LABORATORIO

Page 1

DISOLUCIONES

Práctica 2: PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES

En el laboratorio se trabaja con disoluciones en la mayoría de los casos. En la fase líquida y en la gaseosa, es en las reacciones trascurren con mayor rapidez.

Los volúmenes no siempre son adictivos.

Preparamos 3 disoluciones:

A)

NaOh -1M

Mm: 40g/mol Necesitamos 10,2 g de NaOH

Conc.: 98%

v:250mL

B)

HCl- 1M

Mm: 36,45 g/mol Neceistamos 8,2 mL de HCl

d: 1,2g/mL

v:100mL

C)

HCl- 0,25M

A partir de la disolución anterior Necesitamos 25mL de HCl

Preparación de disoluciones saturadas:

En una cantidad pequeña de agua vamos a ir disolviendo NaCl poco a poco hasta que se sature y a continuación añadiremos 1 mL H2O. Seguir añadiendo hasta que la disolución no acepte mas soluto. Finalmente filtrar el sobrante.

Volúmenes no aditivos:

Añadimos 50 mL de H2O a 50mL de ETOH y observaremos que el volumen final no da 100mL. Esto se debe a que se forman enlaces intermoleculares (puente de hidrógeno) entre ambas sustancias.

Conservación de la materia:

A + B = C CH3COOH + NaHCO3---->CaCOONa + H2CO3 (Gas que se evapora)

H20+CO2

LA MASA SE CONSERVA, PERO EL H2CO3 ES UN GAS Y SE EVAPORA.

CUESTIONES:

¿Por qué tiene el matraz aforado un cuello largo y estrecho?

Para que a la hora de hacer una disolución no se pierda nada por evaporación o burbujeo. Además ayuda a tener una mayor precisión a la hora de enrasar un volumen.

¿Por qué no quedan bien los enrases en el experimento 3? ¿Ha tenido lugar alguna

reacción?

No queda bien enrasado, porque los volúmenes no son aditivos. Se forman enlaces intermoleculares entre ambos compuestos.

¿Se conserva la masa en el experimento 4? Piensa en la reacción que ha tenido lugar

y escríbela.

A + B = C CH3COOH + NaHCO3---->CaCOONa + H2CO3 (Gas que se evapora)

H20+CO2

LA MASA SE CONSERVA, PERO EL H2CO3 ES UN GAS Y SE EVAPORA,POR TANTO TENEMOS UNA PÉRDIDA DE MATERIA QUE SE TRASNFORMA.

Page 2

DISOLUCIONES Y LE CHATELIER

Práctica 3: DISOLUCIONES, ESTEQUIOMETRIA Y PRINCIPIO DE LE CHATELIER.

Disoluciones y estequimetría:

a) 3,6g CoCl2*6H20 en 100 ml de disolución 0,18g

b)1,8g CoCl2*6H20 en 100ml dedosolución 0,04g

c)2,4g Na3PO4 en 100ml de disolución 0,12g

d)1,2g Na3PO4 en 100ml de disolución 0,006g

Mezclamos:

1- 5mL a+ 5mL c -------->Incolora

2-5mL a +5mL d--------->Rosa EL CoCL2 es rosa, por lo tanto las disoluciones con reactivo limitante Na3PO4

3-5mL b + 5mLc---------->Incolora Son las que tengan un color rosado

4-5ml b+ 5mL d----------->Incolora

LE CHATELIER:

Si en un sistema en equilibrio se modifica algún factor (presión, temperatura, concentración,..) el sistema evoluciona en el sentido que tienda a oponerse a dicha modificación.

CoCl2.6H2O +H2O--------->Co(H2O)6^+2

ROJO ROJO AH<0 ENDOTERMICA

Co(H2O)6^+2 +4CL- <---------> CoCL4^-2 +6H2O

ROJO AZUL

Si aumentamos la temperatura el equilibrio irá a la derecha.----->AZUL

Si disminuímos la temperatura el equilibrio irá a la izquierda.----->ROJO

CUESTIONES:

Definir reactivo limitante y formular una ecuación general que nos permita predecirlo

fácilmente.

Reactivo militante: aquella sustancia que se agota primero.

NaOH + HCl--------->NaCl + H2O

1 M .......2M

REACTIVO LIMITANTE el NaOH, ya que se agotará antes que el HCl

Explicar razonadamente porqué se producen todos los cambios de coloración

observados en el ensayo 1.

