guia de trabajos practicos-2011

Guía de Trabajos Prácticos de Licenciatura en Bioquímica Química Analítica General

Área de Química Analítica 2011

Esta guía de Química Analítica, para la realización de los Trabajos Prácticos de Aula y

Laboratorio, corresponde a la Asignatura Química Analítica General, la cual es parte de la

formación básica para la Licenciatura en Bioquímica. Esta Asignatura se dicta en el 2º

cuatrimestre del segundo año de la Carrera, es de carácter obligatorio y posee un crédito horario

total de 130 hs.

Equipo Docente:

Dr. Julio Raba, Profesor Titular, Dr. en Bioquímica.

Dra. Irma De Vito, Profesor Asociado, Dra. en Química.

Dra. Susana Moyano, Profesor Adjunto, Dra. en Bioquímica.

Dr. Germán Messina, Jefe de Trabajos Prácticos, Dr. en Bioquímica.

Dr. Franco Bertolino, Auxiliar de Primera, Dr. en Farmacia.

FUNDAMENTOS GENERALES

La Química como ciencia básica tiene multiplicidad de ramas que permiten el estudio de la

totalidad del entorno que rodea al hombre. Es por ello, que los nuevos enfoques de enseñanza deben

tender a visualizar el papel fundamental que cumple la cultura científica y tecnológica en el

desarrollo social. Ahora bien, en particular, la Química Analítica que tiene por objeto lograr una

real comprensión de los fenómenos físico-químicos que ocurren en los diferentes ecosistemas, debe

estudiarse en profundidad.

La importancia que representa para los estudiantes el entendimiento de los equilibrios en las

ciencias químicas y en ciencias relacionadas tales como agricultura, biología, geología y medicina,

en temas como la producción de clorofila en una planta, la formación de una piedra caliza, el

deterioro de una estatua de mármol por la lluvia ácida o la actividad de una enzima, no pueden ser

discutidos, inteligentemente, sin un entendimiento previo de los principios físico-químicos de los

distintos equilibrio y la habilidad para aplicar dichos principios a la resolución de una variedad de

problemas comunes. Esto demuestra que debe prevalecer una relación estrecha entre química y los

hechos concretos de la vida diaria, el medio ambiente, la sociedad y la tecnología.

Para incentivar la participación del alumno y considerando su ansiedad por contactarse con

una problemática real se deben integrar los temas teóricos con procesos de aplicación a la

bioquímica, que se verifican mediante la realización de trabajos experimentales.

En la confección de esta guía de Trabajos Prácticos, intentamos reflejar la experiencia de

muchos años de docencia de un grupo de trabajo dedicado a la enseñanza de la Química Analítica

inicial para distintas carreras de la Facultad de Química Bioquímica y Farmacia, y esperamos que

sea de utilidad para el alumnado.

Los Autores



OBJETIVOS BÁSICOS

Lograr que el alumno:

Conozca los fundamentos y la utilidad de los distintos métodos de análisis clásico, sus

alcances y limitaciones.

Inicie su adiestramiento en las distintas técnicas de análisis clásico.

Afiance los conocimientos mediante el planteo y la resolución de problemas analíticos

específicos.

Informe e interprete datos analíticos sobre la base de criterios actuales de calidad.

Comprenda la importancia de la química analítica como herramienta básica del Lic. en

Bioquímica.

Se familiarice con bibliografía, normas, y bancos de datos relacionados a la asignatura.

Desarrolle criterios para la selección de una técnica analítica en función de sensibilidad,

exactitud, precisión, costos, tiempos de ejecución y naturaleza de la muestra.

Desarrolle criterio analítico, de suma importancia para tomar decisiones, juzgar hechos y

apreciar valores.

Autores:

