Preparación dicromato de potasio

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Preparación de una solución de dicromato de potasio 0.1N y aplicación en la determinación de hierro con indicador y potencio-métricamente
1. Introducción
Las titulaciones de oxidación-reducción como en una anterior vez mencionamos son muy comunes para la determinación, especialmente de elementos que tienen esa cualidad ya sea de oxidarse o de reducirse, con mucho éxito pudimos observar que el uso de permanganato de potasio es muy habitual en laboratorios de determinación ya sea de muestras inorgánicas como orgánicas, pero una de las desventajas que se tenia con ese reactivo era muy inestable en ciertas condiciones, ya sea de almacenamiento o de trabajo y además que era un poco dificultoso cuantificar la presencia exacta de un material por titulación ya que el menisco de este reactivo no se notaba con claridad, es decir, que el permanganato es por excelencia un buen identificador cualitativo.
Es por eso la necesidad de utilizar otros reactivos oxidantes (o reductores, según el caso) que tengan similares o mejores características que el permanganato entre los mas usados y conocidos están el dicromato de potasio, el cerio(IV), el yodo y bromato de potasio. En este caso el reactivo que nos toca estudiar es el dicromato de potasio, que tiene similares características que el permanganato de potasio, pero se utiliza debido a que posee otras ventajas que en el transcurso de la practica se mencionaran, además de ver una aplicación importante del dicromato de potasio en lo que se refiere a potenciometría y poder dibujar curvas de titulación con la propiedad de potencial eléctrico que tienen estas reacciones de oxidación y reducción, claro que antes se conocerán los principios básicos de este tipo de uso de instrumentos. Además de la teoría que responda este tipo de experiencia que realizaremos en la presente practica.
2. Objetivos
2.1. Objetivo General
El objetivo general de la práctica es:
· Aprender la preparación, sus aplicaciones y las principales características sobre la titulación utilizando como reactivo oxidante dicromato de potasio.
2.2. Objetivos Específicos
Los objetivos específicos de la práctica son:
· Preparar una solución estándar de K2Cr2O7 0.1N.
· Comprobar que la reacción se lleva a cabo a pH acido.
· Comparar la titulación de hierro con indicador y potencio-métricamente.
3. Fundamento teórico
Caracterización de las reacciones de oxidación-reducción.
La oxidación es la perdida de electrones por parte de una especie, mientras que la reducción es la ganancia de electrones. Una reacción de oxidación-reducción es aquella en la que se transfieren electrones de un reactivo a otro. Un ejemplo es la oxidación de los iones hierro(II) por iones cerio(IV). La reacción se describe por medio de la ecuación
En esta reacción el Fe2+ transfiere un electrón al Ce4+ para formar iones Ce3+ y Fe3+. Una sustancia, como el Ce4+, que acepta electrones durante el transcurso de una reacción, se denomina agente oxidante o un oxidante. Un agente reductor, o reductor, es una especie, como el Fe2+, que cede fácilmente electrones a otra especie. Cualquier reacción de oxidación-reducción puede desglosarse en dos semireacciones que indican claramente cual especie gana electrones y cual los pierde.
 	(Reducción de Ce4+.)
 	(Oxidación de Fe2+.)
Las reglas para balancear las semireacciones son las mismas que se aplican para otro tipo de reacciones; es decir, el número de átomos de cada elemento, así como la carga neta de cada lado de la ecuación, deben ser iguales.
Este fenómeno puede representarse de una forma general
En que Ox representa la forma oxidad y Red la forma reducida de la sustancia que se transforma y n el numero de electrones implicados en la semireacción.
La transferencia de electrones de un lugar a otro constituye un flujo de corriente eléctrica. Para generar corriente eléctrica puede utilizarse una combinación adecuada de reacciones químicas (células galvánicas). A la inversa, la corriente eléctrica puede aplicarse a originar reacciones químicas (electrolisis) en los electrodos de una célula electrostática. Hay dos aspectos que de las reacciones redox del máximo interés en análisis cuantitativo: (1) la cantidad de electricidad asociada con las reacciones químicas que tienen lugar; (2) la fuerza o potencial con que los electrones son transferidos.
Equivalencia en las reacciones redox
La ley de Faraday dice que una cantidad definida de electricidad (96,492 culombios o un faraday) esta asociada con la reacción de un peso equivalente gramo de una sustancia. Por tanto, un faraday de electricidad esta asociado a la transferencia de un átomo gramo o mol de electrones, y sobre esta base se define el peso equivalente de una sustancia en redoximetría. El peso equivalente es el peso de una sustancia que proporciona, reacciona con o es equivalente a un átomo gramo o mol d electrones transferidos en la reacción de que se trate.
El potencial en las reacciones redox
Cada semireacción esta caracterizada por un cierto potencial de semicélula o de electrodo, que representa la tendencia del metal de oxidarse formando iones, o la tendencia de estos iones a reducirse dando el metal.
El potencial de un electrodo no puede medirse de forma directa. No obstante, si se conectan dos semicélulas puede medirse la fuerza electromotriz (fem) de la célula.
Celdas electroquímicas
Los equilibrios de oxidación-reducción se estudian adecuadamente midiendo los potenciales de las celdas electroquímicas en las que participan las dos semireacciones que conforman el equilibrio. Por es necesario considerar algunas características de las celdas.
Una celda electroquímica consiste de dos conductores denominados electrodos, cada uno sumergido en una solución electrolítica. En la mayoría de las celdas las soluciones en que se sumergen los dos electrodos son diferentes y deben estar y deben estar separadas para evitar la reacción directa entre los reactivos. La manera mas común de evitar que se mezclen es insertando un puente salino entre las soluciones. La conducción se electricidad desde una solución electrolítica hacia la otra ocurre por desplazamiento de los iones potasio del puente, hacia una dirección, y los iones cloruro, hacia otra.
Cátodos y ánodos
En una celda electroquímica, el cátodo es el electrodo en el que se lleva a cabo una reacción de reducción, el ánodo es el electrodo en el que tiene lugar una oxidación.
Tipos de celdas electroquímicas
Las celdas electroquímicas pueden ser galvánicas o electrolíticas. También se pueden clasificar como reversibles o irreversibles.