Teniendo en cuenta el principio de Le Chatelier, cualquier perturbación en el sistema será compensada, por ello si añadimos mas NaPO4 la disolución será rosa, ya que tenemos exceso de CoCl2, es decir el sentido de la disolución sera hacia la izquierda. Por lo contrario si añadimos CoCl2 en exceso pues el equilibrio tenderá hacia el lado contrario, quedándose trasparente.

CoCl2.6H2O + H2O --------> CO(H2O)6 (+2)

CO(H2O)6 (+2) +4Cl- -------> CoCl4 (-2) + 6 H2O

Page 3

ÁCIDOS Y BASES

Práctica 4: ÁCIDOS Y BASES

Neutralización:

NaOH +HCl------> NaCl +H20 No se observa nada, ya que las sale (NaCl) es soluble.

NH3 + HCl--------->NH4CL Los gases reaccionan y sale una nuve de gas blanquecina, pero la disolución se ve transparente ya que el NH4Cl es soluble.

H2SO4 +NaCO3------->NaSO4+H2CO3 Se observan las burbujas de CO2 de ácido carbónico.

CaOH+ H2SO4---------> CaSO4 + H2O Se observa un precipitado de CaSO4

Determinar le pH: (con papel indicador)

Agua destilada 6-7 Neutro con cierto pH básico.

Vinagre 2 Ácido

Pasta de dientes 7-8 Básico ( para neutralizar los ácidos de la boca)

Tampón: MEZCLAS REGULADORAS QUE NO VARÍAN SU PH CON LA ADICCIÓN DE UN ÁCIDO O UNA BASE.

ÁCIDO DÉBIL+SAL+BASE CONJUGADA

BASE DÉBIL+ SAL+ÁCIDO CONJUGADO

LA ECUACIÓN DE HASSELHACH:

CUESTIONES:

Dadas las siguientes sustancias: cloruro de sodio, sulfato de sodio, acetato de

sodio, cloruro amónico, ácido sulfúrico, ácido acético, amoníaco e hidróxido de

sodio. ¿Qué dos disoluciones reguladoras se pueden preparar?. ¿Por qué?

CH3-COOH+ CH3-COONa----------TAMPÓN

NH3+ NH4CL---------------------------TAMPÓN

Page 4

DESTILACIÓN

Materia es todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. La materia puede

clasificarse en dos categorías:

 Sustancias puras, cada una de las cuales tiene una composición fija y un único

conjunto de propiedades. Las sustancias puras pueden ser:

– Elemento: tipo de materia que no puede subdividirse en dos o más sustancias

puras

– Compuesto: sustancia pura que contiene más de un elemento. Los

compuestos poseen una composición fija, es decir, un compuesto dado siempre

contiene los mismos elementos y los mismos porcentajes en masa.

 Mezclas, compuestas de dos o más sustancias. Una mezcla contiene dos o más

sustancias combinadas de tal forma que cada una conserva su identidad química.

Existen dos tipos de mezclas:

– Mezclas homogéneas o uniformes, que son aquellas en las que la

composición es la misma en toda la muestra. La mezcla homogénea, sobre

todo si es líquida, se denomina disolución.

– Mezclas heterogéneas o no uniformes, que son aquellas en las que la

composición de la muestra varía de un punto a otro.

Puntos de ebullición: teniendo en cuenta los puntos de ebullición de ambas sustancias, la sustancia más volátil se evaporará antes y la otra permanecerá en el matraz aforado.

Acetona (56ºC)+ Etilenglicol (197,3ºC) Esta disolución se separará sin problema ya que los puntos de ebullición son muy

diferentes

Ácido acético (118ºC)+ H2O (100ºC) + Acetona (56ºC) En cambio, esta otra no se va a separar completamente, porque sería

muy dificil separar el ácido acético del agua, ya que tienen puntos de

ebullición similares. Por otra parte sí podemos separar la acetona.

Práctica 5: DESTILACIÓN SENCILLA

CUESTIONES:

Definir punto o temperatura de ebullición:

Es aquella temperatura en la cual la presión de vapor del líquido iguala a la presión de vapor del medio en el que se encuentra. Coloquialmente, se dice que es la temperatura a la cual la materia cambia del estado líquido al estado gaseoso.

Definir densidad de una materia y mostrar los cálculos realizados para obtener las

densidades:

Magnitud escalar referida a una cantidad de masa en un determinado volumen de disolvente.

¿Con que fin se realiza el ensayo con rojo de metilo en la destilación de la mezcla 2?