Profesores: Dra. Irma De Vito, Dra. Susana Moyano, Dr. Julio Raba

Auxiliares: Dr. Germán Messina, Dr. Franco Bertolino

Química Analítica General Licenciatura en Bioquímica Guía de Laboratorio


INDICE DETERMINACION DE LA MASA DE UNA SUSTANCIA ............................................................................... 1 Laboratorio Nº 1 ...................................................................................................................................................... 4 MANEJO DE BALANZAS Y PREPARACION DE SOLUCIONES ................................................................... 4 Laboratorio Nº 2 ...................................................................................................................................................... 6 ANALISIS SISTEMATICO DE CATIONES ........................................................................................................ 6 Laboratorio Nº 3 ...................................................................................................................................................... 7 ANALISIS SISTEMATICO DE ANIONES .......................................................................................................... 7 Laboratorio Nº 4 ...................................................................................................................................................... 8 MARCHA ANALITICA ........................................................................................................................................ 8 Ensayos de identificacion de cationes mas frecuentes .......................................................................................... 11 Ensayos de identificacion de aniones mas frecuentes ........................................................................................... 17 ANALISIS CUANTITATIVO .............................................................................................................................. 20 Laboratorio Nº 5 .................................................................................................................................................... 23 PREPARACION y NORMALIZACION DE UN ACIDO TIPO Y DE UNA BASE TIPO ............................... 23 Laboratorio Nº 6 .................................................................................................................................................... 27 APLICACIONES DE LA VOLUMETRIA ACIDO-BASE ................................................................................. 27 Laboratorio Nº 7 .................................................................................................................................................... 29 APLICACIONES DE LA VOLUMETRIA DE PRECIPITACIÓN ..................................................................... 29 Laboratorio Nº 8 .................................................................................................................................................... 33 COMPLEXOMETRIA: APLICACIONES ........................................................................................................... 33 Laboratorio Nº 9 .................................................................................................................................................... 36 APLICACIONES DE LA VOLUMETRIA DE OXIDO-REDUCCION ............................................................. 36 Laboratorio Nº 10 .................................................................................................................................................. 40 APLICACIONES DE LA GRAVIMETRIA ........................................................................................................ 40 PREPARACION DE SOLUCIONES Y EXPRESION DE RESULTADOS ....................................................... 43 ANALISIS CUALITATIVO ................................................................................................................................ 44 CALCULO DE pH................................................................................................................................................ 45 CALCULO DE KpS .............................................................................................................................................. 49 ANALISIS CUANTITATIVO – VOLUMETRIA ............................................................................................... 49 ANALISIS CUANTITATIVO - GRAVIMETRIA .............................................................................................. 52 ANEXOS .............................................................................................................................................................. 54 RESPUESTAS GUIA DE AULA ......................................................................................................................... 54 CUADRO DE SOLUBILIDADES EN AGUA PURA ......................................................................................... 56 CUADRO DE ELECTROLITOS FUERTES Y DEBILES .................................................................................. 56 CONSTANTES DE DISOCIACION DE ACIDOS DEBILES A 25º C .............................................................. 57 CONSTANTES DE DISOCIACION DE BASES DEBILES A 25ºC .................................................................. 58 CONSTANTES DEL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD A 25 ºC ...................................................................... 58 REGLAMENTO INTERNO DE LA ASIGNATURA ......................................................................................... 61 GLOSARIO DE TERMINOS ............................................................................................................................... 63 PROGRAMA DE LA ASIGNATURA................................................................................................................. 66 BIBLIOGRAFIA ................................................................................................................................................. 69



NORMAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO

1- Normas Generales

• Usar guardapolvo con puños, entallados y a la altura de la rodilla, de preferencia de algodón.

• Usar protección para los ojos tales como lentes de seguridad, guantes apropiados

• No se permitirá la entrada al laboratorio con: faldas, pantalones cortos, medias de nylon, zapatos

abiertos y cabello largo suelto.

• No comer, beber, ni fumar en los lugares de trabajo.

• Trabajar con ropa bien entallada y abotonada.

• Mantener las mesas siempre limpias y libres de materiales extraños (traer repasador).

• Colocar materiales peligrosos alejados de los bordes de las mesas.

• Arrojar material roto sólo en recipientes destinados a tal fin.

• Limpiar inmediatamente cualquier derrame de producto químico.

• Mantener sin obstáculo las zonas de circulación y de acceso a las salidas y equipos de emergencia.

• Informar en forma inmediata cualquier incidente al responsable de laboratorio.

• Antes de retirarse del laboratorio deben lavarse las manos.

2- Normas Específicas

• Para tomar material caliente usar guantes y pinzas de tamaño y material adecuados.

• Colocar los residuos, remanentes de muestras, etc. en recipientes destinados para tal fin.

• Rotular los recipientes, aunque sólo se utilicen en forma temporal.

• No pipetear con la boca ácidos, álcalis o productos corrosivos o tóxicos.

• Manejo de solventes, ácidos y bases fuertes:

− Abrir las botellas con cuidado y de ser posible, dentro de una campana.

− Los ácidos y bases fuertes deben almacenarse en envases de vidrio perfectamente tapados y

rotulados, lejos de los bordes desde donde puedan caer. No exponer los recipientes al calor.

− No apoyar las pipetas usadas en las mesas.

− Trabajar siempre con guantes y protección visual.

− Para la dilución de ácidos añadir lentamente el ácido al agua contenida en el matraz, agitando

constantemente y enfriando si es necesario.

Si se manejan grandes cantidades de ácidos tener a mano bicarbonato de sodio.

Si le cae por accidente sobre piel un solvente, ácido o álcali, inmediatamente lávese con abundante

agua y busque atención.


