Seguro que ya has oído hablar de las valoraciones redox. Los químicos utilizan las valoraciones para averiguar la cantidad exacta de base necesaria para neutralizar un ácido. Sin embargo, las valoraciones también pueden ser útiles para determinar la cantidad de agentes oxidantes necesarios para reaccionar con un agente reductor. Estas valoraciones se denominan valoraciones redox. ¿Estás interesado en aprender sobre las valoraciones redox? ¡Pues sigue leyendo!
- En primer lugar, hablaremos de las reacciones redox y de los estados de oxidación.
- A continuación, explicaremos qué son las valoraciones redox y veremos una curva de valoración redox.
- Además, aprenderemos los conceptos de punto de equivalencia y punto final en química.
- Después, seguiremos un experimento de valoración redox y veremos los cálculos de valoración redox.
- Por último, repasaremos algunos ejemplos relacionados con las valoraciones redox.
¿Qué es la valoración redox?
La valoración redox es una técnica que se utiliza para saber cuál es la concentración de los agentes reductores y de los agentes oxidantes de una reacción.
Para entender bien esta definición, repasemos qué son las reacciones de oxidación-reducción.
Durante una reacción redox, los reactivos intercambian electrones; esto cambia los estados de oxidación de los átomos de los reactivos a los productos. En otras palabras: en la reacción redox, los electrones se transfieren de la especie que se oxida a la que se reduce.
Si una sustancia acepta un electrón, decimos que se reduce; mientras que si una sustancia pierde un electrón, se oxida.
Ahora, definamos los agentes oxidantes y reductores:
- La especie que reduce (cede electrones) a otra se llama agente reductor. Un agente reductor se oxida y pierde electrones.
- Por otro lado, el agente oxidante oxida (acepta electrones) otra especie y, por lo tanto, gana un electrón y se reduce.
Estados de oxidación
También podemos fijarnos en los números de oxidación de los elementos, para determinar qué molécula se oxida o se reduce en una reacción redox.
Los números de oxidación (o estados de oxidación) indican a los químicos la carga de un átomo y cuántos electrones ha ganado o donado durante una reacción.
Determinación de los estados de oxidación
Cuando los átomos están en su forma elemental, tienen un número de oxidación igual a cero.
Por ejemplo, el número de oxidación del neón (Ne) es cero. El estado de oxidación de la molécula de flúor (F2) también es cero.
Pero, eso cambia cuando reaccionan:
- Para un ion monoatómico, el número de oxidación es el mismo que su carga iónica.
- Por ejemplo, el K+ tiene un número de oxidación de +1, mientras que el Ca+2 tiene un número de oxidación de +2.
- En los compuestos iónicos, los metales alcalinos (Grupo 1) tendrán siempre un número de oxidación +1. El grupo 2 tendrá un número de oxidación de +2. El aluminio, del grupo 3, siempre tendrá un número de oxidación de +3 en los compuestos iónicos.
Átomos en compuestos moleculares:
- El oxígeno (O) tiene un número de oxidación de -2, excepto en el peróxido (O22-).
- El hidrógeno (H) tiene un número de oxidación de +1 cuando se une a cualquier no metal y de -1 cuando se une a los metales.
- El flúor(F) tiene un número de oxidación de -1.
- El grupo 7 (o halógenos) tiene un número de oxidación de -1, excepto cuando está unido al oxígeno.
- Los números de oxidación suman cero para un compuesto neutro, y suman la carga total para un ion poliatómico.
Veamos un ejemplo:
Determina el número de oxidación del azufre en SCl2 y SO42-.
En SCl2, esperamos que el cloro tenga un número de oxidación de -1, ya que el Cl es un halógeno, y la suma del número de oxidación debe ser igual a cero. Entonces, resolviendo X, podemos determinar el número de oxidación del azufre:
$$X+2(-1)=0$$
$$-X-2=0$$
$$X=-2$$
Así, el estado de oxidación del azufre es -2.
Ahora, observa que el SO42- es un ion poliatómico con una carga global de -2. Esto significa que la suma de los números de oxidación será igual a -2. A partir de la tabla anterior, sabemos que el oxígeno tendrá un número de oxidación de -2. Entonces, si dejamos que X sea el número de oxidación del azufre, obtenemos:
$$X+4(-2)=-2$$
$$X-8=-2$$
$$X=+6$$
En este caso, el estado de oxidación del azufre es igual a +6.