Para ver que efectivamente el resultado de la destilación fue acetona. El rojo de metilo reacciona con la acetona y la disolución adquiere un tono anaranjado, y con el ácido acético adquiere un color rojizo.

Buscar las diferencias entre destilación sencilla y fraccionada. ¿Cree que en alguna de

las dos destilaciones realizadas hubiera sido mejor realizar una destilación fraccionada?

Page 5

CRISTALIZACIÓN

Práctica 6 : OBTENCIÓN DE CRISTALES

La investigación acerca de los cristales ha adquirido enorme importancia en estos

momentos en los que asistimos a una incesante búsqueda de nuevos materiales, y

cuando se ha comprobado que conseguir una determinada forma cristalina puede servir

para, por ejemplo, optimizar las propiedades de los medicamentos, como puede ser el

caso de una simple aspirina. La forma de cristalización hace que las propiedades,

incluyendo la estabilidad, solubilidad y velocidad de disolución, higroscopicidad y

disponibilidad del fármaco sean diferentes e incluso puede dar lugar a que, en una

determinada forma, un medicamento resulte eficaz, mientras que en otra sea un producto

perjudicial para la salud.

*Condiciones de cristalización:

Para que la materia pueda reorganizarse formando determinadas estructuras, las

moléculas o iones deben estar en movimiento y perder dicha movilidad en unas

determinadas condiciones:

• Con tiempo suficiente (lentamente)

• En reposo.

• Disponiendo de espacio suficiente para orientarse.

Los cristales más perfectos se obtienen en las naves espaciales porque, en ausencia de

gravedad, sólo actúan las fuerzas entre los iones o moléculas. Este es el motivo por el

cual entre los diferentes programas que se desarrollan en cualquier vuelo espacial,

siempre alguno o algunos se refieren a la obtención de cristales.

Estas condiciones se pueden conseguir mediante procesos físicos o químicos.

a) Procesos físicos:

– Evaporación del disolvente: Es el proceso por el que, en la naturaleza, se originan

las rocas sedimentarias de precipitación química, concretamente las llamadas

evaporíticas. En el laboratorio la evaporación de una disolución de cualquier sal

que no sea higroscópica puede ilustrar este proceso. Nosotros este caso lo

veremos en la práctica del sulfato de cobre (II).

– Fusión: En la naturaleza se forman así las rocas plutónicas y volcánicas. Este

proceso en el laboratorio consiste en calentar un sólido, hasta que funda (paso

sólido- líquido) y dejar enfriar para que vuelva a solidificar.

– Sublimación: En las zonas volcánicas la sublimación es un fenómeno

relativamente frecuente, por brusco enfriamiento de los gases emitidos en las

fisuras superficiales. En el laboratorio lo comprobaremos a través de la siguiente

experiencia:

b) Procesos químicos.

Cristalización por una reacción muy:

Proceso RED-OX:

Cristales de sales dobles:

2 K2CR2O7 + 8 H2S04 + 3 CH3-CH2OH------->4 (KCr).(SO4)2 + 11 H2O + 3 CH3-COOH

(KCr).(SO4)2 --- PRECIPITADO

Page 6

CRISTALES Y LLUVIA DE ORO

Práctica 7: OBTENCIÓN DE CRISTALES JARDÍN CRISTALINO Y LLUVIA DE ORO

Lluvia de oro:

Pb(NO3)2 + 2 KI--------> 2 KNO3 + PbI2

Pb(NO3)2 ?

KI ? ----------> Calentar a baño maría----> Redisolver ----> ENFRIAR----> PbI2 Precipita en

KNO3 SOLUBLE el PbI2 forma de sólido

PbI2 INSOLUBLES ---> PRECIPITADO AMARILLO Y AMORFO cristalinos

ALOTROPÍA: Que puede cristalizar en diversas formas. Ejemplo: Carbono: grafito, grafeno y diamante.

Jardín cristalino:

50 mL H2O CuSO4 NaSO4+CuSiO3

50mL Na2SiO3 FeSO4 NaSO4+FeSiO3

MnCl2 + Na2SiO3 NaCl +MnSiO3

CoCL2 NaCl +CoSiO3

MgCl2 NaCl +MgSiO3

FeCl2 NaCl +FeSiO3

Se crean columnas huecas de la parte insoluble.

Page 7

IDENTIFICACIÓN

Práctica 8 : REACCIONES QUÍMICAS EN TUBO DE ENSAYO. SEPARACIÓN DE ANIONES.