Área de Química Analítica 2011 1

DETERMINACION DE LA MASA DE UNA SUSTANCIA

Durante el transcurso de un análisis químico siempre se necesita determinar la masa de una

sustancia, ya sea de la muestra a analizar o de las diferentes drogas sólidas para preparar las soluciones

para el análisis. Es de suma importancia comprender la diferencia que existe entre masa y peso. La

masa es una medida constante de la cantidad de materia de un objeto. El peso es la fuerza de atracción

entre el objeto y la tierra. Como la atracción gravitacional varía con la localización geográfica, el peso

depende del lugar en donde el objeto está siendo pesado, en cambio la masa permanece constante sin

importar el lugar donde se mida. Los análisis químicos se basan siempre en la medición de la masa,

por lo que los resultados no dependen del lugar.

Una balanza es el instrumento de medida que se utiliza para comparar masas. En el

vocabulario cotidiano se pierde la diferencia entre peso y masa, y al proceso de comparación de masas

comúnmente se le denomina pesada.

En los laboratorios se utilizan dos tipos de balanzas:

a) Balanzas granatarias

Este tipo de balanzas se utilizan para determinaciones de masa cuando las cantidades

requeridas son sólo aproximadas ya sea de sólidos o líquidos, este tipo de pesadas se utilizan para

preparar soluciones de concentración aproximada. Actualmente estas balanzas tiene un solo platillo en

la parte superior y las pesadas pueden hacerse rápidamente. Existen en el mercado modelos de variada

capacidad y precisión: de 120 g con una precisión de 0,5 mg; de 1.200 g y una precisión de 5 mg; de

2.000 g con 0,1 g de precisión.

b) Balanzas analíticas

Una balanza analítica es un instrumento para “pesar” cuya capacidad va desde un gramo hasta

algunos kilogramos con una precisión de al menos 1 parte en 105 de su capacidad máxima.

Actualmente la precisión y exactitud de muchas balanzas analíticas superan 1 parte en 106 de su

capacidad máxima.

Dentro de las balanzas analíticas más comunes tenemos:

� Macrobalanzas, tienen una capacidad de máxima de 160-200 g y una precisión de 0,1 mg.

� Semimicroanalíticas, tienen una capacidad de máxima de 10 -30 g y una precisión de 0,01 mg.

� Microanalítica, tienen una capacidad de máxima de 1 - 3 g y una precisión de 0,001 mg.

La balanza analítica tradicional, de brazos iguales, ha sido desplazada por la balanza

analítica monoplato debido a la rapidez de las pesadas. Esta última actualmente está siendo sustituida

por la balanza electrónica.



Clasificación de las Sustancias

Reactivos: La pureza de los reactivos es de fundamental importancia para la exactitud de los

resultados de cualquier análisis, y en general debería utilizarse siempre para los análisis de laboratorio

drogas o reactivos químicos de máxima pureza. Existen en el comercio drogas de diferentes calidades

y de diferentes purezas.

La calidad especificada como “grado técnico” es la de menor pureza y no se utiliza

generalmente en los laboratorios de análisis, es utilizada en la industria para diversos procesos que

requieren grandes volúmenes de reactivos. La calidad denominada U.S.P. ( bajo Normas de

Farmacopea) es de menor pureza que la denominada “droga pura” y esta última de menor pureza que

la “grado análisis” o “p.a.”. Este último tipo se adquiere con un rótulo en el cual se especifican o se

declaran las impurezas presentes.

Las drogas grado análisis o grado reactivo actualmente deben ajustarse a los estándares

mínimos especificados por el Comité de Sustancias como Reactivos de la Sociedad Química

Americana o con especificaciones ACS y siempre que sea posible esta es la calidad de drogas

requeridas en los ensayos generales de laboratorio. Algunos fabricantes imprimen en los rótulos no

sólo los límites máximos de impurezas sino también el análisis utilizado para la determinación.

Grado estándar primario: son drogas de elevada pureza que sirven como material referencia

en los métodos volumétricos y gravimétricos. Deben cumplir con ciertos requisitos. Los estándares

primarios son fabricados bajo estrictas normas y son cuidadosamente analizados por sus proveedores y

esto está impreso en los rótulos de los envases.

Drogas estándares de referencia: son sustancias complejas que han sido exhaustivamente

analizadas y son utilizadas para el control de calidad de los métodos de análisis y en los sistemas de

validación de ensayos.

Reactivos con propósitos especiales son sustancias preparadas para alguna aplicación

especial, por ejemplo Drogas calidad Biología Molecular, Drogas calidad espectrometría, grado

cromatográfico, grado pesticidas, grado análisis toxicológico etc.

