“Año de la Diversificación Productiva y del Fortalecimiento de la Educación”

Universidad Nacional de Ingeniería

Facultad de Ingeniería Química y textil

Área Académica de Ingeniería Química

Informe N°4

DETERMINACION POTENCIOMETRICA DEL Fe(II)CON EL Cr(VI)

Curso: Laboratorio de Química Analitica Cuantitativa

Alumnos:

Lorenzo Gonzales Luis Antoni 20114140k

Cano Llungo Susan Lizet 20121320k

Profesores:

Ing. Perez Galvez, Jose Victor

Ing. Paucar Cuba , Karin Maria

Fecha de entrega: 28/ 09 /2015

Sección : “A”

Lima-Perú

Determinación potenciométrica del Fe (II) con el Cr (VI)

I.-Fundamento Teórico:

Potenciometria:

Está limitada a la medida de potenciales de equilibrio de sistemas rápidos, a los que puede aplicarse la ecuación de Nernst:

E=E°+ 0.06nlog Aox

Ared

La medida de potenciales de electrodos aislados no es posible, por lo que para evitar este inconveniente es necesario construir una pila y medir la diferencia de potencial respecto a un electrodo de referencia.

Valoración potenciométrica:

Una valoración potenciométrica consiste en medir el potencial de un electrodo indicador apropiado en función del volumen del valorante.

El potenciómetro indica el punto final de la valoración, ya que se produce un cambio de potencial brusco alrededor del punto de equivalencia. La detección del punto final es más exacta que cuando se usa un indicador químico.

Electrodos de referencia:

En muchas aplicaciones es deseable que el potencial de media celda de uno de los electrodos sea conocido, constante y completamente insensible a la composición de la solución en estudio. Un electrodo con estas características, se denomina electrodo de referencia.

Un electrodo de referencia debe ser fácil de montar, proporcionar potenciales reproducibles y tener un potencial sin cambios con el paso de pequeñas corrientes. Dos electrodos comúnmente utilizados que satisfacen estos requisitos son el Electrodo de Calomel y el Electrodo de Plata-Cloruro de Plata.

Electrodo de calomel:

Las medias celdas de calomel se representan como sigue:

|| Hg2Cl2 (saturado), KCl (xM) | Hg

donde x representa la concentración molar de cloruro de potasio en la solución. La reacción del electrodo está dada por la ecuación.

Hg2 Cl2(s) + 2e ←→ 2 Hg(l) + 2 Cl-

El potencial de esta celda varía con la concentración del cloruro x, y esta cantidad debe especificarse al escribir el electrodo.

El electrodo saturado de calomel (SCE) es el más utilizado por la facilidad de su preparación.

Se pueden obtener en el comercio varios tipos de electrodos de calomel que resultan adecuados; en la Figura 1 se muestra un modelo típico. El cuerpo del electrodo consiste en un tubo de vidrio de 5 a 15 cm de largo y 0,5 a 1 cm de diámetro. Un tubo interior contiene una pasta de mercurio-cloruro de mercurio(I) conectado a la solución saturada de cloruro de potasio del tubo externo, a través de un pequeño orificio.

Dicromatometría:

El agente oxidante es el ión dicromato, Cr2O72- que se reduce a cromo (III), en medio

ácido. Se emplea para valorar disoluciones de hierro (II), sodio o uranio. Sus disoluciones son muy estables. Se emplea difenilaminosulfonato de bario como indicador. Un ejemplo es:

Valoración de hierro (II) con dicromato (E.O.: +6) en medio ácido: para dar hierro (III) y cromo (III)

Reductimetría:

Con sal de Mohr: La sal de Mohr contiene Fe{2+} en forma de una sal doble, sulfato de hierro (II) y amonio hexahidratado, cuya fórmula es Fe(NH4)2(SO4)2·6H2O. Son poco estables y deben estandarizarse con dicromato.

II.- Materiales y Equipos

Potenciómetro Balanza Analítica Vaso de 400 ml Luna de reloj Bureta Pinza Piceta Bagueta 0.25 muestra de Fe HClconc

H2SO4 36N SnCl2 10% Sal de Mohr K2Cr2O7 0.1N

III.-Procedimiento Experimental

Se peso 0.30 g de muestra solida, de aspecto granular de color negro, y se disolvió parcialmente en un vaso, con 10 ml de acido clorhídrico concentrado.

Fe2O3+6H++12Cl−→2 FeCl6

3−+3H2O

Se adiciono 15 ml de agua destilada, se tapo el vaso con una luna de reloj y se calentó en la cocinilla para disolver los residuos de muestra, luego se enjuago la luna de reloj con agua destilada dentro del vaso, la solución quedo anaranjada debido a la

presencia del ion Fe3+

.

La solución anaranjada y caliente se le agrego gota a gota y en agitación SnCl2al 10 %

hasta que se torno incolora debido a la reducción del ion Fe3+

, luego se diluyo con agua destilada hasta 100 ml.