El Análisis Cualitativo es la parte de la Química Analítica que tiene por objeto el

reconocimiento o identificación de los grupos químicos presentes en una muestra.

Cuando se trata de muestras inorgánicas, el análisis implica a los constituyentes

metálicos (cationes) y a los no metálicos (aniones). Como la mayor parte de las sales

inorgánicas al disolverse liberan iones, éstos pueden reconocerse haciendo uso de

propiedades observables características, como puede ser el presentar cierto color o

formar algún precipitado con determinado reactivo. La propiedad observada puede ser

únicamente característica del grupo químico que la presenta, en cuyo caso se denomina

ESPECIFICA (o producida por un reactivo específico). Si la mencionada propiedad

común, en igualdad de condiciones, es a varios grupos químicos recibe el nombre de GENERAL, y se denomina SELECTIVA cuando la presentan un conjunto más limitado de

ellos.

Cuando coexisten varios cationes o aniones en disolución el

problema de su reconocimiento puede ser complicado, ya que pueden presentarse

INTERFERENCIAS mutuas que oscurecen o anulan la acción de los reactivos. En estas

ocasiones suele recurrirse a la utilización de marchas sistemáticas.

Identificación de Cl-

Cl- + Ag+ ----> AgCl

Se añade HNO3 y AgNO3 a una disolucion de Cl- -------------> Precipitado blanco que oscurece a la luz = presencia de cloro

Identificación de SO4 (-2)

SO4 (-2) + Ba (+2)-----> BaSO4

Se añade a una disoluicón de SO4 (-2) HCl y Acetato de Bario ------------->Precipitado blanco= presencia de sulfato.

Identificación de NO3-

NO + Fe(+2)------> Fe(NO)(+2)

Se añade a una disolución de NO3- FeSO4 y H2SO4-----------> Color pardo = presencia de nitrato.

Operaciones y técnicas de análisis cualitativo

ORDEN

MÉTODO

LIMPIEZA

ESCALA DE TRABAJO:

Se trabajará, en escala “semimicro”, pues en escala macro ( > 0.1 g y volúmenes

superiores a 10 ml) las cantidades de muestra y reactivos son relativamente grandes, y

35

en niveles “micro” (de 0.1 mg a 10 mg y de 0.01 a 1 ml), “ultramicro” y “subultramicro” se

requieren técnicas especiales.

MEDIDAS DE VOLÚMENES Y CANTIDADES:

Se hará de forma aproximada: 1 ml contiene aproximadamente 20 gotas. Casi nunca es

necesario usar balanzas o pipetas. NO ES POR TANTO UN ANÁLISIS CUANTITATIVO,

SINO SÓLO CUALITATIVO

MANEJO DE DISOLUCIONES:

-Usar varilla agitadora.

-Usar un baño para calentar una sustancia.

-Evitar introducir la pipeta en el tubo de ensayo, y tocar las paredes del tubo para evitar contaminaciones.

SEPARACIÓN DE PRECIPITADO:

-Por centrifugado. Siempre se debe colocar un tubo gemelo en el lado opuesto, para que la esté nivelada la centrifugadora.

-Pipeta Pasteur para separa líquido de sólido. Para evitar que las últimas porciones se impurifiquen con el precipitado se introduce en el extremo del tubo

un pequeño pedazo de algodón, que actúa de filtro.

LAVADO DE SÓLIDO:

Tiene por objeto eliminar impurezas. Se efectúa generalmente con agua destilada a la

que se ha añadido un poco de reactivo precipitante para evitar la solubilización por efecto

de ión común. El lavado debe efectuarse con pequeñas porciones de líquido procurando

poner en contacto el sólido y líquido por agitación. Es más efectivo lavar varias veces con

pequeñas porciones de líquido que lavar una sola vez con mucho líquido.

En los tubos de centrífuga, después de adicionar el líquido de lavado, se agita con una

varilla de vidrio para poner en contacto sólido y líquido, volviendo a centrifugar de nuevo.

CUESTIONES:

Cuando añado amoniaco al AgCl se disuelve ¿Por qué? Razona que reacción tiene

lugar. Seguidamente le añado ácido o yoduro y se obtiene un precipitado, ¿Cuál es este

precipitado?

AgCl + NH3--------> Ag+ + NH4Cl

El cloruro de amonio es soluble, por lo tanto, si el NH3 se disuelve.