Las celdas galvánicas o voltaicas almacenan energía eléctrica. Por lo general, las beterías se hacen con varias celdas d este tipo conectadas en serie para producir un voltaje mayor que el que puede producir una celda sencilla. Las reacciones en los dos electrodos de estas celdas tienden a ocurrir espontáneamente y producen un flujo de electrones desde el ánodo hacia el cátodo a través de un conductor externo.
Por lo contrario, para que una celda electrolítica funciones, necesita una fuente externa de energía eléctrica. La celda recién descrita puede funcionar electrolíticamente si se conecta una terminal positiva, de una fuente externa de voltaje que tenga un potencial un poco mayor de 0.412V.
Descripción de corrientes en las celdas electroquímicas
El movimiento de la transmisión de la corriente en una celda galvánica durante el proceso de descarga. Los electrodos están conectados con un alambre, de manera que la reacción de la celda sucede de manera espontanea. La corriente de transmite a través de una celda electroquímica por tres mecanismos:
1. Los electrones conducen la carga dentro de los electrodos como el conductor externo.
2. Los aniones y los cationes conducen la corriente dentro de la celda.
3. La conducción iónica en la solución esta coplada con la conducción de los electrones en los electrodos mediante la reacción de reducción en el cátodo y reacción de oxidación en el ánodo.
¿Qué son los potenciales de semicelda?
El potencial de una celda es la diferenciaentre los potenciales de dos semiceldas o de dos electrodos simples, uno relacionado con la semireacción del electrodo de la derecha (Eder) y el otro, con la semireacción del electrodo de la izquierda (Eizq). Por tanto de acuerdo con el convenio de signos de la IUPAC, si el potencial de unión liquida es despreciable, o no hay unión liquida, se puede escribir el potencial de la celda Ecelda como
Aunque no se pueden determinar los potenciales absolutos de los electrodos como tales, si se pueden determinar con facilidad potenciales de electrodo relativos.
Modificación de la fem a lo largo de una valoración redox
En las valoraciones redox la fem antes del punto de estequiométrico se calcula a partir de Eº de la semireacción de la sustancia que se valora. Después del punto estequiométrico la fem se calcula a partir del valor de Eº de la semireacción en que interviene la sustancia valorante. En el punto estequiométrico se deben tener en cuenta los valores de Eº de ambas reacciones.
Potenciometría
La potenciometría consiste en la medida de la fem de una célula galvánica, a través de la cual la corriente que pasa es virtualmente cero, por lo que no tienen lugar cambios importantes de en la concentración de las especies electroactivas. La variable que nos interesa es la modificación del potencial de un electrodo sencillo o de la semicélula en que tienen lugar variaciones de la concentración de uno o ambos componentes. Como el potencial de un electrodo sencillo no puede medirse directamente, el par de electrodos de la célula consiste en un electrodo de referencia que mantiene un potencial constante y un electrodo indicador, cuyo potencial depende de la composición de la disolución electrolítica.
Valoraciones potencio-métricas
El potencial creado en cualquier célula de valoración incluye al potencial del electrodo de referencia. Los cambios de fem se deben a los de la composición de la disolución en valoración. El par de electrodos se selecciona teniendo en cuanta los sistemas que se manejan. Los siguientes ejemplos indican algunos de los pares de electrodos mas utilizados.
1. Electrodo de hidrogeno y de calomelanos, para valoraciones de neutralización.
2. Electrodos de vidrio y calomelanos, para valoraciones de neutralización.
3. Electrodos de quinhidrona y calomelanos, para valores de neutralización.
4. Electrodos de plata y calomelanos, para valoración de iones plata.
5. Electrodos de metal inerte y calomelanos, para valoraciones redox.
Con las titulaciones potenciométricas se obtienen datos más confiables que los que dan las titulaciones que utilizan indicadores químicos. Las primeras son especialmente útiles en soluciones coloreadas o turbias y para detectar especies insospechadas, además de que se pueden automatizar fácilmente. Por otro lado, las titulaciones potenciométricas manuales tienen la desventaja de que toman más tiempo que las que utilizan indicadores.
Indicadores de reacciones de oxidación-reducción.
En las titulaciones oxidación-reducción se emplean dos tipos de indicadores químicos para obtener el punto final de la titulación: los indicadores redox generales y los específicos.
Indicadores redox generales
Los indicadores de oxidación-reducción cambian de color al oxidarse o reducirse. Comparados con los indicadores específicos, los verdaderos indicadores redox experimentan cambios de color con las variaciones en el potencial de electrodo del sistema sin importar la naturaleza del analito o del titulante.
La semireacción que determina el cambio en el color de un típico indicador redox puede expresarse como
Indicadores específicos
El almidón es, tal vez el indicador redox especifico mejor conocido. Cabe mencionar que forma un complejo azul intenso con el ion triyoduro. Este complejo señala el punto final en las titulaciones en las que se produce o consume yodo.
El tiocianato de potasio es otro indicador específico que puede ser satisfactorio.
En la siguiente tabla se indican los colores y los potenciales normales de algunos indicadores redox. Algunas de las semireacciones de los indicadores involucran al ion hidrógeno y los potenciales están en ellas influenciados por el pH; los valores de la tablas se refieren a disoluciones 1M de H+.
	Indicador
	Color reducido
	Color oxidado
	Eº, v
	Tripiridina dicloruro de rutenio
	Incoloro
	Amarillo
	+1.33
	5-nitro-1,10-fenantrolina ferrosa (nitroferroína)
	Rojo
	Azul
	1.25
	p-nitrofenilamina
	Incoloro
	Violeta
	1.06
	1,10-fenantrolina ferrosa (ferroina)
	Rojo
	Azul
	1.06
	5-metil-1,10fenantrolina sulfonato ferroso
	Rojo
	Azul
	1.02
	Erioglaucina A
	Rojo
	Verde
	1.00
	2,2’-bipiridinosulfato ferroso
	Rojo
	Azul
	0.97
	Acido N,N’-tetrametilbencidina-3-sulfónico
	Incoloro
	Amarillo
	0.88
	Acido difenilamino sulfónico
	Incoloro
	Violeta
	0.84
	Sulfonato de 3,3’-dimetilnaftadina
	Incoloro
	Rojo purpureo
	0.80
	Difenilamina
	Incoloro
	Violeta
	0.76
	3,3’-dimetilnaftadina
	Incoloro
	Rojo purpureo
	0.71
	1-naftol-2-acido sulfónico indofenol
	Incoloro
	Rojo
	0.54
	Azul de metileno
	Incoloro
	Verde azulado
	0.36
	Fenosafranina
	Incoloro
	Azul
	0.28
	Indigo monosulfonato
	Incoloro
	Azul
	0.26
Métodos con dicromato
Además del permanganato potásico, las sustancias mas utilizadas como reactivos valorantes oxidantes son el dicromato potásico, los compuestos de cerio(IV) y el bromato potásico. En esta ocasión el oxidante que nos interesa estudiar es el dicromato potásico.
Dicromato potásico (dicromato de potasio) K2Cr2O7.
El potencial de semicélula de la reacción dicromato-crómico.
	 