2 FeCl63−+Sn2+↔2 Fe2++SnCl6

2−+6Cl−

Se adiciono 5 ml de HgCl 20.1 M para oxidar el exceso de Sn2+

, según:

2HgCl2+Sn2++4Cl−↔SnCl6

2−+Hg2Cl2 (S)

Blanco sedoso

Sin embargo no se obtuvo ningún precipitado.

Finalmente dado que la reacción de disolución de la muestra consume acido y al

calentamiento que provoca que el HCl se evapore, se agrega 8.0 ml de H2 SO436 N.

IV.-Datos y Gráficos:

Datos:

Estandarización del K2Cr2O7

DATOS PARA LA ESTANDARIZACIÓN:

M. sal de Mohr 0.75 g

V. de H2SO4 (con) 8.5 ml

Agua destilada 150 ml

Voltaje inicial 319.1 mV

Temperatura de trabajo 25 ºC

M. molecular de la sal de Mohr ([(NH4)2Fe(SO4)2].6H2O) 392.4g/mol

Tabla 1.1

V(ml) del K2Cr2O7

VoltajeE (mV)

V(ml) del K2Cr2O7

Voltaje E(mV)

0 323 19 6671 364 20 6862 388 21 7043 397 22 7184 406 23 7315 413 24 7406 421 25 7727 427 26 7768 433 27 7809 441 28 782

10 447 29 78511 453 30 78712 461 31 78913 467 32 79014 476 33 79215 487 34 79416 505 35 79617 54318 642

Determinación del hierro:

DATOS PARA DETERMINACIÓN DEL HIERRO:

M. de mineral de hierro 0.28g.Vol. H2SO4 (conc.) 8.5 ml

Voltaje inicial 280 mVTemperatura de trabajo 25 ºC

Tabla 1.2

V(ml) del K2Cr2O7

VoltajeE (mV)

V(ml) del K2Cr2O7

VoltajeE (mV)

0.0 280 14.5 6431.0 348 15.0 654

2.0 366 15.5 6602.5 378 16.0 6663.0 386 16.5 6723.5 391 17.0 6784.0 396 17.5 6844.5 401 18.0 6895.0 405 18.5 6935.5 410 19.0 6976.0 415 19.5 7016.5 420 20.0 7027.0 424 20.5 7047.5 428 21.0 7078.0 435 21.5 7098.5 441 22.0 7119.0 448 22.5 7129.5 453 23.0 718

10.0 462 23.5 72010.5 474 24.0 72111.0 490 24.5 72411.5 560 25.0 72512.0 58912.5 60913.0 61913.5 63114.0 638

Procesamiento de datos

Determinación del hierro

Reacciones:

Fe2O3 + 6H+ + 12Cl- 2FeCl63- + 3H2O

2FeCl63- + Sn2+ 2Fe2+ + SnCl6

2- + 6Cl-

6Fe2+ + Cr2O72- + 14H+ 6Fe3+ +2Cr3+ +7H2O

En el punto de equivalencia se tiene:

¿equiv Fe2+=¿equivK 2Cr2O7

Es decir:#¿Oxid .=#¿Red .

Entonces:WFe∗θFeMFe

=N (K2Cr2O7)∗V (K2Cr2O7 )

Necesitamos V (K2Cr2O7) :

METODO GRAFICO :

0 5 10 15 20 25 300

100200300400500600700800 ΔE vs V

V(ml)

ΔE(mv)

V pto equivalente = 11.25 ml

METODO ANANLITICO : (PARA COMPROBAR )

ΔVoltaje (mV )ΔVolumen(mL)

=Ei+1−EiV i+1−V i

Analizando en la tabla 1.2 obtenemos:

V(ml) ΔVoltaje (mV )ΔVolumen(mL)

V(ml) ΔVoltaje (mV )ΔVolumen(mL)

0.5 68 14.25 101.5 18 14.75 22

2.25 24 15.25 122.75 16 15.75 123.25 10 16.25 123.75 10 16.75 124.25 10 17.25 124.75 8 17.75 105.25 10 18.25 85.75 10 19.75 86.25 10 20.25 46.75 8 20.75 67.25 8 21.25 47.75 14 21.75 48.25 12 22.25 28.75 14 22.75 129.25 10 23.25 49.75 18 23.75 2

10.25 24 24.25 610.75 32 25.75 211.25 14011.75 5812.25 4012.75 2013.25 2413.75 14

0 5 10 15 20 25 300

20406080

100120140160

ΔE/ΔV vs V

V(ml)

ΔE/ΔV

Por lo tanto visto los 2 metodos el volumen gastado de titulante es aproximadamente:

V (K2Cr2O7) = 11.25 ml

De la siguiente semi – reacción se obtiene el θK2Cr 2O7

Cr2O72−+14H++6e−→2Cr3++7H2O θK2Cr2O7=6

De la misma manera θFe:

Fe2- Fe3+ + 1e- θFe = 1

Además:

