====== 63.01 Química C - Trabajo Práctico de Laboratorio - Reacciones redox y electroquímica ======

**Período:** 2.º Cuatrimestre 2008

**Curso:** Porta - Condorí - Rao

**Alumnos:**
  *Leandro Wirth
  *Guillermo Nicotera
  *Leandro Barutta Sosa
  *Iñaki García Mendive

===== Informe =====

Compuesto en <tex> $\fontfamily{ppl}\selectfont \LaTeX$ </tex>. El texto y las ecuaciones matemáticas están en tipografía <tex> $\fontfamily{ppl}\selectfont Palatino$ </tex>.

En general, para hacer todo el TP, se consultaron: [[http://tug.ctan.org/tex-archive/info/beginlatex/beginlatex-3.6.pdf|A beginner's introduction to typesetting with LaTeX]] y [[http://www.ctan.org/tex-archive/info/lshort/english/lshort.pdf|The not so short introduction to LaTeX2e]].

Para las ecuaciones matemáticas se consultó: [[http://web.fi.uba.ar/~ssantisi/works/ecuaciones_en_latex/ecuaciones_en_latex.pdf|Ecuaciones en LaTeX, por Sebastián Santisi]].

Para las ecuaciones químicas se consultó [[http://www.ctan.org/tex-archive/macros/latex/contrib/mhchem/mhchem.pdf|la documentación del paquete mhchem]].

Para los detalles ortotipográficos se consultó: [[http://www.tex-tipografia.com/archive/tipografia.pdf|Tipografía española con TeX]] y [[http://www.tex-tipografia.com/archive/ortomatem.pdf|Ortotipografía y notaciones matemáticas]].

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\title{Química 63.01 C\\%
Trabajo Práctico n"o~6\\
Reacciones redox y electroquímica}
\author{Leandro Wirth\and
Leandro Barutta Sosa\and
Guillermo Nicotera\and
Iñaki García Mendive}
\date{1 de Diciembre de 2008}
\maketitle





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\section{Reacciones redox espontáneas}

\begin{enumerate}
	\item Para la reacción de hierro con ácido clorhídrico (ec.~\ref{ec:fehcl}) observamos la aparición de pequeñas burbujas en la superficie sumergida del clavo, debidas a la síntesis del gas hidrógeno.
	\begin{equation}
		\cee{2HCl(ac) + Fe(s) -> H2(g) + FeCl2(ac)}.
		\label{ec:fehcl}
	\end{equation}
	
	A continuación se dan las ecuaciones de oxidación, reducción y la iónica neta~(\ref{ec:fehcl-iónica}):
	\begin{align}
		\cee{Fe^0 &-> Fe^2+ + 2e-} && \text{(Oxidación)},\\
		\cee{2H+ + 2e- &-> H2(g)} && \text{(Reducción)},\\
		\cee{Fe^0 + 2H+ &-> Fe^2+ + H2(g)}. \label{ec:fehcl-iónica}
	\end{align}
	
	
	\item En esta segunda reacción (ec.~\ref{ec:cusulf}) se observó claramente la deposición del cobre sobre el clavo de hierro.
	\begin{equation}
		\cee{CuSO4(ac) + Fe(s) -> FeSO4(ac) + Cu(s)}.
		\label{ec:cusulf}
	\end{equation}
	
	Las ecuaciones de oxidación, reducción y la iónica neta~(\ref{ec:cusulf-iónica}) son las siguientes:
	\begin{align}
		\cee{Fe^0 &-> Fe^2+ + 2e-} && \text{(Oxidación)},\\
		\cee{Cu^2+ + 2e- &-> Cu^0} && \text{(Reducción)},\\
		\cee{Fe^0 + Cu^2+ &-> Fe^2+ + Cu^0}. \label{ec:cusulf-iónica}
	\end{align}
	
	
	\item Como la reacción propuesta entre el ácido clorhídrico y el cobre no ocurre (ec.~\ref{ec:cuhcl}), evidentemente no se observaron cambios apreciables en la muestra.
	%
	\begin{equation}
		\ce{2HCl (ac) + Cu (s) -> CuCl2 (ac) + H2 (g)}.
		\label{ec:cuhcl}
	\end{equation}
\end{enumerate}




\section{Titulación redox}

\begin{enumerate}
	\item La ecuación molecular de la titulación es la siguiente: \label{enum:tit-ecs}
	\begin{equation}
		\ce{FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 -> Fe2(SO4)3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O},
	\end{equation}
	la cual balanceamos seguidamente por el método ión-electrón.
	
	Primero, escribimos las ecuaciones de oxidación~(\ref{ec:tit-oxi}) y de reducción~(\ref{ec:tit-red}), para obtener la ecuación iónica neta~(\ref{ec:tit-iónica}):
	\begin{align}
		5 \, \Bigl( \cee{Fe^2+ &-> Fe^3+ + e- \Bigr)} \label{ec:tit-oxi},\\
		\cee{MnO4- + 5e- + 8H+ &-> Mn^2+ + 4H2O} \label{ec:tit-red},\\
		\cee{5Fe^2+ + MnO4- + 8H+ &-> 5Fe^3+ + Mn^2+ + 4H2O}. \label{ec:tit-iónica}
	\end{align}
	