Indica que el dicromato en disolución acida no es un oxidante tan fuerte como el permanganato potásico; no obstante, presenta un cierto numero de ventajas sobre este.
1. El dicromato potásico existe en el comercio en calidad de patrón primario; las disoluciones patrón pueden prepararse por el método directo.
2. Las disoluciones patrón de dicromato potásico son estables indefinidamente.
3. El ion cloruro en disolución diluida (1 a 2 N en HCl) no es oxidado por el dicromato. El acido clorhídrico concentrado hervido con dicromato se oxida parcialmente a cloro.
4. No existe ningún estado de oxidación del cromo estable entre los estados +6 y +3, por lo que solo es posible una reacción para el dicromato.
5. Las disoluciones patrón de dicromato pueden hervirse sin descomposición. Este hecho lo hace especialmente útil para la oxidación de los compuestos orgánicos, que normalmente exigen para su oxidación completa temperaturas elevadas y bastante tiempo.
6. El dicromato potásico decimo-normal es suficientemente transparente para que se perciba en la bureta el fondo del menisco.
El principal uso del dicromato es la valoración del hierro(II), que se utiliza bien directamente para el análisis del hierro, bien indirectamente para la determinación de oxidantes que se han hecho reaccionar con exceso de hierro(II), cuyo exceso de valora con dicromato.
La mayor parte de las sustancias valorables con permanganato pueden valorarse también con dicromato. Las más comunes son las valoraciones de uranio, sodio, formas reducidas de ciertos cationes y compuestos orgánicos como alcoholes, aldehídos y ácidos hidroxílicos.
4. Procedimiento Experimental
4.1. Materiales, Equipos y Reactivos
· Vasos de precipitados de 100mL
· Bureta
· Pinzas de bureta
· Matraces Erlenmeyer de 250mL
· Espátula
· Electrodo de platino
· Electrodo de calomel
· Potenciómetro
· Balanza analítica.
· Desecador.
· Agitador
· Matraz volumétricos 250mL
· Recipientes de plástico.
· Dicromato de potasio
· Sulfato de amonio y hierro II
· Acido sulfúrico concentrado
· Acido fosfórico
· Difenilaminasulfonato de sodio (solución al 1% p/v)
4.2. Procedimiento
En lo que respecta al procedimiento de esta practica se realizo una de las dos experiencias que se tenían planeadas realizar, sin embargo, también se describirá el procedimiento de la que no se realizo, eso debido a que a lo mejor se realice posteriormente, además de la aplicación de la solución de dicromato de potasio para determinar hierro, también se preparo la soluciónde dicromato de potasio 0.1N, que también se describirá a continuación.
a) Preparación de solución estándar de dicromato de potasio 0.1N
· Pesar con exactitud 1.225 g de la sal pura y seca en estufa.
· Disuelva la sal en agua destilada, transfiera la solución a un matraz volumétrico de 250mL y diluya hasta la marca (aforo).
· Calcule la normalidad de la solución.
· Vaciar en el recipiente plástico la solución preparada y reunir de los demás grupos en ele mismo recipiente, etiquetar el recipiente con datos de nombre de solución, concentración normal, día de grupo.
· Llenar una bureta con esta solución.
b) Determinar el contenido de hierro con indicador visual. Titulación con indicador
· Pese con exactitud una muestra de 0.4 a 0.6 gramos de sulfato de amonio y hierro II puro.
· Disuelva la sal en un matraz de 250mL con aproximadamente 100mL de agua destilada.
· Agregue 5mL de acido sulfúrico concentrado y luego afore con agua destilada el matraz de 250mL.
· Adicione a 100mL de la solución de la solución de sulfato de amonio y hierro preparada anteriormente, 4mL de acido fosfórico al 85% y 8 gotas de difenilamina como indicador.
· Titule lentamente con la solución de dicromato, agitando el matraz. La solución se torna verde. Cuando se acerca al punto final aparece un color purpura que se desvanece; entonces adicione gota a gota el dicromato hasta que el color cambia a purpura en forma permamente.
c) Determinar el contenido de hierro. Titulación potencio-métrica.
· Inserte a 100mL de la solución de sulfato de amonio y hierro preparada anteriormente, el electrodo de platino y el de calomel y ajuste el agitador.
· Coloque el potenciómetro para medir potencial.
· El electrodo de platino es el electrodo positivo.
· Agregue desde la bureta 2mL de solución de permanganato y luego mida el potencial y el volumen de la solución de dicromato, cada 1mL hasta adicionar 10mL de titulante en exceso.
5. Datos, Cálculos y Resultados y Discusión
Ahora realizaremos los cálculos necesarios para cada una de los experimentos con sus respectivos resultados y de ser necesario realizar los análisis estadísticos pertinentes. Pero antes tenemos que mencionar que la experiencia C no se realizo debido a que no se encontraba disponible el potenciómetro.
a) Preparación de solución estándar de dicromato de potasio 0.1N
En la preparación de la solución dicromato de potasio, solo podemos mencionar que si es que se realizo un pesaje exacto, de la sal de dicromato de potasio y se aforo adecuadamente con agua en el matraz aforado, no se tendrá ningún problema, ni habrá la necesidad de normalizar la solución ya que es un patrón primario.
Pero al ser 5 grupos de trabajo en el laboratorio tenemos que ver como es que se peso y se aforo la solución de dicromato de potasio y ver que concentraciones se obtuvo para así trabajar con el promedio en la aplicación. La tabla que se muestra a continuación nos mostrara las concentraciones que cada uno de los grupos obtuvo.
	Grupo
	m K2Cr2O7 [gr]
	CN [equiv/L]
	1
	1.2294
	0.1004
	2
	1.2271