Por lo tanto, tenemos que:
- Si el número de oxidación aumenta, entonces decimos que la especie se ha oxidado.
- Si el número de oxidación disminuye, entonces decimos que la especie se ha reducido.
- Si el número de oxidación permanece igual, los llamamos iones espectadores, y suelen quitarse al escribir las ecuaciones iónicas netas.
Para saber más sobre las reacciones redox y los iones espectadores, consulta Reacciones redox.
Indicadores redox
En primer lugar, definamos lo que es una valoración.
Una valoración es una técnica utilizada para determinar la concentración de una disolución desconocida, añadiendo lentamente una disolución de concentración conocida a otra disolución de concentración desconocida.
En las valoraciones redox, un agente oxidante se valora con un agente reductor (o viceversa).
Por ejemplo, podemos utilizar dicromato de potasio para valorar una solución de cloruro de hierro (II). Durante esta valoración, la solución de Cr2O72- se añade a la solución de Fe2+. El ion dicromato se reduce a Cr3+ al oxidar el Fe2+ a Fe3+.
Existen diferentes tipos de valoraciones redox, que suelen llevar el nombre del reactivo utilizado, denominado indicador:
- La permanganometría es una valoración redox que utiliza permanganato de potasio como agente oxidante. Las valoraciones con permanganato de potasio no necesitan un indicador, porque el KMnO4 ya actúa como tal. En una valoración de hierro (III) con permanganato, los químicos utilizan el ácido fosfórico para enmascarar el color del hierro (III), de manera que no interfiera con el cambio de color en el punto final de la valoración.
- La cerimetría es un tipo de valoración redox que utiliza sulfato cérico de amonio como agente oxidante. Las valoraciones suelen realizarse con ácido perclórico o ácido sulfúrico.
- La dicrometría utiliza dicromato de potasio (K2Cr2O7) como agente oxidante. En este tipo de valoración redox, se utiliza un indicador redox (por ejemplo, el sulfonato de difenilamina de bario) para indicarnos el punto final de la valoración.
- La bromatometría es una valoración redox, que utiliza bromato de potasio como agente oxidante.
- La yodimetría y la yodometría utilizan yodo (I2) como agente oxidante, para valorar agentes reductores.
- Las yodimetrías suelen realizarse en soluciones neutras o ligeramente básicas/ácidas.
- Las yodometrías, en cambio, utilizan el ion yoduro como agente reductor débil.
Otros indicadores muy importantes utilizados en las valoraciones redox son:
- Azul de metileno o metiltionina: cuando se encuentra en presencia de oxígeno es de color azul, mientras que, si no hay oxígeno, es incoloro.
- Rojo neutro: en función del pH, cambia de un color amarillento (casi incoloro) hasta un color rojo.
- Tionina: pasa de ser una sustancia incolora a ser una sustancia violeta, al reducirse.
Puedes aprender más sobre las valoraciones consultando Valoración.
Curvas de valoración redox
Las valoraciones redox tienden a ser un poco más complejas de evaluar que las curvas de valoración que implican valoraciones ácido-base. Los químicos pueden controlar las valoraciones redox mediante el control del potencial electroquímico.
Una curva de valoración redox sigue el cambio de potencial (E) frente al volumen del valorante añadido.
- El valorante es la sustancia de concentración conocida.
- El analito es la sustancia de concentración desconocida.
Como ejemplo, podemos utilizar la valoración de 50,0ml de 0,100M Fe2+ con 0,100M Ce4+ en 1M HClO4. La reacción, en este caso, es:
$$Fe^{2+}(aq)+Ce^{4+}(aq)\rightleftharpoons Ce^{3+}(aq)+Fe^{3+}(aq)$$
Observa que, este es un ejemplo de valoración, el analito es un agente reductor (Ared), mientras que el valorante es un agente oxidante (Tox):
$$A_{red}+T_{ox}\rightleftharpoons T_{red}+A_{ox}$$
El potencial electroquímico de la reacción es la diferencia entre los potenciales de reducción de las semi reacciones de oxidación y reducción:
$$E_{rxn}=E\frac{T_{ox}}{T_{red}}-E\frac{A_{ox}}{A_{red}}$$
Cuando la reacción entre el analito y el valorante alcanza el equilibrio, entonces decimos que el Ereac es cero y que:
$$E\frac{T_{ox}}{T_{red}}=E\frac{A_{ox}}{A_{red}}$$
Para controlar el progreso de las valoraciones redox, podemos utilizar el potencial para cualquiera de las dos semirreacciones. Observa la curva de valoración redox que aparece a continuación:
Fig. 1: Ejemplo de curva de valoración de una reacción de valoración redox en la que se añade Ce4+.