Reglas para el manejo de reactivos y soluciones

Ya se vio que la pureza de las drogas es el condicionante para la exactitud del resultado final

del análisis. Un frasco recién abierto de una droga grado reactivo normalmente se puede utilizar con

toda confianza, pero utilizar la última porción de un frasco de reactivo con la misma confianza

depende de la forma en que se ha manejado ese frasco después de abierto. En general se deben

observar algunas reglas de manejo para evitar una contaminación accidental de los reactivos y de las

soluciones. Ellas son:



1. Cuando se disponga a realizar un análisis, seleccionar el mejor grado de sustancia disponible

para el trabajo y siempre que sea posible utilizar el menor frasco que contenga la cantidad

necesaria.

2. Colocar inmediatamente la tapa en el recipiente, luego de haber utilizado la droga.

3. Tomar los tapones de los frascos entre los dedos, no dejar los mismos en la mesada para evitar

confusiones.

4. A menos que se le indique expresamente otra acción, no debe regresar al frasco de droga el

exceso de reactivo.

5. A menos que se le indique otra acción, no debe introducir espátulas, cucharas, u otros utensilios

en los frascos de droga sólida. En lugar de esto, agitar vigorosamente el frasco tapado, o golpear

suavemente contra una mesada de madera para romper cualquier incrustación, luego vertir

afuera del frasco una cantidad cercana a la deseada, de no ser posible, utilizar cucharas de

porcelana limpias.

6. Conservar la estantería de reactivos y la balanza de laboratorio en perfecto estado de orden y

limpieza. Limpiar de inmediato cualquier salpicadura, aún cuando haya alguien más esperando

utilizar la misma sustancia.

7. Observar los reglamentos locales del laboratorio en cuanto a la disposición de excesos de

reactivos y soluciones.



Laboratorio Nº 1

MANEJO DE BALANZAS Y PREPARACION DE SOLUCIONES

Objetivos

� Preparar soluciones integrando conocimientos teóricos y cálculos.

� Diferenciar las formas de expresión de la concentración y relacionarlos con la utilización de

diferentes calidades de drogas, tipos de balanzas y tipos de material volumétrico.

� Emplear diferentes tipos de balanzas.

Parte experimental

Material de laboratorio:

1- Vidrio de reloj

2- Vaso de precipitación de 50 mL

3- Matraz aforado de 100 mL

4- Probeta de 100 mL

5- Varilla de vidrio

6- Espátula de vidrio.

7- Pipetas graduadas de 10 y 5 mL.

8- Pipetas doble aforo de 5 mL

Reactivos:

1. Carbonato de sodio anhidro.

2. Hidróxido de Sodio. (50% p/v)

3. Diferentes sales sólidas.

4. Ácido clorhídrico concentrado.

Procedimiento:

A - Preparación de una solución de título exacto. Solución de Carbonato de sodio anhidro.

1. Calcular la masa que es necesario pesar para preparar 100,0 mL de solución 0,1 N de Carbonato de

sodio.

2. Utilizando una balanza analítica, pesar la cantidad calculada en un vaso de precipitación.

3. Agregar aproximadamente 50 mL de agua destilada y utilizando una varilla de vidrio agitar hasta

la disolución total de la droga sólida.

4. Trasvasar cuantitativamente la solución a un matraz aforado de 100,0 mL ayudándose con la

varilla de vidrio.

5. Enjuagar el vaso varias veces con un pequeño volumen de agua destilada y trasvasar los líquidos de

lavado al matraz.

6. Enjuagar la varilla de vidrio y completar el volumen del matraz con agua destilada.

7. Envasar la solución obtenida y rotularla convenientemente.



B - Preparación de una solución de concentración aproximada.

1. Calcular la masa que es necesaria pesar para preparar 100,0 mL de solución porcentual (p/v), de la

sal sólida que se indique a cada comisión en el laboratorio.

2. Utilizando una balanza granataria, pesar la cantidad calculada en un vidrio de reloj o vaso de

precipitado, según su criterio.

3. Disolver la droga sólida con agua destilada y utilizando una varilla de vidrio, agitar hasta la

disolución total.

4. Trasvasar la solución a una probeta de 100,0 mL ayudándose con la varilla de vidrio.

5. Enjuagar el vaso varias veces con un pequeño volumen de agua destilada y trasvasar los líquidos de

lavado a la probeta.

6. Enjuagar la varilla de vidrio y completar el volumen a 100 mL en la probeta con agua destilada.

7. Una vez preparada la solución envasarla en frascos de plástico rotulado convenientemente.

C - Preparación de soluciones de diferentes ácidos y bases partiendo de soluciones concentradas:

hidróxido de sodio y ácido clorhídrico. (Trabajar con las drogas bajo campana)

1. Buscar en el rótulo de la droga concentrada los datos de concentración y densidad.

2. Calcular el volumen de cada reactivo necesario para preparar 250 mL de solución 0,1 N.

3. Verter en un matraz de 250,0 mL aproximadamente 50 mL de agua destilada.

4. Trasvasar un volumen del reactivo a un vaso de precipitación y medir el volumen calculado en el

paso 2, con una pipeta graduada, utilizando una propipeta.