	0.1002
	3
	1.2270
	0.1002
	4
	1.2265
	0.1000
	5
	1.2229
	0.09977
Como se puede observar al haberse calculado de manera casi exacta el peso de 1.225 gr de la sal de dicromato de potasio, se obtuvo una concentración de aproximadamente 0.1N que se expresara en el siguiente resultado, pero antes debemos mencionar que no existen datos dudosos que se puedan descartar, además en caso de descartar algún dato estaríamos cometiendo un grueso error ya que si o si esa cantidad esta en la solución. Por tanto no se realizar la Prueba Q en esta experiencia.
Por tanto podemos expresar el resultado de la concentración hallada del K2Cr2O7.
Promedio de CN K2Cr2O7 = 0.1001 [equiv/L]
La desviación estándar de CN K2Cr2O7 = 2.387 E-04
El Coeficiente de variación de CN K2Cr2O7 = 0.24 %
cN de K2Cr2O7 = 0.1001 ± 2.387 E-04 [equiv/L] 0.24%
Para un nivel de confianza del 95% entonces t= 3.18
El Limite de Confianza de CN K2Cr2O7 = 0.1001 ± 3.395 E-04 [equiv/L] 0.34%
Como se menciono con anterioridad no existe más que hacer y asumir el promedio de la concentración de dicromato de potasio 0.1001N para su respectiva aplicación.
b) Determinar el contenido de hierro con indicador visual. Titulación con indicador
La sal en la cual vamos a determinar el contenido de hierro es el sulfato de amonio y hierro o sulfato ferroso amónico hexahidratado, comúnmente conocido como sal de Mohr que tiene la siguiente formula FeSO4·(NH4)2SO4·6H2O.
Como datos que mostraremos en la tabla que se presentara tendremos la masa de la sal de Mohr que pesaron cada uno de los grupos, otro de los datos que tendremos será el volumen que se utilizo de dicromato de potasio en la titulación, por lo que nos tocara calcular la masa de hierro contenido en la sal para luego calcular el porcentaje del mismo en la sal.
Para calcular la masa de Hierro tenemos que tomar en cuanta las siguientes semireacciones:
Realizando los cálculos necesarios para anular los electrones y sumando las semireacciones tenemos la siguiente reacción general:
Reacción con la cual podremos calcular la masa de hierro de la siguiente forma
Una vez calculada la masa de Fe para calcular el % de Fe tendremos que realizar la siguiente operación
Por lo tanto la tabla resumen es la siguiente:
	Grupo
	m Sal de Mohr [gr]
	Vol K2Cr2O7 mL
	m Fe gr
	% Fe
	1
	0,5440
	14,9
	0,08330
	15,31
	2
	0,5240
	13,9
	0,07770
	14,83
	3
	0,4178
	11,2
	0,06261
	14,99
	4
	0,4063
	10,7
	0,05982
	14,72
	5
	0,4780
	13,0
	0,07267
	15,20
Antes de escribir los resultados realizaremos la prueba Q, para así validar los datos obtenidos, en este caso los resultados de grupo 1 y 4 parecen ser los más dudosos, da lo mismo se revisa uno u otro ya que ambos tienen la misma diferencia entre sus valores mas cercanos. Por supuesto que este análisis se lo realizara al porcentaje de Fe
Ordenado los datos de la muestra en orden creciente tenemos lo siguiente:
14.72 – 14.83 – 14.99 – 15.20 – 15.31 Dato dudoso 
Calcularemos Qexp mediante la siguiente formula: 
Qexp= Qexp= 0.186
Ahora tenemos que compararla con el valor de Qcrit de tablas donde:
A un 95% de confianza tenemos que Qcrit=0.710
Haciendo la comparación tenemos que:	 el valor dudoso no se rechaza.
Como no se rechazo ningún resultado ahora escribiremos los resultados como debe de ser.
Por tanto podemos expresar el resultado del % de Fe.
Promedio de % de Fe = 15.01 % (p/p).
La desviación estándar de % de Fe = 0.2465
El Coeficiente de variación de % de Fe = 1.64 %
% de Fe= 15.01 ± 0.2465 [%] 1.64 %
Para un nivel de confianza del 95% entonces t= 3.18
El Limite de Confianza de % de Fe = 15.01 ± 0.3506 [%] 2.34 %
Es de esperar que se tenga este porcentaje de Fe en la sal de Mohr, ya que podemos ver el porcentaje de sal en la sal si es que dividimos el peso molecular de hierro (55.847g/mol) entre el peso molecular de la Sal de Mohr (392.14288g/mol) que nos daría el resultado de 14.24 % que es muy cercano al resultado que sacamos, sin embargo, el por que no se saco un resultado igual puede deberse a que se realizo un mal pesado de la sal, como también en la titulación con dicromato de potasio, entre los posibles errores mas determinantes para que no sean iguales los resultados.
c) Determinar el contenido de hierro. Titulación potencio-métrica.
En este caso al no tener disponible el potenciómetro no se pudo realizar esta experiencia, lo que no perjudicaría para cumplir uno de los objetivos que nos trazamos, pero en su debido momento se explicara se mencionara el problema.
6. Observaciones, Conclusiones y Recomendación
Observaciones
Estas son las observaciones realizadas en la práctica:
· En lo que respecta a la preparación de la solución de dicromato de potasio no hubo mucho problema, ya que se trataba solamente de pesar exactamente y disolver en agua y luego aforar el matraz aforado con agua hasta el volumen del aforo para luego almacenarlo en un recipiente plástico, no se tiene que realizar un tratamiento especial ya que es muy estable. Cabe mencionar que la solución de dicromatode sodio es de color amarillo.
· Se debe recordar que antes de determinar el hierro se tuvo que preparar la solución de sulfato ferroso amónico y se tenían que tener muchas precauciones ya que se trabajo con acido fuertes y bastante peligrosos como ser el acido sulfúrico concentrado como también el acido fosfórico, en cuanto a la titulación antes de empezar la titulación la solución a titular tenia un color transparente (no completamente, era ligeramente turbio), cuando se comenzó la titulación la solución a titular fue tomando un color verde que cada vez se ponía mas intenso, este color es característico del ion crómico. Pero conforme se iba acercando al punto final en la solución cada gota que caía de dicromato de potasio empezaba a aparecer un color purpura, cuando la solución tuvo un color purpura permanente se termino de añadir mas solución titulante y se anoto el volumen de dicromato de potasio que se utilizo.