¿Qué ocurre exactamente aquí? Analicémoslo:
- Antes de que se alcance el punto de equivalencia, la mezcla se compone principalmente de la forma oxidada y reducida del analito.
- El punto de equivalencia se alcanza cuando se han añadido 20 mL de Ce4+ a la mezcla.
- Después del punto de equivalencia, hay cantidades significativas de las formas oxidada y reducida del valorante.
Punto de equivalencia redox
El punto de equivalencia redox es el punto de la curva de valoración en el que se observa un gran cambio en el potencial químico; es decir, un cambio en la energía de la reacción.
Visualmente lo identificamos como un punto de inflexión en la curva representada en la Figura 2.
En muchas ocasiones, cuando tenemos una reacción redox, representamos la evolución de la reacción mediante una curva de valoración. En esta curva se representan distintas variables de la reacción, entre las que destaca, sobre todo, el punto de equivalencia.
Fig. 2: Utilizando el ejemplo de la gráfica anterior, podemos observar que el punto de equivalencia, representado en rojo, nos indica un cambio en la energía de la reacción.
Concepto de punto final en química
El punto final de una reacción química es el momento en el que podemos percibir el cambio que genera el indicador en la reacción. En este momento justo debemos dejar de añadir uno de los reactivos, pues la reacción ya ha tenido lugar.
El punto final de una valoración es el punto en el cual el indicador sufre el cambio perceptible por nuestros sentidos. Lo ideal es que coincidan el punto de equivalencia y el punto final; pero esto no suele ocurrir en la práctica, debido a que no siempre el indicador se modifica perceptiblemente en el mismo momento en el que se alcanza el punto de equivalencia; además, para el cambio del indicador suele ser necesario algo del reactivo usado en la valoración.
Estas dos causas de error están implícitas en todos los métodos volumétricos con indicador químico:
Fig. 3: Ejemplo de un dispositivo de reacción de valoración redox realizada en un laboratorio. En el matraz de Erlenmeyer ponemos nuestra disolución; necesitaremos también un dispositivo que sujete nuestra pipeta con el valorante.
Colocaremos la pipeta encima de nuestro matraz de Erlenmeyer y dejaremos caer el valorante, hasta que veamos un cambio en el color de nuestra disolución; cuando esto ocurra, habremos llegado al punto de equivalencia.
Gracias a tener el valorante en una pipeta, podremos saber la cantidad exacta que hemos necesitado para llegar a este estado.
Experimento de valoración redox
¿Tienes curiosidad por saber cómo se realizan las valoraciones redox en el laboratorio? Veamos un ejemplo, que implica la determinación del porcentaje de H2O2 en una botella de H2O2 al 3% comprada en la tienda. Utilizaremos una disolución estándar de KMnO4 como valorante.
Veamos primero cuáles son los pasos a seguir para llevar a cabo la correcta determinación del porcentaje real de la botella:
- Calcula la masa de un matraz Erlenmeyer limpio de 125ml utilizando una balanza analítica.
- Pipetea 1,0ml de la disolución de H2O2 de muestra en el matraz y registra la masa de la disolución de H2O2 añadida.
- Añade 10ml de H2SO4 3 M al matraz y, luego, añade 50ml de agua destilada.
- Llena una bureta con 50ml de tu disolución estándar 0,025M KMnO4. Registra el volumen inicial de la bureta.
- Ahora, desliza un trozo de papel blanco bajo el matraz que contiene el analito, y valora con la solución de KMnO4, hasta que la disolución del analito cambie de color a un color rosa/púrpura muy pálido de forma permanente.
- Registra el volumen final de la bureta. Esta diferencia entre el volumen inicial y el final de la bureta nos indicará el volumen y la concentración de KMNO4 necesarios para alcanzar el punto final de la valoración.
