Estequiometría de reacciones en disolución acuosa (Valoraciones redox)

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1 Estequiometría de reacciones en disolución acuosa (Valoraciones redox)

2 Método de valoración Es un proceso donde se lleva a cabo una reacción mediante la adición cuidadosa controlada de una disolución de concentración conocida a otra disolución o muestra, y se mide el volumen de titulante requerido sea completa. La clave de la valoración es el punto de equivalencia el cual se determina con la ayuda de un indicador.

3 En el caso de las titulaciones redox debe ponerse mucha atención en la proporción molar en que reaccionan los agentes oxidante y reductor para realizar los cálculos correspondientes Por ejemplo podemos contar con la ecuación iónica neta: O con la ecuación química global: Otra forma es simplemente con el número de equivalentes químicos/mol  +  +  + 6e− 6 eq/mol  + e− 1 eq/mol o en su defecto conocer los valores de su masa equivalente

4 ¿Qué es la masa equivalente y los equivalentes químicos?

5 La masa equivalente (Meq)
Es una fracción de la masa molar de una sustancia que corresponde a la unidad de una reacción química definida, es decir, que ésta cambia (de valor) de acuerdo a la reacción química en donde participa ésta sustancia. El número de equivalentes químicos corresponde al número de veces que cabe la Meq en una masa molar o en un mol de la sustancia.

6 IMPORTANTE La Meq es independiente de los coeficientes molares de la reacción balanceada.

7 ¿Cómo determinar la Meq de sustancias que participan en reacciones no redox?

8 Si se trata de reacciones no redox
debemos hacerlo de acuerdo a la función química que tiene la sustancia en la reacción que se está llevando a cabo. si la sustancia es un ácido si la sustancia es una base si la sustancia es una sal

9 Por ejemplo si la reacción que ocurre es la siguiente:
HCl NaOH  NaCl H2O Para conocer la masa equivalente y el número de equivalentes por mol del HCl tenemos que aplicar: = 36.5 g El número de equivalentes químicos sería de 1 eq por cada mol Para conocer la masa equivalente y el número de equivalentes por mol del NaOH tenemos que aplicar: = 40.0 g El número de equivalentes químicos sería de 1 eq por cada mol

10 Para conocer la masa equivalente y el número de equivalentes por mol del NaCl tenemos que aplicar:
= 58.0 g El número de equivalentes químicos sería de 1 eq por cada mol

11 Si se trata de reacciones redox
debemos hacerlo de acuerdo a la transferencia de electrones de los agentes oxidante y reductor o de los productos oxidado y reducido.

12 Por ejemplo si la reacción que ocurre es la siguiente:
Pb3O H2SO KCl  PbCl Cl K2SO H2O

13 Pasos a seguir

14 Identificar los agentes oxidante y reductor y los productos oxidado y reducido
Pb3O H2SO KCl  PbCl Cl K2SO H2O

15 Pb8/3+ + 2/3e−  Pb2+ Cl─  Cl0 + 1e−
Paso 1. Determinar el cambio en el estado de oxidación 8/3 + ─ 2 + Pb3O H2SO KCl  PbCl Cl K2SO H2O Paso 2. Escribir las semi-reacciones Pb8/3+ + 2/3e−  Pb2+ Cl─  Cl0 + 1e−

16 ( )3 Pb8/3+ + 2/3e−  Pb2+ Cl─  Cl0 + 1e− 3Pb8/3+ + 2e−  3Pb2+
Paso 3. Multiplicar la semi-reacción por las veces en que está el elemento en la fórmula Pb8/3+ + 2/3e−  Pb2+ ( )3 Cl─  Cl0 + 1e− 3Pb8/3+ + 2e−  3Pb2+ Cl─  Cl0 + e− Paso 4. Los electrones del balance en cada semirreacción es la cantidad de equivalentes químicos que hay en un mol de la sustancia 2 e.q. Pb3O4 = 1 mol Pb3O4 1 e.q KCl = 1 mol KCl

17 685 g de Pb3O4 = 342.5 g Meq. Pb3O4 = 2 74.5 g de KCl Meq. KCl =
Calcular la masa equivalente (Meq) para cada sustancia 685 g de Pb3O4 = g Meq. Pb3O4 = 2 74.5 g de KCl Meq. KCl = = g KCl 1

18 (CrSCN)2+  (NO3)− + (CO3)2− + (SO4)2− + (CrO4)2−
En ocasiones es difícil conocer con que estado de oxidación trabaja un elemento para determinar la masa equivalente y/o el número de equivalentes se realiza la semi-reacción por medio del método del ion electrón: En la siguiente semi-reacción determinar el número de electrones transferidos (medio ácido) (CrSCN)2+  (NO3)− + (CO3)2− (SO4)2− (CrO4)2− 14H20 + (CrSCN)2+  (NO3)− + (CO3)2− + (SO4)2− + (CrO4)2− + 28H+ + 19e─ 19 e.q. (CrSCN)2+ por cada mol

19 ¿Para qué me va servir lo que estudiamos?