Conclusiones
Las conclusiones de la práctica que acabamos de realizar son:
· Se preparo con mucho éxito la solución estándar de dicromato de potasio 0.1N la cual si se realiza un buen pesado de la sal no se tendrá la necesidad de normalizar.
· Lo recomendable para comprobar que la reacción se lleva a cabo a pH acido, es utilizar un indicador, en este caso se utilizo 8 gotas de difenilamina y en la solución no presento coloración alguna y revisando la bibliografía vemos que la difenilamina se mantiene incolora si esta reducida, recordemos que se añadió acido para evitar la hidrólisis y retardar la oxidación atmosférica del ion ferroso, por lo que se comprueba que el indicador estaba reducido, siempre y cuando se trabaje en un medio acido.
· Como se menciono ya con anticipación no se pudo realizar la titulación potenciométrica para titular y determinar el hierro, por lo que no podemos tener una conclusión que cumpla con el objetivo especifico que nos habías fijado a un principio, pero como pudimos ver en los cálculos y resultados la titulación con dicromato de potasio da resultados muy buenos, para la determinación de hierro.
Recomendaciones
Las recomendaciones que se pueden realizar en la práctica son las siguientes:
· Cuando se prepara la solución estándar de dicromato de potasio se recomienda trabajar son sal pura y seca, tratando se que sea el peso que se requiere lo mas exacto posible, como también cuando se diluya con agua en el matraz aforado se debe ser lo mas preciso posible en cuanto a la cantidad de agua destilada que se añadirá. Si se desea normalizar la solución de dicromato de potasio se la puede normalizar con la solución de sulfato ferroso amónico.
· En cuanto a la determinación de hierro, como se trabaja con acido sulfúrico concentrado y acido fosfórico, estos se deben utilizar bajo campana, ya que son muy peligrosos, es necesario agregar la cantidad necesaria de los ácidos para así evitar que el ion ferroso se reduzca a ion férrico por efecto del oxigeno atmosférico. Como en toda titulación se recomienda realizar una agitación vigorosa y que el agente titulante caiga directamente sobre la solución a titular y no así por las paredes del matraz. Se debe recordar que se recomienda preparar la cantidad exacta de sulfato ferroso amónico, ya que solo se puede utilizar unos cuantos días mas después de ser preparada.
7. Bibliografía
1. Química Analítica, Skoog/West/Holler/Crouch, Mc Graw Hill, Mexico (2001).
2. Análisis Químico Cuantitativo, Fischer Robert B, Peters Dennis G, Editorial Interamericana, México (1970).
3. Análisis Químico Cuantitativo, Ayres Gilbert, Editorial Harla S.A. Latinoamérica (1975).
4. Laboratorio Química Analítica Cuantitativa, Hamel Fonseca Jaime, Texto Guía de Laboratorio (2007) UMSS.
8. Cuestionario
8.1. Cual es el uso principal de las soluciones patrón de K2Cr2O7. Cuales son las ventajas de este reactivo frente al KMnO4 en las titulaciones oxido-reducción y en determinaciones en general.
Las principales ventajas que tiene el dicromato de potasio frente al permanganato de potasio son las siguientes:
1. El dicromato potásico existe en el comercio en calidad de patrón primario; las disoluciones patrón pueden prepararse por el método directo.
2. Las disoluciones patrón de dicromato potásico son estables indefinidamente.
3. El ion cloruro en disolución diluida (1 a 2 N en HCl) no es oxidado por el dicromato. El acido clorhídrico concentrado hervido con dicromato se oxida parcialmente a cloro.
4. No existe ningún estado de oxidación del cromo estable entre los estados +6 y +3, por lo que solo es posible una reacción para el dicromato.
5. Las disoluciones patrón de dicromato pueden hervirse sin descomposición. Este hecho lo hace especialmente útil para la oxidación de los compuestos orgánicos, que normalmente exigen para su oxidación completa temperaturas elevadas y bastante tiempo.
6. El dicromato potásico decimo-normal es suficientemente transparente para que se perciba en la bureta el fondo del menisco.
El principal uso del dicromato es la valoración del hierro(II), que se utiliza bien directamente para el análisis del hierro, bien indirectamente para la determinación de oxidantes que se han hecho reaccionar con exceso de hierro(II), cuyo exceso de valora con dicromato.
La mayor parte de las sustancias valorables con permanganato pueden valorarse también con dicromato. Las más comunes son las valoraciones de uranio, sodio, formas reducidas de ciertos cationes y compuestos orgánicos como alcoholes, aldehídos y ácidos hidroxílicos
8.2. Describa las técnicas y principios aplicados para encontrar, estimar el punto final y de equilibrio en una titulación oxido-reducción empleando como reactivo oxidante (titulante) el K2Cr2O7. (Nota: incluya curvas de titulación.)
Como la mayoría de los indicadores redox responden a los cambios de en el potencial de electrodo, el eje de las ordenadas en las curvas de titulación redox es, por lo general, un potencial de electrodo en lugar de funciones p logarítmicas que empleamos en la curvas de titulación de reacciones de neutralización o de formación de complejos. Sin embargo existe una relación logarítmica entre el potencial de electrodo y la concentración del analito o de titulante; en este aspecto, las curvas de titulación redox se parecen a las de otros tipos de titulaciones que llevan la función p en la ordenada.