5. Descargar lentamente el volumen medido en el matraz con agua destilada.

6. Completar a volumen con agua destilada.

7. Envasar la solución obtenida y rotularla convenientemente.

Informe de laboratorio:

Realizar en un cuaderno de notas el informe correspondiente, en donde consten los cálculos,

los procedimientos utilizados y las conclusiones.



Laboratorio Nº 2

ANALISIS SISTEMATICO DE CATIONES

Ensayos Preliminares Comparativos

Objetivos

� Aplicar las propiedades periódicas con fines analíticos.

� Emplear reactivos generales y de grupo.

� Observar el comportamiento de los cationes frente a diferentes reactivos generales y de

grupo.

Parte experimental


1- Tubos de ensayo




Reactivos:

1- NaOH (2N y c) ; (OH-)

2- NH4OH (2N y c) ; (OH-) ; NH3 ; (NH4+)

3- Na2CO3 (1N) ; (CO32-) ; (OH-)

4- HCl (2N) ; (Cl-)

5- (NH4)2SO4 (sol. saturada) ; (SO42-)

6- NH4+/NH3 (sol. reguladora)

Procedimiento:

1- En tubos de ensayo colocar 5 gotas de solución de cada una de las especies iónicas a estudiar.

2- Adicionar a cada uno de ellos, gota a gota y agitando, solución del reactivo general cuyo efecto

sobre la especie se dispone a observar, siguiendo el orden señalado en esta guía.

3- Observar y anotar cuidadosamente los cambios que se manifiesten, particularmente la formación

de gases, sólidos o nuevas especies solubles, anotando en cada caso el aspecto y color del producto de

la reacción.

4- Escriba la ecuación que justifica la reacción química correspondiente. En los casos en que no se

observen cambios, haciendo uso de sus conocimientos busque la justificación química a tales hechos.


Realizar en un cuaderno de notas el informe correspondiente, en donde consten las ecuaciones

que justifican las reacciones químicas correspondientes en cada caso.



Laboratorio Nº 3

ANALISIS SISTEMATICO DE ANIONES

Ensayos Preliminares Comparativos

Objetivos

� Aplicar las propiedades periódicas con fines analíticos.

� Emplear reactivos generales y de grupo.

� Observar el comportamiento de los aniones frente a diferentes reactivos generales y de grupo.

Parte experimental


1- Tubos de ensayo




Reactivos:

1- H2SO4 (2N) ; (H+)

2- AgNO3 ; (Ag+)

3- Ba (CH3 -COO)2 ; (Ba2+)

4- Ca (CH3 -COO)2 ; (Ca2+)

5- KI en medio ácido ; (I-)

6- KMnO4 en medio ácido ; (MnO4-)

Procedimiento:

1- En tubos de ensayo colocar 5 gotas de solución de cada una de las especies iónicas a estudiar.

2- Adicionar a cada uno de ellos, gota a gota y agitando, solución del reactivo general cuyo efecto

sobre la especie se dispone a observar, siguiendo el orden señalado en esta guía.


de gases, sólidos o nuevas especies solubles, anotando en cada caso el aspecto y color del producto de

la reacción.

4- Escriba en todos los casos la ecuación que justifica la reacción química correspondiente. En los

casos en que no se observen cambios, haciendo uso de sus conocimientos busque la justificación

química a tales hechos.






Laboratorio Nº 4

MARCHA ANALITICA

Objetivos

� Emplear una marcha sistemática de separación.

� Obtener información cualitativa mediante la respuesta binaria que se observe en una muestra.

� Analizar en forma cualitativa una muestra simple.

Parte experimental


1- Tubos de ensayo




5- Centrífuga

Reactivos:

1- NaOH (2N y c) ; (OH-)

2- NH4OH (2N y c) ; (OH-) ; NH3 ; (NH4+)

3- Na2CO3 (1N) ; (CO32-) ; (OH-)

4- HCl (2N) ; (Cl-)

5- (NH4)2SO4 (sol. saturada) ; (SO42-)

6- NH4+/NH3 (sol. reguladora)

7- H2SO4 (2N) ; (H+)

8- AgNO3 ; (Ag+)

9- Ba (CH3 -COO)2 ; (Ba2+)

10- Ca (CH3 -COO)2 ;(Ca2+)

Procedimiento:

1- En tubos de ensayo colocar 3 mL de la solución muestra.

2- Adicionar gota a gota y agitando, solución de carbonato de sodio hasta precipitación total

(reacción alcalina al tornasol), centrifugar, separar y reservar la solución para el análisis de cationes de

primer grupo y de aniones.

3- Disolver el precipitado con ácido nítrico diluido y continuar con el esquema de separación de la

marcha del carbonato de sodio.


de sólidos o nuevas especies solubles, anotando en cada caso el aspecto y color del producto de la

reacción.

