de las aguas de hidratación:
Escogemos como nuestra base de cálculo el último valor reportado de la masa debido a que en este momento se ha deshidratado más.
Peso inicial – peso final = peso de agua perdida
0.505g – 0.352g= 0.153g de agua perdida
Se tiene:
Peso de CuSO4 deshidratado * 1 mol CuSO4 = moles de CuSO4Peso molecular CuSO4
0.352 de CuSO4* 1 mol de CuSO4 = 2.20*10-3 moles de CuSO4
159.62 g de CuSO4
Peso de agua perdida * 1 mol de agua = moles de agua perdidas
Peso molecular del agua
0.153g de h2o * 1 mol de H2O = 8.50*10-3 moles de h2o18 g de H2O

Hallamos la formula molecular del compuesto
8.50*10-3 moles de H2O / 2.20*10-3 moles de CuSO4=3.86=4
Se acerca el entero más cercano

2.20*10-3 moles de CuSO4/2.20*10-3 moles de CuSO4=1
Por lo tanto la formula molecular queda de la siguiente manera
CuSO4*4H2O
OBSERVACIONES:
El sulfato de cobre hidratado es azul, pero asometerlo a calentamiento por cincuenta y cinco minutos se vuelve blanco.
Al finalizar la práctica se le adiciono aproximadamente 0,5 ml de agua al sulfato deshidratado y este recupero su color azul original.

DISCUCIONES:
El color azul de sulfato de cobre hidratado se debe a la presencia de agua en el mismo.
B) REACCIONES QUIMICAS EN DISOLUCION. REACIONES REDOX.
Reacción entre KMnO4estandarizado y peróxido de hidrogeno de concentración desconocida.
Volumen de KMnO4
1) 25.4mL
2) 15.0mL
3) 15.01mL
Balanceo e la reacción medio acido
KMnO4(ac)+H2O2(ac)+H+(ac) →Mn2(ac) + O2(ac)+H2O(l)
Reducción: [ 8H+(ac) + KMnO4(ac) + 5e-→Mn2(ac) + 4H2O(l)]*2e-
Oxidación: [H2O2(ac)→H++O2(ac)+2e-]*5e-
Reacción final: 6H(ac)+2KMnO4(ac)+5H2O2→2Mn(ac)+8H2O(l)+5O2(g)
Variable | Dato |Concentración KMnO4 | 0.01894M |
Volumen H2SO4 | 10mL |
Concentración H2SO4 | 2.060M |
Volumen Peróxido | 5mL |

Calculo concentración
Relación moles KMnO4 a moles de H2O2 = 2:5
Mediante la concentración y el volumen empleado de permanganato podemos conocer las moles que reaccionaron (moles presentes):
15.0mLKMnO4 X 0.01894mol X 5mol H2O2 =7.10X10-4mol H2O2
1000mL2mol KMnO4

Las moles y el volumen de la alícuota nos permiten conocer la concentración de la disolución 2 (H2O2 con H2SO4 y agua destilada).
Concentración de disolución 2 = 7.10X10-4mol H2O2 /0.01L = 0.0710M
Este dato nos permite conocer la concentración de la disolución 1 (disolución de inicio) calculando las moles presentes en la disolución 2 divididas en el volumen de la alícuota tomadade la disolución 1.
100mL X 0.0710mol = 7.10X10-3 moles ; concentración 7.10X10-3 moles/0.005L = 1.42M
1000mL
Concentración disolución 1 = 7.10X10-3 moles/0.005L = 1.42M

DISCUCIONES:
En los procedimientos 2 y 3 se obtiene una diferencia mínima del volumen ya que se realizaron de forma paralela, y el control fue minucioso, sin embargo en la muestra numero 1 se obtiene una...