Recordemos que las titulaciones de oxidación-reducción tienen una reacción rápida y reversible, de modo que el sistema esta en equilibrio durante todo el proceso de titulación. Por consiguiente los potenciales de electrodo de las dos semireacciones siempre son iguales. Suponiendo que estamos titulando Fe2+ con el dicromato, es decir,
Donde Esistema es el potencial del sistema. Si se añade un indicador redox el potencial del mismo tiene que igualarse al potencial del sistema
El potencial del sistema puede obtenerse a partir de los datos de los potenciales estandar.
En el equilibrio, las relaciones de concentración de las formas oxidada y reducida de las dos especies son tales que sus afinidades por los electrones (y, por lo tanto, sus potenciales de electrodo) son idénticas. Obsérvese que estas relaciones cambian a medida que avanza la titulación, tal como sucede con el Esistema. La variación característica del Esistema señala el punto final de la titulación.
La mayoría de los puntos finales en las titulaciones redox se basan en un cambio rápido de Esistema que se lleva a cabo en o cerca del punto de equivalencia químico.
Como , se pueden obtener los datos para la curva de titulación aplicando la ecuación de Nernst para la semireacción dicromato o de hierro. Esto va depender de la etapa de titulación. Antes del punto de equivalencia es mejor utilizar el potencial de hierro(III) por que las concentraciones del hierro(II) y hierro(III) son apreciables y prácticamente iguales a sus concentraciones analíticas. Mientras que mas allá del punto de equivalencia es mejor utilizar el potencial de electrodo del par compuesto por dicromato y cromo(III).
En el punto de equivalencia las concentraciones de dicromatoy de hierro(II) son insignificantes y no pueden deducirse de la estequiometria de la reacción. Por suerte, los potenciales pueden calcularse fácilmente de las relaciones de concentración de los reactivos y los productos.
En la titulación de hierro(III) con dicromato, el potencial del sistema en el punto de equivalencia, , esta dado por las dos semireacciones:
Sumando tenemos
La definición del punto de equivalencia implica que
Realizando las sustituciones necesarias tenemos que el cociente de concentraciones se transforma en la unidad y como se logaritmo es cero nos queda:
Con esta ecuación podemos calcular el punto de equivalencia en la titulación con dicromato de potasio sobre hierro.
Par poder graficar la curva de titulación necesitamos saber la concentración del hierro y el volumen el cual se va a titular suponiendo que se utilizara 50mL de 0.05M de y el dicromato tienen 0.1M entonces tendremos la siguiente curva de titulación.
	vol Dicromato [mL]
	E sistema [V]
	5
	0,6444
	10
	0,6696
	15
	0,6904
	20
	0,7156
	24
	0,7617
	24,9
	0,8219
	25
	1,0050
	25,1
	1,1880
	25,5
	1,2294
	26
	1,2472
	30
	1,2886
Esta es la tabla de valores que nos ayudara a construir nuestra curva de titulación con dicromato como agente titulante sobre el Hierro(II), la curva de titulación se presentara a continuación:
Esta es la curva de titulación teórica en un titulación de oxidación y reducción donde se utilizo como agente titulante al dicromato de potasio, sobre la solución a titular de Hierro(II), como podemos ver tiene mucha similitud a las curvas de neutralización que vimos en una anterior practica, claro que en lugar de calcular el pH en este caso se calculo el potencial de sistema expresado en V (Esistema).
8.3. En que difiere el cálculo del potencial de electrodo en el punto de equivalencia del cálculo de potencial en algún otro punto de la titulación redox.
Si bien en ambas se utiliza la ecuación de Nernst, en el punto de equivalencia se llega a un equilibrio entre el ion en estudio y el ion del titulante que coexisten a la vez y se toma en cuenta ambos potenciales eléctricos, mientras en cualquier otro punto dependiendo donde se quiere tomar el calculo, se tomara en cuenta solamente uno, si fuera antes del punto de equivalencia se tomara solamente los potenciales de hierro, mientras si se toma después de punto de equivalencia se tomara en cuenta solamente los potenciales de dicromato. Para entender mejor veremos las siguientes ecuaciones:
En el punto de equivalencia
Antes del punto de equivalencia
Después del punto de equivalencia
8.4. Una muestra de 4.971 g que contiene el mineral telurita se disolvió y se trato con 50.0mL de K2Cr2O7 0.03114M
Después de completarse esta reacción el exceso de se titulo por retroceso con Fe2+ 0.1135M, gastándose 10.05mL. Calcúlese el porcentaje de TeO2 en la muestra.
Como tenemos la reacción química igualada podremos hallar los moles añadidos de dicromato:
Como se agrego en exceso moles de dicromato tenemos que calcular cuantos hay en exceso, pero antes veremos la reacción que sucede entre el cromato y el hierro:
Con eta ecuación podremos hallar los moles en exceso:
Por lo tanto ahora podemos hallar los mmoles que reaccionaron con el TeO2, de la siguiente manera:
Ahora tenemos que hallar la masa de TeO2, y se lo calcular de la siguiente forma a partir de los mmoles reaccionados
Para hallar el porcentaje utilizamos la siguiente ecuación:
El porcentaje por tanto es:
8.5. Una solución preparada con la disolución de 0.2464g de una muestra de alambre de hierro electrónico, se hizo pasar a través de un reductor de Jones. El hierro II contenido en la solución resultante necesito 39.31mL en la titulación. Calcular la concentración molar y normal de oxidante si se empleo K2Cr2O7.