5- Realizar los ensayos de identificación que correspondan a los cationes encontrados en la muestra.

6- Tomar gotas de la solución reservada en el paso 2 y realizar los ensayos de identificación para

cationes de primer grupo.



9

7- Sobre unas gotas de la muestra original realizar ensayo de identificación de carbonato.

8- Tomar una alícuota de la solución reservada para análisis de aniones y realizar la separación de

aniones con los reactivos de grupo.


de sólidos, anotando en cada caso el aspecto y color del producto de la reacción.

10- Realizar los ensayos de identificación que correspondan a los aniones encontrados en la muestra.

Informe del laboratorio:





10

Esquema de Marcha Analítica

El procedimiento general se basa en el empleo sistemático de técnicas de separación,

utilizando las condiciones experimentales adecuadas en cada operación, cuyo elemento principal es el

denominado Reactivo de Grupo. La técnica de separación más usual para especies-analitos

inorgánicos es la precipitación / centrifugación.

Marcha del Carbonato de Sodio

Problema en Solución

Iones solubles en carbonato

Na+, K+ y Aniones

Precipitado

+ Na2CO3

Solución

+ HNO3 ∅

Solución AgCl PbCl2 Hg2Cl2

+ HCl

CaSO4 PbSO4 SrSO4 BaSO4

+ (NH4)2 SO4

Solución

+ NH3 /NH4+

Al(HO)3 Cr(HO)3 Fe(HO)3 Bi(HO)3 Cd(NH3)42+

Zn(NH3)4

2+ Cu(NH3)4

2+ Co(NH3)6

2+ Hg2+, Mg2+, Mn2+, Ca2+

Grupo 3

Grupo 1

Grupo 5 Grupo 6

Grupo 4



11

ENSAYOS DE IDENTIFICACIÓN DE CATIONES MÁS FRECUENTES

Primer Grupo de Cationes: Cationes solubles en Na2CO3

Li+, Na+, K+ y Tl

+

Mecanismo:

En todos los casos realizar ensayo de coloración a la llama.

Técnica:

1- Colocar en microtubo de ensayo 5 gotas de solución muestra.

2- Adicionar gotas de HC1(c)

3- Tomar con hilo de platino y exponer a la llama.

Resultado: Li+ : coloración rojo - carmín

Na+: coloración amarilla

K+: coloración violeta

Tl+: coloración verde esmeralda

Segundo Grupo de Cationes: Cationes insolubles en HNO3 (c) en caliente.

Sn4+ y Sb3+

Reactivo: Fe en medio ácido y HgCl2

Mecanismo: Reducción de Sb3+ a Sb y de Sn4+ a Sn2+ con Fe

Técnica:


2- Agregar una pequeña cantidad de Fe en polvo.

3- Separar la solución del precipitado de Sb.

4- Continuar trabajando con el líquido, agregar 2 gotas de HgCl2 0,5 N.

Resultado: Precipitado negro de Sb metálico. Precipitado gris o negro de Hg2Cl2 y/o Hg.

Tercer Grupo de Cationes: Cationes insolubles en HCl 2 N

Ag+

Reactivo: HCl 2 N y NH3 (c)

Mecanismo: Disolución del precipitado de AgCl por formación del amino complejo:

[ ][ ] [ ][ ] [ ][ ] [ ] ↓+→+

↓+→+

++→+

++↓→+

−−

−−

−+−−

−+−

HgSnClHgCllSnC

ClHgSnClHgCl2ClSn

Cl2FeSnClFeSnCl

Cl12Fe3Sb2Fe3SbCl 2

262

24

222

622

4

224

26

236



12

Técnica:


2- Adicionar gotas de HCl 2 N.

3- Agregar amoníaco concentrado hasta disolución total.

Resultado: Formación de complejo incoloro.

Pb2+

Reactivo: NaOH (c)

Mecanismo: Formación de hidroxo – complejo:

Técnica:


2- Adicionar gotas de NaOH 2 N.

3- Agregar NaOH (c) en exceso hasta disolución total.

Resultado: Formación de complejo incoloro.

Hg22+

Reactivo: NH3 (c)

Mecanismo: Dismutación del Hg22+ en Hg2+ y Hg:

Técnica:


2- Adicionar gotas de HCl 2 N.

3- Agregar amoníaco concentrado.

Resultado: Formación de un precipitado negro o gris.

Cuarto Grupo de Cationes: Cationes insolubles en (NH4)2SO4

Ca2+, Sr2+, Ba2+ y Pb2+

Reactivo: Sulfato de amonio y Na2AEDT.

Mecanismo: Disolución selectiva de los MeSO4 en Na2AEDT.