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21 Cálculos estequiométricos con reactivos, productos en disoluciones y aplicación de reacciones redox en química analítica cuantitativa

22 Fe2+ + Cr2O72− + H+  Fe3+ + Cr3+ + H2O
Calcular la masa de Fe2+ que reacciona con 26.0 mL de una disolución de K2Cr2O M. Fe Cr2O72− + H+  Fe Cr H2O Para resolver podemos utilizar la reacción balanceada por el método del ion electrón y calcular la masa de Fe2+ de acuerdo a la estequiometría 6Fe Cr2O72− H+  6Fe Cr H2O 1000 mL disolución moles K2Cr2O7 26.0 mL de disoln. mol Cr2O72− 6 (55.8) g Fe2+ = g Fe2+

23 Otra manera es por medio de los equivalentes químicos que hay por mol
Fe2+  Fe e− eq/mol 6e− Cr6+  2Cr eq/mol 1000 mL disolución moles K2Cr2O7 26.0 mL de disoln. mol Cr2O72− 6 eq Cr2O72− eq Fe2+ eq Cr2O72− eq Fe2+ 55.8 g Fe2+ = g Fe2+

24 3Cu(s) + 8HNO3(ac)  3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
En ocasiones no se puede utilizar el método de equivalente químicos debido a que no si una de las sustancias involucradas aparte de participar como agente oxidante o agente reductor tiene participación también en la reacción no redox, ejemplo: Una muestra de g de un mineral que contiene Cu se hace reaccionar con mL de una disolución de HNO3 2.5 M. Calcular el % en masa de Cu en el mineral. 3Cu(s) + 8HNO3(ac)  3Cu(NO3) NO + 4H2O Resolución por relación molar calculamos la masa de cobre que reacciona que equivale a la contenida en el mineral 1000 mL disolución 2.5 moles HNO3 15.10 mL de disoln. 3(63.5) g de Cu 8 moles HNO3 = g Cu 3.00 g 0.899 g % de Cu = X 100 = %

25 Pero por equivalente químicos la respuesta sería errónea
Cu  Cu e− eq/mol 3e− + NO3‒  NO eq/mol 1000 mL disolución 2.5 moles HNO3 15.10 mL de disoln. mol HNO3 3 eq NO3‒ eq Cu eq NO3‒ 63.5 g Cu 2 eq Cu = g Cu Se observa que la masa que reacciona cuando se calcula de esta manera es mayor que la masa de la muestra procesada 3.596 g Cu > 3.00 g mineral Siendo un resultado ilógico y erróneo

26 Para titular las disoluciones de KMnO4 se utiliza como estándar primario el Na2C2O4. En un proceso de titulación una masa de g de Na2C2O4 requirieron exactamente mL de una disolución de KMnO4. Calcular la concentración molar del KMnO4. 5C2O42−(ac) + 2MnO4− (ac) + 16H+ (ac)  2Mn2+(ac)+ 10CO2(g) + 8H2O(l) Necesitamos conocer los moles que reaccionaron de KMnO4 para ensegurla relacionarlos con el volumen (L) 5 (134 g de Na2C2O4) 2 moles KMnO4 g de Na2C2O4 = 3.81 X10−4 moles de KMnO4 L 3.81 X10−4 moles de KMnO4 M= = M

27 As2O3 + (MnO4)−  (AsO4)3− + Mn2+
Se tiene una masa de g de óxido de arsénico (III), (As2O3), que reacciona con un volumen de 22.2 mL de una disolución de permanganato de potasio (KMnO4). ¿Cuál es la concentración de la disolución de KMnO4 expresada en molaridad? Considerar que la reacción iónica que ocurre en medio ácido es la siguiente: As2O (MnO4)−  (AsO4)3− Mn2+ Necesitamos la reacción balanceada o los equivalentes químicos/mol 5As2O (MnO4)− + 9 H2O 10(AsO4)3− + 4Mn H+ Calculamos los moles que reaccionan y los relacionamos con el volumen (L) 198 g de As2O3 1 mol de As2O3 g As2O3 5 mol de As2O3 4 mol (MnO4)− = x10 −4 mol L 4.355 x10 −4 moles de KMnO4 M= = M

28 MnO2 + C2O42− + H+  Mn2+ + 2CO2 + 2H2O
Para determinar la cantidad de MnO2 en un mineral de pirolusita se hizo reaccionar una masa de 0.50 g del mineral con g de ácido oxálico, el exceso de ácido oxálico necesitó para su oxidación de 25.0 mL de KMnO M. Calcular el % de MnO2 en el mineral. MnO2 + C2O42− + H+  Mn2+ + 2CO2 + 2H2O 2MnO4− + 5C2O42− + 16H+  2Mn CO2 + 8H2O Observar que una cantidad de C2O42− es consumida por el MnO2 y la cantidad que no reaccionó (exceso) se titula con el MnO4−

29 Por lo tanto se determina el exceso de ácido oxálico y por diferencia con la cantidad inicial se conoce cuanto reaccionó con el mineral 1000 mL de MnO4− 0.05 mol de MnO4− 25.0 mL de MnO4− 2 mol de MnO4− 5 mol C2O42− 1 mol de C2O42− 90 g C2O42− = g de C2O42− 0.750 g ─ g = g de C2O42− 87 g MnO2 90 g C2O42− g de C2O42− = g MnO2 0.50 g 0.453 g % de MnO2 = X 100 = %