Con el ion Dicromato y el Hierro(II) tuvieron lugar las siguientes semireacciones
Por lo que la reacción final, sumando y realizando las operaciones necesarias para la eliminación de los electrones es:
Por lo que par obtener la concentración de la solución de Dicromato primero tenemos que hallar el numero de moles que interactúan en la reacción
Por lo que la concentración del dicromato es:
8.6. Una muestra de 10mL de Brandy se diluyo a 1000mL en un matraz volumétrico. El etanol contenido en una alícuota de 50mL de la solución diluida se destilo en 60mL de dicromato de potasio 0.022M y se oxido acido acético por calentamiento reacción:
Después de enfriar la solución se añadieron al matraz 20mL de Fe2+ 0.1M, el exceso de Fe2+ se titulo con 7 mL de K2Cr2O7 0.022M patrón hasta el punto final. Calcule el %(p/v) de C2H5OH en el Brandy.
Primero hallaremos lo cantidad de moles que se añadieron de K2Cr2O7 de la siguiente manera
Luego se calculamos la cantidad que fue consumida por el de la siguiente forma
Ahora tenemos que calcular la cantidad de moles que reacciono con , que lo calcularemos por diferencia de los mmoles añadidos menos los mmoles consumidos por que tendrá este resultado.
Con los mmoles de ahora podemos hallar la cantidad de masa de con la siguiente relación estequiométrica
Para poder hallar el porcentaje p/v del brandy tenemos que realizar este cálculo
Preguntas y Ejercicios Previos
1. ¿Qué es una celda de titulación potencio métrica de reacciones redox?
Los equilibrios de oxidación-reducción se estudian adecuadamente midiendo los potenciales de las celdas electroquímicas en las que participan las dos semireacciones que conforman el equilibrio. Por es necesario considerar algunas características de las celdas.
Una celda electroquímica consiste de dos conductores denominados electrodos, cada uno sumergido en una solución electrolítica. En la mayoría de las celdas las soluciones en que se sumergen los dos electrodos son diferentes y deben estar y deben estar separadas para evitar la reacción directa entre los reactivos. La manera mas común de evitar que se mezclen es insertando un puente salino entre las soluciones. La conducción se electricidad desde una solución electrolítica hacia la otra ocurre por desplazamiento de los iones potasio del puente, hacia una dirección, y los iones cloruro, hacia otra.
Las celdas electroquímicas pueden ser galvánicas o electrolíticas. También se pueden clasificar como reversibles o irreversibles.
Las celdas galvánicas o voltaicas almacenan energía eléctrica. Por lo general, las beterías se hacen con varias celdas d este tipo conectadas en serie para producir un voltaje mayor que el que puede producir una celda sencilla. Las reacciones en los dos electrodos de estas celdas tienden a ocurrir espontáneamente y producen un flujo de electrones desde el ánodo hacia el cátodo a través de un conductor externo.
El movimiento de la transmisión de la corriente en una celda galvánica durante el proceso de descarga. Los electrodos están conectados con un alambre, de manera que la reacción de la celda sucede de manera espontanea. La corriente de transmite a través de una celda electroquímica por tres mecanismos:
1. Los electrones conducen la carga dentro de los electrodos como el conductor externo.
2. Los aniones y los cationes conducen la corriente dentro de la celda.
3. La conducción iónica en la solución esta coplada con la conducción de los electrones en los electrodos mediante la reacción de reducción en el cátodo y reacción de oxidación en el ánodo.
2. ¿Qué es un electrodo inerte?
Como existen varios materiales conductores inertes que responden a los sistemas redox. Entre estos e encuentran el platino, oro, paladio y carbono. Los electrodos fabricados con estos metales pueden emplearse para seguir las titulaciones redox. Y se denominan electrodos metálicos inertes para los sistemas redox y esta dentro de la clasificación de electrodos indicadores metálicos.
3. ¿Qué es un electrodo indicador?
Un electrodo indicador es aquel cuyo potencial depende de la composición de la disolución electrónica. Electrodo cuyo potencial se relaciona con la actividad de una o mas de las especies que están en contacto con el.
4. ¿Qué es un electrodode referencia?
Un electrodo de referencia es aquel que mantiene un potencial constante o fijo, su composición debe permanecer fija, lo cual exige (virtualmente) no pase corriente por el.
5. ¿Qué es un potenciómetro?
Es un instrumento que mide las diferencias de potencial eléctrico. Lo hace mediante el principio de de comparación, en los que utiliza un electrodo de referencia y un electrodo indicador esa medida lo realiza en una celda de valoración electroquímica, es decir mide los cambios de la fem que se deben a los cambios de la composición de la solución en valoración. Son característicos por que además miden las concentraciones de iones por lo que deberían llamarse pIon o iónmetros.
Curva titulación
potencial Fe	5	10	15	20	24	24.9	25	25.1	25.5	26	30	0.64435804851338518	0.66957539746390415	0.69042460253609705	0.71564195148661602	0.76170850550932778	0.82185500134806866	1.004999999999999	1.188041951486617	1.2294209757433079	1.2472419514866155	1.288620975743308	Volumen de Dicromato [mL]
Esistema [V]
Preparación de una solución de dicromato de potasio 0.1N y aplicación en la 
determinación de hierro con indicador y potencio
-
métricamente
 