Ag+ + NH4+ + Cl+ I- -------->AgI

El AgI es sólido, por lo tanto, precipitará

Escribe la reacción iónica de la reducción del ión nitrato.

NO3- ----------->NO

¿Por qué en la cuestión 3 se efectúa la identificación de nitroso en primer lugar, en

vez de hacerlo en la disolución que queda después de precipitar el AgCl?

Porque añadiendo AgNO3, por tanto nos daría un falso positivo.

Page 8

SÍNTESIS DE Al(OH)3

Práctica 9: SÍNTESIS DE HIDRÓXIDO DE ALUMINIO

Al3+ + H2O ↔ Al(OH)2+ + H+

Al3+ + 2 H2O ↔ Al(OH)2

+

+ 2H+

Al(OH)2++ 2 H2O ↔ Al(OH)2

+

+ 2H+

El catión Al3+ se encuentra hidratado formando complejos con el agua y sería

más apropiado escribir :

Al (H2O)6

3+ + H2O ↔ Al(OH)(H2O)5

2+ + H3O+

Al2(SO4)3 + 6 NaOH--------> 3 Na2SO4 + 2Al(OH)3

Al(OH)3 (sólido gelatinoso) + NaOH -----> Redisuelve -------> Al(OH)4- (Líquido incoloro)

Al(OH)4- + CO2 -----> Al(OH)3 (sólido gelatinoso) + HCO3-

BOMBEO DE CO2

CaCO3 + 2HCl--------> H2CO3 + CaCl2

Se libera CO2

******************************************************************************************************************************

Al(OH)3 + NaOH---->Al(OH)4- + Na+ pH= 12

Al(OH)3 + H2SO4----->Al2(SO4)3 + H2O pH=1

******************************************************************************************************************************

Al(OH)3 + H2SO4 (aq)----->Al2(SO4)3 + H2O pH=1

La reacción es muy lenta por tanto, tardará más tiempo en llevarse a cabo.

******************************************************************************************************************************

Al(OH)3 es anfótero, es decir, puede actuar tanto de base como de ácido.

Page 9

SULFATO DE COBRE

Práctica 10: REACCIONES CON EL SULFATO DE COBRE

CRISTALIZACIÓN:

Para obtener un cristal a partir de una disolución es necesario que esta disolución esté

sobresaturada de la sal en cuestión.

Pues bien, una disolución sobresaturada es aquella que tiene aún más sulfato de cobre

en disolución. ¿Cómo es posible entonces preparar esta disolución si ya no se puede

disolver más?

- Deja enfriar la disolución inmediatamente dejará de estar saturada para volverse

sobresaturada.

La disolución tiene color azul debido a la presencia del complejo Cu(H2O)6

2+.



A continuación se filtran las impurezas con un embudo y un filtro de pliegues y

Se vierte la disolución en un cristalizador, colocado en un lugar muy estable (sin

vibraciones).

Unas tres horas después aparecerán varios cristales pequeños en el fondo del

cristalizador.

TINTA MÁGICA:

CuSO4 + NH3 -------> Cu2SO4(OH)2 + 2 NH4+

Cu2SO4(OH)2 Azul-verde.

Cu2SO4 (OH)2+ NH3 -------> Cu(NH3) (2+) Azul intenso.

REACCIÓN DE FORMACIÓN DE PRECIPTADO Y COMPLEJOS:

1- CuSO4

2- 2CuSO4 + NaOH-------> Na2SO4 + Cu(OH)2 (precipitado negro)

3- 2Cu2+ + SO4

2-+ 2NH3 + 2H2O → Cu2SO4(OH)2 (s) (verde azulado) + 2NH4

+

REACCIÓN DE FORMACIÓN DE HUMO:

A la disolución número 3 le añadimos HCl

NH3 + HCl-------> NH4Cl (g) dispersión en suspensión.

RECUBRIMIENTO DE METALES:

Fe --------> FeSO4 + Cu

Al CuSO4 + Zn---------> Znso4 + Cu

Al-----------> CuSO4 +Al NO PASA NADA

2e- + Fe-------->Fe (2+) OXIDACIÓN 2e- + Zn--------> Zn (2+)

Cu (+2)---------> Cu + 2e- REDUCCIÓN Cu (+2)---------> Cu + 2e-

Con el aluminio no pasa nada, ya que no puede haber dos reacciones de reducción al mismo tiempo. Las dos primeras reacciones son espontáneas, pero la última (Al) no lo es ya que necesitaríamos aportarle una energía para poder llevarla a cabo. En otras palabras tendríamos que invertir su potencial eléctrico.