P .E .K2Cr 2O7=294.196 = 49.032

PE Fe = 55.847 / 1 = 55.847

Todo lo reemplazamos en nuestra primera ecuación y obtenemos:

W Fe / 55.847 = (0.1092) x (11.25 mL) W Fe = 0.068 g

V.- Análisis y Discusión de resultados

Estandarización de K2Cr2O7:

1. Para realizar un mejor análisis del resultado obtenido calculamos él % de error:

N (K2Cr2O7) teórica = 0.1N

% Error = (l 0.1-0.1092 l) x100/ 0.1 = 9.2%

2. Durante la estandarización del dicromato de potasio, la solución a titular era incolora, pero al momento de titular con el dicromato iba adquiriendo un color amarillento. Además de ello el voltaje cercano al punto de equivalencia se elevó considerablemente.

3. La gráfica que resulta de la estandarización es usando el método analítico, indica aproximadamente el punto de equivalencia, debido a que es el punto más alto (mayor derivada).

Determinación Fe:

1. Del mineral que se utilizo como muestra, se obtuvo una masa calculada de aproximadamente de 0.002108 g, o contenía demasiadas impurezas ya que en total se peso 0.3g de la muestra total del hierro.

Hallamos el porcentaje en peso de Fe en la muestra mineral:

%WFe = 0.002108 x 100 = 0.7027 % 0.3

2. Solo el hierro y el dicromato de potasio son agente reductor y oxidante respectivamente, los demás reactivos no interfieren en los cálculos cuantitativos.

3. Se tuvo que echar un exceso de cloruro estañoso (10%) no se formo ningún precipitado pero el color de la muestra era amarillo, el exceso de esta sustancia no hizo que se volviera incoloro por eso en la grafica al añadirle una pequeña cantidad en la titulación de 0.2ml ya en segunda titulada se disparo al punto equivalente y comenzó a disminuir progresivamente.

VI.- Observaciones:

Estandarización de K2Cr2O7:

Se tuvo dificultades al hallar los voltajes ya que nuestro potenciometrico no nos mostraba buenos resultados variaban una que otra medida enormemente y no botada el resultado con poca diferencias entre sí. Tomamos los valores más bajos de los que mostraba para dar un mejor resultado.

Se tuvo mucho cuidado en la dilución ya que se trabajo con acido sulfúrico 36N siendo esta muy exotérmica.

En la titulación la titulación tiende a la siguiente grafica:

Determinación Fe:

La muestra de hierro era un sólido negro que al agregarle HCl concentrado reacciona liberando un blanquiñoso.

Se calentó teniendo una coloración anaranjada se diluyo y se agrego gota a gota el cloruro estañoso por la cual torno un color amarillento sin ningún precipitado.

Se agrego cuidadosamente el acido sulfúrico concentrado sin notarse ninguna diferencia.

La titulación se llevo a pequeños volúmenes ya que nuestra muestra no er5a incoloro como se solicitaba, se dio esta grafica.

VII Conclusiones:

Cuando la muestra se diluyó en HCl se formó complejos de color amarillo. Por lo tanto el complejo de FeCl6

3- es amarillo. Al añadir el reductor SnCl2 al 10% se destruye el complejo de hierro y se forma un

complejo de cloro con el estaño, lo que se da en esta reacción es reducir el hierro de Fe+3 a Fe+2 siendo esto en un medio acido gracias al dicromato. Esto se confirma por la desaparición del color amarillo al añadir SnCl2 con una gota en exceso.

En la titulación tiende a la siguiente grafica respecto a la estandarización:Y en la determinación con la muestra (Fe) obtenemos

Los principales minerales del hierro son los óxidos hidratados la hematita, Fe2O3, la magnetita, Fe3O4, Fe2O3.H2O y la limonita, 2Fe2O3.3H2O. El carbonato, FeCO3 (siderita) y el sulfuro, FeS(pirita), son de menor importancia. Los ácidos hidratados se disuelven con rapidez, mientras que la magnetita y la hematita se disuelven más bien lentamente. La adición de SnCl2 ayuda a disolver los últimos óxidos.

El porcentaje de error pudo ser debido a la adición insuficiente del cloruro estañoso, la

cual se manifiesta con la ausencia del precipitado blanco sedoso de Hg2Cl2 , es decir,

la reducción del Fe3+

no fue completa dado que no quedo exceso de Sn2+

que pueda

ser oxidado con HgCl2para producir el precipitado blanco sedoso de Hg2Cl2 .

VIII.-Bibliografia:

Daniel Harris, Analisis Quimico Cuantitativo, Grupo Editorial Iberoamericana, USA, 1991

John Dick, Quimica Analitica, Editorial El Manual Moderno, Mexico, 1979

Dick , J. G. “Química Analítica cuantitativa” Edit. El Manual Moderno , México ; pág. 411 - 412

- Skoog , D. “Introducción a la Química Analítica ” Edit. Centro regional de Ayuda Técnica. , Argentina , 1969 ; pág. 432 - 436