1.
 
Introducción
 
Las titulaciones de oxidación
-
reducción como en una anterior vez mencionamos son muy 
comunes para la dete
rminación, especialmente de elementos que tienen esa cualidad ya sea de 
oxidarse o de reducirse, con mucho éxito pudimos observar que el uso de permanganato de 
potasio es muy habitual en laboratorios de determinación ya sea de muestras inorgánicas como 
org
ánicas, pero una de las desventajas que se tenia con ese reactivo era muy inestable en ciertas 
condiciones, ya sea de almacenamiento o de trabajo y además que era un poco dificultoso 
cuantificar la presencia 
exacta de un material por titulación ya que el m
enisco de este reactivo 
no se notaba con claridad, es decir, que el permanganato es por excelencia un buen identificador 
cualitativo.
 
Es por eso la necesidad de utilizar otros reactivos oxidantes (o reductores, según el caso) que 
tengan similares o mejores
 
características que el permanganato entre los mas usados y conocidos 
están el dicromato de potasio, el cerio(IV)
, el yodo y bromato de potasio. En este caso el reactivo 
que nos toca estudiar es el dicromato de potasio, que tiene similares características 
que el 
permanganato de potasio, pero se utiliza debido a que posee otras ventajas que en el transcurso 
de la practica se mencionaran, además de ver una aplicación importante del dicromato de potasio 
en lo que se refiere a potenciometría y poder dibujar cur
vas de titulación con la propiedad de 
potencial eléctrico que tienen estas reacciones de oxidación y reducción, claro que antes se 
conocerán los principios básicos de este tipo de uso de instrumentos. Además de la teoría que 
responda este tipo de experienc
ia que realizaremos en la presente practica.
 
2.
 
Objetivos
 
2.1.
 
Objetivo General
 
El objetivo general de la práctica es:
 
·
 
Aprender la preparación, sus aplicaciones y las principales características sobre la 
titulación utilizando como reactivo oxidante dicromato de po
tasio.
 
 
2.2.
 
Objetivos Específicos
 
Los objetivos específicos de la práctica son:
 
·
 
Preparar una solución estándar de K
2
Cr
2
O
7
 
0.1N.
 
·
 
Comprobar que la reacción se lleva a cabo a pH acido.
 
·
 
Comparar la titulación de hierro con indicador y potencio
-
métricamente.
 
 
3.
 
Funda
mento teórico
 
Preparación de una solución de dicromato de potasio 0.1N y aplicación en la 
determinación de hierro con indicador y potencio-métricamente 
1. Introducción 
Las titulaciones de oxidación-reducción como en una anterior vez mencionamos son muy 
comunes para la determinación, especialmente de elementos que tienen esa cualidad ya sea de 
oxidarse o de reducirse, con mucho éxito pudimos observar que el uso de permanganato de 
potasio es muy habitual en laboratorios de determinación ya sea de muestras inorgánicas como 
orgánicas, pero una de las desventajas que se tenia con ese reactivo era muy inestable en ciertas 
condiciones, ya sea de almacenamiento o de trabajo y además que era un poco dificultoso 
cuantificar la presencia exacta de un material por titulación ya que el menisco de este reactivo 
no se notaba con claridad, es decir, que el permanganato es por excelencia un buen identificador 
cualitativo. 
Es por eso la necesidad de utilizar otros reactivos oxidantes (o reductores, según el caso) que 
tengan similares o mejores características que el permanganato entre los mas usados y conocidos 
están el dicromato de potasio, el cerio(IV), el yodo y bromato de potasio. En este caso el reactivo 
que nos toca estudiar es el dicromato de potasio, que tiene similares características que el 
permanganato de potasio, pero se utiliza debido a que posee otras ventajas que en el transcurso 
de la practica se mencionaran, además de ver una aplicación importante del dicromato de potasio 
en lo que se refiere a potenciometría y poder dibujar curvas de titulación con la propiedad de 
potencial eléctrico que tienen estas reacciones de oxidación y reducción, claro que antes se 
conocerán los principios básicos de este tipo de uso de instrumentos. Además de la teoría que 
responda este tipo de experiencia que realizaremos en la presente practica. 
2. Objetivos 
2.1. Objetivo General 
El objetivo general de la práctica es: 
 Aprender la preparación, sus aplicaciones y las principales características sobre la 
titulación utilizando como reactivo oxidante dicromato de potasio. 
 
2.2. Objetivos Específicos 
Los objetivos específicos de la práctica son: 
 Preparar una solución estándar de K
2
Cr
2
O
7
 0.1N. 
 Comprobar que la reacción se lleva a cabo a pH acido. 
 Comparar la titulación de hierro con indicador y potencio-métricamente. 
 
3. Fundamento teórico