Quimica

PRÁCTICA 5. VOLUMETRÍAS DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN: PERMANGANIMETRÍA Y YODOMETRÍA. Objetivos.
Recordar los conceptos de oxidante y reductor y el ajuste de reacciones redox por el método del ión–electrón y el concepto de equivalente electroquímico. Conocer las aplicaciones de las volumetrías redox.

Material
Granatario. Bureta y soporte Matraz erlenmeyer Pipetas Placa calefactora

ReactivosKMnO4 Disolución problema de ác.oxálico Acido sulfúrico 1:4. Na2S2O3 Disolución de engrudo de almidón de 2,5 g/L Disolucón problema de yodo.

Introducción.
En una reacción de oxidación reducción se produce un intercambio de electrones. Una sustancia se oxida cuando pierde electrones: Ag0 ------> Ag+ + 1 ey se reduce cuando los gana: Cu2+ + 2 e- -------> Cu0 En una reacción redox se produce almismo tiempo la oxidación y la reducción, siendo igual el número de electrones cedidos en la oxidación que los ganados en la reducción: Cu0 + 2 Ag+ --------> Cu2+ + 2 Ag0 Una especie química (átomo, molécula o ión) puede encontrarse en forma oxidada o en forma reducida y se habla entonces de pares redox. Ej: Ag+/Ag0 ; Cu2+ / Cu0. En muchas reacciones redox debe tenerse en cuenta el medio en que seproduce la reacción. Así, por ejemplo la reducción del ión permanganato es diferente si se hace en medio ácido o en medio básico: MnO4- + 8 H+ + 5 e- ------> Mn2+ + H2O MnO4- + 2 H2O + 3 e- ------> MnO2 + 4 OHEl carácter oxidante o reductor de las especies químicas, si son elementos, depende de su posición en el sistema periódico, y se mide mediante el potencial de oxidación-reducción (E), envoltios. El potencial de reducción nos compara la tendencia de la forma oxidada de una especie química a aceptar electrones, y por tanto a reducirse, frente al par H+/ 1/2 H2, que se usa como referencia, y al que se asigna un potencial normal de 0 v. Si el potencial de oxidación ó el de reducción se determina a concentraciones 1 M, y a la presión de 1 atmósfera y 25 °C de temperatura, se denominapotencial normal (E°), bien de oxidación (PNO) ó de reducción (PNR). El potencial redox de una reacción es función por tanto de la concentración de las especies que intervienen, de su potencial normal, de la temperatura y de la presión, según la ley de Nernst: E = E° - RT/ nF x ln Q donde: n= número de electrones que se intercambian en la reacción considerada, F es 1 faraday (96500 culombios), y Qrepresenta la ley de acción de masas. Cuanto mayor es el PNR para un par, mayor es la tendencia de la forma oxidada a captar electrones, por tanto a reducirse, así por ejemplo: el par Cu2+/Cu0 tiene un PNR de +0,34 v., y el

Química General de Agrónomos Prácticas de Laboratorio. Dpto. Química Agrícola – Edafología Universidad de Córdoba

par Ag+/Ag0 tiene un PNR de +0,80 v., por tanto en unareacción en la que intervengan estos pares, el ión Ag+ se reducirá, y captará los electrones que cede el Cu, que a su vez se oxidará. El Cu es el agente reductor, puesto que reduce al ión Ag+, y el ión Ag+ es el agente oxidante ya que oxida al Cu: 2 Ag+ + Cu0 ------> 2Ag0 + Cu2+ El potencial normal de una reacción está relacionado con la variación de la energía libre mediante la expresión: G° =-nFE° de esta forma, cuando el potencial es positivo, G es negativo, lo que implica que la reacción es termodinámicamente espontánea. Es importante tener en cuenta que muchas veces no se trabaja en "condiciones normales", sobre todo en cuanto a concentraciones, que no suelen ser 1 M, en estos casos debe calcularse el potencial de la reacción en las nuevas condiciones a partir de la ecuación deNernst, y con este valor, el de la energía libre. Las volumetrías redox son técnicas analíticas consistentes en un proceso de oxidaciónreducción que tiene lugar entre dos disoluciones, una de las cuáles contiene una sustancia oxidante o reductora respecto al soluto de la segunda disolución. La técnica de la valoración redox es la misma que la de una valoración ácido-base y se realiza añadiendo...