Page 10

VALORACIÓN ÁCIDO-BASE

Práctica 11: VALORACIÓN ÁCIDO-BASE

Indicador (fenolftaleina) :Los indicadores son ácidos o bases débiles que poseen la propiedad de cambia su color dependiendo del pH del medio donde se encuentren

Punto de equivalencia: cuando ambas concentraciones, la del ácido y la de la base son iguales. (teórico)

Punto final: momento en el que el cambio de color percibido en la base o el ácido es contante. (real)

Patrón primario: un compuesto cuya concentración es exactamente conocida.

(Ma*Va)/ a= (Mb*Vb)/ b

pH= -log[H+]

pOH= -log [OH-]

pH + pOH= 14

Page 11

REACCIONES RED-OX

Práctica 12: REACCIONES REDOX ACOPLADAS

Ión cobre con glucosa:

El reactivo de Benedict: es una disolución acuosa de sulfato de cobre, CuSO4, carbonato

sódico, Na2CO3, y citrato sódico Na3(C6H5O7)

1- RB+ GLUCOSA--------- ----->Cu2O (Naranja-rojo)

I BAÑO MARÍA I

2- RB + ETOH----------------------> TRASPATENTE

Inicialmente TRASPARENTE I BAÑO MARÍA I

El CU(+2) se reduce, o oxida a la glucosa ara dar Cu2O

Botella azul:

GLUCOSA + 2KOH + Azul de Metileno <-----> R-COO(-)K(+) + AMH + H2O

Al agitar:

AMH + O2-----> AM

Page 12

VALORACIÓN RED-OX

Práctica 13: VALORACIÓN REDOX

Las reacciones redox pueden emplearse con fines analíticos cuantitativos, para averiguar

la concentración de determinados iones en disolución, del mismo modo que hemos

empleado una reacción cuantitativa ácido-base en la valoración anterior.

En este caso deben tener colores diferentes las formas oxidada y reducida del

indicador. Existen dos agentes oxidantes comunes en el laboratorio que son el dicromato

potásico y el permanganato potásico. Como se muestra en el siguiente esquema, los

colores de los aniones dicromato y permanganato son diferentes de los de sus especies

reducidas:

Cr2O7

2-(anaranjado)→ Cr3+(verde)

MnO4

-

(púrpura) → Mn2+ (rosa pálido)

Ajustes de reacciones redox:

1) Se escribe el esquema de la reacción en forma iónica.

2) Se ajustan los átomos en cada una de las semirreacciones por separado:

- Para reacciones en medio ácido, se agrega agua para ajustar los átomos

de oxígeno y protones para ajustar los átomos de hidrógeno.

- Para reacciones en medio neutro o básico, primero se ajustan los átomos

como si la reacción estuviera en medio ácido. Entonces, por cada ión H+

se

agrega un número de iones OH-

igual en ambos lados de la ecuación.

Finalmente, en el lado en donde aparecen tanto el H+ como el OH-

se

combinan dichos iones para dar agua (H2O).

3) Se agrega electrones a cada uno de los lados de cada semirreacción para balancear

las cargas.

4) Se suman las dos semirreacciones.

5) Se verifica que la ecuación contiene el mismo tipo y número de átomos y el mismo

número de cargas en ambos lados. Si falta algo, puede ser necesario balancear en la

ecuación final por inspección los iones espectadores.

MnO4

-

+ -

OOC-COO-

+ H+ → Mn2+ + CO2 (g) + H2O

[5e- + 8H+ + MnO4- (+7)------->Mn(+2) +4 H2O ] x2 ------- REDUCCIÓN

[C2O4 --------->2 CO2 + 2e- ]x5 ---------------------------------- OXIDACIÓN

---------------------------------------------------------------------------------

16H+ + 2MnO4- + 5C2O4 -----> 2Mn (+2) + 10 CO2 + 8H2O

2 KMnO4 + 5 Na2C2O4 + 8 H2SO4 ----------> 2 Mn (+2) + 10 CO2 +8 H2O

(Mo*Vo)/oxid.= (Mr*Vr)/ reduc.

Se añade la disolución de H2SO4 para que la disolución esté en medio ácido, por lo cual el manganeso se pueda reducir a manganeso +2, en medio básico se formaría manganeso +4, (MnO2) que es un sólido marrón que produce una turbidez que dificulta la determinación del punto final de la valoración.