	A continuación, efectuamos las adiciones necesarias para obtener finalmente la ecuación molecular balanceada (\ref{ec:tit-molecular}):
	\begin{multline*}
			\cee{5Fe^2+ + 5SO4^2- + K+ + MnO4- + 8H+ + 4SO4^2-\\
				-> 5Fe^3+ + K+ + 9SO4^2- + Mn^2+ + 4H2O}
	\end{multline*}
	%
	\begin{multline*}
		 	\cee{5Fe^2+ + 5SO4^2- + K+ + MnO4- + 8H+ + 4SO4^2-\\
				-> 5Fe^3+ + 15/2SO4^2- + K+ + 1/2SO4^2- + Mn^2+ + SO4^2- + 4H2O}
	\end{multline*}
	%
	\begin{multline*}
		\cee{5FeSO4 + KMnO4 + 4H2SO4 \\ -> 5/2Fe2(SO4)3 + 1/2K2SO4 + MnSO4 + 4H2O}
	\end{multline*}
	%
	\begin{multline}
		\cee{10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 \\ -> 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O}. \label{ec:tit-molecular}
	\end{multline}
	
	
	\item Para calcular la masa de sulfato ferroso heptahidratado de la muestra, planteamos:	\label{enum:tit-eqg}
	%
	\begin{equation}
		V_o N_o = V_r N_r,
	\end{equation}
	%
	donde \(o\) es el agente oxidante, y \(r\) es el agente reductor.
	En este caso el agente oxidante es el \cem{MnO4^-}, que hace que se oxide el hierro (de \cem{Fe^2+} a \cem{Fe^3+}), siendo éste último entonces el agente reductor (el \(\nox{+7}{\ce{Mn}}\) se reduce a \(\nox{+2}{\ce{Mn}}\)).
	
	Los datos con los que contamos son los siguientes:
	\begin{description}
		\item[Agente oxidante] Por dato, \(\left[\ce{KMnO4}\right] = \unit[0.1]{N}\).\newline
		Experimentalmente se obtuvo que \(V_\ce{KMnO4} = \unit[4]{ml}\).
		
		\item[Agente reductor] Por dato de laboratorio, \(V_\ce{FeSO4} = \unit[10]{ml}\).\newline
		\(\left[\ce{FeSO4}\right]\) es incógnita.
	\end{description}
	A partir de ellos, obtenemos la normalidad del agente reductor:
	\begin{align}
		\unit[4 \nc{-3}]{l} \cdot \unit[0.1]{N} &= \unit[1 \nc{-2}]{l} \cdot N_r	\nonumber\\
		N_r &= \unit[0.04]{N}	\nonumber\\
		\left[\ce{FeSO4}\right] &= \unit[0.04]{N}.
	\end{align}
	
	Antes de continuar, es necesario definir algunos conceptos:
	\begin{description}
		\item[Equivalente gramo redox] Se obtiene por el número de gramos de una sustancia que capta o cede un mol de electrones en presencia de un agente oxidante o reductor.
		\item[Normalidad redox de una solución] Es el número de equivalentes gramo redox por litro de solución. 
	\end{description}
	%
	Al relacionar molaridad con normalidad, se obtiene que la normalidad redox es equivalente a los moles de una sustancia que capta o cede un mol de electrones, en presencia de un agente oxidante o reductor, por litro.

	Entonces, por la ecuación iónica (ec.~\ref{ec:tit-iónica}) del punto~\ref{enum:tit-ecs}, se obtiene que un mol de \cem{FeSO4} libera un mol de electrones, por lo que:
	\begin{equation}
		\left[\ce{FeSO4}\right] = \unit[0.04]{N} = \unit[0.04]{M},
	\end{equation}
	%
	y como:
	%
	\[ \left[\ce{FeSO4}\right] = \frac{\text{núm.\ de moles}}{\unit{l}},\]
	%
	tenemos entonces que:
	%
	\begin{align}
		\unit[0.04]{M} &= \frac{n_\ce{FeSO4}}{\unit[1 \nc{-2}]{l}}	\nonumber\\
		n_\ce{FeSO4} &=  \unit[4 \nc{-4}]{mol}.
	\end{align}
	
	La masa que buscamos se calcula así:
	%
	\begin{equation}
		m_\ce{FeSO4} = n_\ce{FeSO4} M_\ce{FeSO4},
	\end{equation}
	%
	donde \(M_\ce{FeSO4} = \unitfrac[148]{g}{mol}\) es la masa molar. En consecuencia:
	%
	\begin{align}
		m_\ce{FeSO4} &= \unit[4 \nc{-4}]{mol} \cdot \unitfrac[148]{g}{mol}	\nonumber\\
		m_\ce{FeSO4} &= \unit[0.0592]{g}	\nonumber\\
		m_\ce{FeSO4} &\aprox \unit[0.06]{g}.
	\end{align}
	
	
	\item A continuación, calculamos el equivalente gramo redox del oxidante.
	
	Si nos remitimos a la definición dada en el punto~\ref{enum:tit-eqg}, hay que fijarse en la ecuación iónica (ec.~\ref{ec:tit-iónica}) cuántos moles de \cem{KMnO4} dan un mol de electrones. De esta forma, se concluye que cada mol de este compuesto, en esta reacción, libera cinco moles de electrones. Entonces, sabiendo que:
	%
	\[M_\ce{KMnO4} = \unitfrac[158]{g}{mol},\]
	%
	planteamos:
	%
	\begin{align}
		\text{Eq. gramo} &= \unitfrac[158]{g}{mol} \cdot \unit[\tfrac{1}{5}]{mol}	\nonumber\\
		\text{Eq. gramo} &= \unit[31.6]{g}.\finis
	\end{align}
\end{enumerate}
\end{document}
</code>
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