Técnica:


( )[ ] −+

−+

+→+↓

↓→+

ClNHAgNH2AgCl

AgClClAg

233

( )( ) OH2PbOOH2OHPb

OHPbOH2Pb

2222

22

+→+↓

↓→+−−

−+

−+

−+

++↓+↓→+↓

↓→+

ClNHNHHgClHgNH2ClHg

ClHgCl2Hg

4blanco

2negro

0322

2222



13

2- Adicionar Sulfato de amonio gota a gota hasta precipitación total.

Agregar 20 gotas de agua al precipitado, agitar, centrifugar y decantar. Reservar la solución para

investigar Ca2+.

3- Adicionar 20 gotas de Na2AEDT al 5% . Poner en baño María 5 min., centrifugar, decantar.

Reservar la solución para investigar Pb2+.

4- Añadir 10 gotas de Na2AEDT al 5 %, 1 gota de indicador mixto y gotas de NaOH 0,05N hasta

verde. Calentar en B.M. Si se pone violeta (hay Sr2+), adicionar NaOH hasta color verde.

Centrifugar, decantar. Reservar la solución para investigar Sr2+.

5- Adicionar 4 gotas de NH3 (c) y 10 gotas de Na2AEDT al 5 %. Calentar B.M. hasta disolución

total. Reservar la solución para investigar Ba2+.

Ca2+

Reactivo: Rodizonato de sodio.

Mecanismo: Formación de precipitado:

Técnica:


2- Adicionar 0,5 g de sulfato de amonio y calentar a sequedad.

3- Tratar el residuo seco y frío con gotas de solución acuosa reciente de rodizonato de sodio al 0,2% y

gotas de NaOH 0,5 N.

Resultado: El residuo blanco se tiñe de color violeta.

Quinto Grupo de Cationes: Cationes insolubles en solución reguladora NH4+/ NH3 (pH 9,5)

Cr 3+

Reactivo H202 en medio alcalino.

Mecanismo: Oxidación de Cr3+ a CrÓ42-

Técnica:


2- Adicionar NaOH hasta reacción alcalina.

3- Agregar 4 gotas de H202 al 3%, calentar a ebullición.

Resultado: Solución de color amarillo indica cromato.

Fe3+

Reactivo: KSCN

Mecanismo: formación de complejo coloreado:

O

O

O

O

O

O

CaCa

O+

O+

H

H

( )[ ] OH8CrO2OH2OH3OHCr2 224224 +→++ −−−

( )[ ] +−+ →+ 23 SCNFeSCNFe



14

Técnica:

1- Colocar en placa de toque 3 gotas de solución muestra.

2- Adicionar 3 gotas de KSCN.

Resultado: Color rojo intenso.

Al3+

Reactivo: Aluminón.

Mecanismo: Formación de quelato (laca) en medio neutro.

Técnica


2- Agregar gotas de aluminón al 1 %.

Resultado: Precipitado rojo rosado, coposo.

Bi3+

Reactivo: Estannito de Sodio (SnCl2 + NaOH)

Mecanismo: Reducción a Bi metálico:

Técnica:

1- Colocar en placa de toque 3 gotas de solución de SnCl2.

2- Adicionar NaOH 2 N hasta disolución del precipitado.

3- Agregar 3 gotas de muestra y agitar.

Resultado: Precipitado negro.

Sexto Grupo de Cationes: Cationes solubles en solución reguladora NH4+/NH3 de (pH 9,5)

Cu2+

Reactivo: Cuprón.

Mecanismo: Formación de un quelato.

Técnica:

1- Colocar en papel de filtro 1 a 2 gotas de cuprón al 5 % en etanol.

2- Agregar 1 gota de solución de la muestra previamente alcalinizada con solución de NH3 2 N.

Resultado: Mancha de color verde claro.

Co2+

Reactivo: Solución de tiocianato de amonio en acetona.

Mecanismo: Formación de complejo:

( )[ ] ( )[ ] −−−+ +→++ 263

3 OHSn3Bi2OH9OHSn3Bi2

( )[ ]−−+ →+ 32 SCNCoSCN3Co



15

Técnica:


2- Adicionar ac. acético 2 N, hasta reacción ácida al tornasol, hervir.

3- Agregar esta solución sobre volumen doble de sol. saturada de tiocianato de amonio en acetona.

Resultado: Color azul o azul verdoso intenso.

Hg2+

Reactivo: Estannito de Sodio (SnCl2 + NaOH)

Mecanismo: Reducción a Hg metálico:

Técnica:

1- Colocar en placa de toque 3 gotas de solución de SnCl2.

2- Adicionar NaOH 2 N hasta disolución del precipitado.

3- Agregar 3 gotas de muestra y agitar.

Resultado: Precipitado negro.

Zn2+

Reactivo: Na2S

Mecanismo: Formación de un precipitado:

Técnica:

1- Colocar en microtubo de ensayo 5 gotas de solución muestra amoniacal.

