DETERMINACION DE PEROXIDO DE HIDROGENO POR PERMANGANIMETRIA

DETERMINACIÓN DE LA CONCENTRACIÓN DE PEROXIDO DE HIDROGENO COMERCIAL MEDIANTE PERMANGANOMETRIA

NATALIA PEÑA M.1, VALETINA GARCÍA P.1

1 Farmacia, facultad de ciencias, Universidad Nacional De Colombia, Colombia, Bogotá.

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INTRODUCCIÓN: _________________

Las reacciones redox se presentan con facilidad en distintas situaciones cotidianas, para ello se han desarrollado volumetrías oxido reductoras, con el fin de comprender su naturaleza y reacciones, con base en lo anterior este informe busca comparar la teoría de las titulaciones redox, mediante la reacción de permanganato de potasio KMnO4 con peróxido de hidrogeno H2O2 presente en Agua Oxigenada comercial.

Se denomina reacción redox, a una reacción química en la que la oxidación y la reducción de un ion o átomo ocurren simultáneamente, la oxidación se da cuando el ion o átomo pierde n electrones aumentando su carga, mientras que la reducción se lleva a cabo cuando gana electrones disminuyendo así su carga. En una reacción redox se distingue el agente reductor y el agente oxidante, el primero es la sustancia que pierde electrones mientras que el segundo es la sustancia que gana electrones [3,1].

Debido a que las reacciones de oxidación y reducción son simultáneas, para poder representarlas se deben dividir en semireacciones, para escribirlas se debe tener en cuenta el primer postulado de la IUPAC, el cual indica que todas las semireacciones deben estar escrita oxidación- reducción [3], donde Ox es el que se oxida y Re es el que se reduce 

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Faraday propone que el peso equivalente de una sustancia es equivalente a una mol de electrones transferidos en la reacción, de este modo existe la ley de Faraday que se define como como “la cantidad de electricidad que pasa por una celda durante la reacción, es directamente proporcional a la cantidad de sustancia que se oxida o reduce en cada electrodo”, su valor numérico es de 96.500 C (Culumbios) el cual equivale a 6,022x1023 electrones. [2,3]:   

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La ley de Faraday también permite hallar el estado de oxidación de un compuesto, ion molécula, dependiendo de los electrones transferidos y ganados.  

La permanganometria es un método volumétrico de tipo redox, empleado con frecuencia debido a su capacidad como agente oxidante, en este tipo de valoraciones se pueden llevar a cabo determinaciones directas o indirectas en medio ácido, en el caso de las primeras algunas son [5]:

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Figura 1. Determinaciones directas por medio de permanganometria

Adaptada de: UNDERWOOD A & DAY R. Química analítica cuantitativa, quinta edición, Prentice Hall, 1989, México, pág 356 

En las titulaciones tipo redox, es importante el balance de cargas entre electrones transferidos y cedidos, para ello el método más apropiado es el balaceo por ion-electrón en el cual se consideran los siguientes pasos [2]:

1. Escribir ecuación iónica, únicamente aquellos que implican un cambio de estado de oxidación, evitar los iones espectadores.
2. Escribir la semirreacción de oxidación y reducción de forma independiente, aquellos que lleven oxígeno en el ion se conserva.
3. Balancear semirreacciones considerando el medio, ácido o básico, en medio ácido se añaden moléculas de agua al lado con menor cantidad de oxígenos y se equilibra la reacción con iones hidronio al lado opuesto de la reacción. En caso del medio básico para mayor facilidad se procede de la misma forma, sin embargo, una vez se tengan los iones hidronio y los oxígenos balanceados se añaden la misma cantidad de hidroxilo que de iones hidronio a ambos lados de la reacción. Los iones hidroxilo e hidronio forman agua, la cual se resta con la presente en el lado opuesto de la reacción quedando balanceada en medio básico.  
4. Añadir los electrones transferidos en cada una de las semireacciones.
5. Ajustar los electrones de cada semirreacción multiplicando por los enteros adecuados, con la finalidad de que haya la misma cantidad de electrones  
6. Sumar las semirreacciones y eliminar términos comunes

Estas reacciones se pueden dar en medio básico o acido, para las reacciones entre KMnO4 y H2O2 las reacciones con su respectivo balance, son las siguientes:

MEDIO ÁCIDO  

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MEDIO BÁSICO  

Se realizan los pasos 1- 3 del medio ácido y se procede a:

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MATERIALES Y MÉTODOS__________

Materiales: bureta 25 ml, pinza para bureta, soporte universal, 1 beaker de 100 ml, agitador magnético, plancha de agitación, pipeta Pasteur, 1 pipeta aforada 5ml y de 10 ml, pipeteador, frasco lavador y un balón aforado de 100ml.

Reactivos: Permanganato de Potasio KMnO4 0.02.. M, Agua oxigenada (H2O2) y Ácido Sulfúrico H2SO4 2M.

Procedimiento: Se prepara una muestra de H2O2, a partir de una alícuota de 5 mL de Agua Oxigenada, llevándola a un volumen de 100 mL, partiendo de 10 mL de esta nueva solución se añade 10mL de H2SO4 2M en un vaso de precipitado de 100 mL, con el fin de tener un mayor volumen, se añade agua destilada, aproximadamente hasta un volumen de 40 mL, una vez preparado el analito se realiza el montaje para titulaciones, usando  KMnO4 como titulante. Con la bureta se añade cuidadosamente Mn7+ a la solución hasta llegar a un tonalidad rosa que permanezca aproximadamente 30 segundos, se realiza este mismo procedimiento para una segunda titulación.

RESULTADOS_______________________

Llevando a cabo la práctica de permanganometría y el análisis estequiométrico de la muestra de peróxido de hidrogeno se encontraron los siguientes resultados:

Tabla 1. Datos experimentales del volumen gastado de KMnO4 y las concentraciones del  H2O2.

En la tabla 1, se expone los datos obtenidos y en la valoración redox del H2O2, partiendo del volumen de la muestra, del titulante y las concentraciones respectivas de molaridad, %p/p y %v/v.

Los cálculos se desarrollaron de la siguiente forma:

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DISCUSIÓN_________________________

Las titulaciones con permanganato, generalmente están caracterizadas por su carácter oxido reductor. Para la valoración del peróxido de hidrogeno se presenta en la reacción 6 en medio acido, en esta se observa que el manganeso se reduce pasando de carga 7+ a 2+, actuando como agente oxidante, y el oxígeno se oxida, ya que sus cargas cambian de 1- a 0, actuando como el agente reductor. Este fenómeno de transferencia de electrones se presenta simultáneamente durante la reacción.

Para que la reacción entre el KMnO4 y el H2O2 sea favorable es necesario ajustar las condiciones de la titulación, en este caso la adición de ácido sulfúrico H2SO4, permite que el estado de oxidación final sea Mn2+, ya que se pueden presentarse estados intermedios del Manganeso correspondientes a 2+, 3+,4+, 6+ y 7+.    

En comparación con la concentración reportada por el fabricante del agua oxigenada, se obtuvo un error del 2,25 %, ya que la concentración real corresponde a 4 % v/v y la determinada experimentalmente es de 3,91 % v/v.  Este error se presenta al realizar una fuerte agitación, provocando un desproporcionamiento, debido a que el peróxido de hidrogeno tiende a la descomposición en agua y oxígeno, lo que reduciría la concentración del peróxido en la muestra, dicha descomposición es:

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