- A continuación, podemos calcular el porcentaje real de H2O2 en la botella comprada utilizando la estequiometría.
Supongamos que realizas un experimento, similar al anterior, y registras los siguientes datos:
| Volumen inicial de la bureta | 50,00ml |
| Volumen final de la bureta | 64,00ml |
| Volumen de H2O2 valorado (densidad= 1,00 g/ml) | 1,00ml |
| Molaridad de la solución de KMnO4 | 0,025M |
Utiliza los datos recogidos para calcular el porcentaje (%) de H2O2 en la solución de peróxido de hidrógeno comprada en la tienda.
Paso 1: calcula los moles de KMnO4:
$$\frac{0,025\ mol\ KMnO_{4}}{1000\ mL\ disolucion}\cdot 14,00\ mL\ de\ disolucion=0,00035\ mol\ KMnO_{4}$$
Paso 2: utiliza los moles de KMnO4 para encontrar los moles de H2O2 :
$$0,00035\ mol\ KMnO_{4}\cdot \frac{5\ mol H_{2}O_{2}}{2\ mol\ KMnO_{4}}=0,000875\ mol\ H_{2}O_{2}$$
Paso 3: calcula la masa de H
2O
2:
$$0,000875\ mol\ H_{2}O_{2}\cdot \frac{34,02\ g H_{2}O_{2}}{1\ mol H_{2}O_{2}}=0,0298\ g\ H_{2}O_{2}$$
Paso 4: halla el porcentaje de H2O2:
$$\frac{0.0298\ g\ H_{2}O_{2}}{1\ mL}\cdot 100=2.97 \%$$
Observa que la botella comprada en la tienda decía que contenía un 3% de H2O2. Sin embargo, los datos experimentales nos dicen que el porcentaje de H2O2 es, en realidad, del 2,97%.
Cálculos de valoración redox
Hemos aprendido que la concentración de una sustancia puede determinarse mediante una valoración redox. Vamos a practicar con un ejemplo que implique cálculos:
En una valoración de una disolución de 25,0ml de Fe2+ con MnO4-, se utilizaron 16,7ml de 0,0152M de MnO4-. Encuentra la concentración de Fe2+.
Para responder a esta pregunta, hay que seguir algunos pasos:
Paso 1: Escribe la ecuación iónica neta equilibrada para la reacción de valoración:
$$5Fe^{2+}+MnO_{4}^{-}+8H^{+}\rightarrow 5Fe^{3+}+Mn^{2+}+4H_{2}O$$
Paso 2: Calcula el número de moles de MnO4- que reaccionan.
$$0,0167l\cdot 0,0152\frac{mol}{L}=2,54\cdot 10^{-4}\ moles\ de\ MnO_{4}^{-}$$
Paso 3: Calcula la concentración de Fe2+ en la muestra:
$$2,54\cdot 10^{-4}moles\ de\ MnO_{4}^{-}\cdot \frac{5\ mol\ Fe^{2+}}{1\ mol\ MnO_{4}^{-}}=1,27\cdot 10^{-3}\ moles\ de\ Fe^{2+}$$
$$[Fe^{2+}]=\frac{1,27\cdot 10^{-3}mol\ Fe^{2+}}{0,0250\ L}0,0508\ M\ Fe^{2+}$$
La concentración de Fe2+ de la muestra es de 0,0508M.
Ejemplos de valoración redox
Terminemos viendo algunos ejemplos de valoraciones redox:
- Podemos utilizar la yodometría para encontrar la masa de ácido ascórbico en una tableta de vitamina C, mediante la valoración con una solución de I2 0,005M.
- Los químicos también pueden utilizar otro tipo de valoración redox, la yodometría, para encontrar el porcentaje de cobre en una muestra de latón desconocida.
Ahora espero que te sientas más seguro en tu comprensión de las valoraciones redox.
Valoración Redox - Puntos clave
- Durante una reacción redox, los reactivos intercambian electrones; esto cambia estados de oxidación de los átomos de los reactivos a los productos.
- En las valoraciones redox, un agente oxidante se valora con un agente reductor (o viceversa).
- Una curva de valoración redoxsigue el cambio de potencial (E) frente al volumen del valorante añadido.
- El valorante es la sustancia de concentración conocida, mientras que el analito es la sustancia de concentración desconocida.
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