2- Adicionar 5 gotas de NaOH (c), centrifugar y seguir trabajando con la solución.

3- Agregar gotas de solución reciente de sulfuro de sodio al 30 %.

Resultado: Precipitado blanco.

Mg2+

Reactivo: Magnesón.

Mecanismo: Adsorción de la forma tautomérica azul del colorante sobre el hidróxido de magnesio.

Técnica:

1- Colocar en microtubo de ensayo 3 gotas de solución muestra acética.

2- Adicionar 1 gota de Magnesón al 1 % en etanol al 50 %.

3- Agregar gotas de NaOH hasta alcalino, calentar a baño María.

Mn2+

Reactivo: H2O2 en medio alcalino.

Mecanismo: Oxidación de Mn2+ a MnO2:

[ ] ( )[ ] ( )[ ] −−−−− ++→++ Cl4OHSnHgOH2OHSnHgCl 26

24

24

( )[ ] 322

43 NH4ZnSSNHZn +↓→+ −+

↓→++ −+ OH2•MnOOH2OHMn 22222



16

Técnica:


2- Adicionar agua oxigenada al 30 % y calentar.

Resultado: Precipitado pardo.

Cd2+

Reactivo: Na2S

Mecanismo: Formación de un precipitado:

Técnica:


2- Adicionar gota a gota KCN 1M hasta decoloración.

3- Agregar gotas de solución reciente de sulfuro de sodio al 30 % y calentar en baño maría.

Resultado: Precipitado amarillo.

( )[ ] 322

43 NH4CdSSNHCd +↓→+ −+



17

ENSAYOS DE IDENTIFICACIÓN DE ANIONES MÁS FRECUENTES

Sulfito

a) Centrifugar el precipitado obtenido en el ensayo para grupo I. Decantar el sobrenadante a un

tubo de ensayo y reservarlo.

b) Agregar 1 mL de agua al precipitado, agitar y luego agregar 5 gotas de ácido clorhídrico 6M

y 5 gotas de cloruro de bario l M.

c) Agitar con cuidado luego centrifugar y decantar el sobrenadante límpido en un tubo limpio.

Descartar el residuo.

d) Agregar 5 gotas de peróxido de hidrógeno al 3 % al sobrenadante claro. Agitar y dejar estar 5

minutos. Un precipitado blanco de BaS04, finamente dividido, indica la presencia de ion sulfito en el

desconocido original.

Sulfato

a) Colocar 1 mL del desconocido en un tubo de ensayo. Agregar ácido clorhídrico 6 M, agitando, hasta

que la solución sea ácida al tornasol, luego agregar 2-3 gotas en exceso.

b) Agregar 3-5 gotas de cloruro de bario 1 M y agitar. Un precipitado blanco finamente dividido de

BaSO4 confirma ion sulfato.

Fosfato

a) Colocar 1 mL del desconocido en un tubo de ensayo. Agregar hidróxido de amonio, agitando hasta

que la solución sea alcalina, luego agregar 2 - 3 gotas en exceso.

b) Agregar 1 mL de mezcla magnesiana a la solución alcalina. Agitar con cuidado y dejar estar 5

minutos, agitando para que la precipitación sea completa. Si no se forma precipitado, el ion fosfato

está ausente.

c) Centrifugar el precipitado de fosfato amónico magnésico y descartar el sobrenadante.

d) Agregar 1 mL de mezcla magnesiana al precipitado. Agitar bien, centrifugar y descartar el

sobrenadante.

e) Agregar 1 mL de ácido nítrico 6 M al precipitado. Agitar. El precipitado deberá disolverse

completamente en la solución ácida.

f) Agregar 1 mL de molibdato de amonio 1 M y luego calentar hasta ebullición. Un precipitado

amarillo, (NH4)3PO4(MoO3)12 , indica fosfato.



18

Carbonato

a) Colocar 2 mL del desconocido en un tubo de ensayo, agregar 2 mL de peróxido de hidrógeno al 3 %

y agitar. Agregar 2 mL de ácido acético 6M y tapar el tubo rápidamente con el tapón atravesado por un

tubo de salida acodado.

b) Colocar el tubo en un baño de agua hirviente y burbujear los gases que escapan en un tubo que

contenga una mezcla de 1 mL de hidróxido de sodio 6 M, 1 mL de cloruro de bario 1M y 2 mL de

agua, la que ha sido centrifugada para eliminar cualquier precipitado o turbidez. Un precipitado blanco

de BaCO3 indica carbonato.

Cromato

a) Colocar en placa de toque 2 a 3 gotas del desconocido.

b) Adicionar 2 gotas de solución alcohólica de Difenilcarbazida al 1%.

c) Si el desconocido es alcalino, adicionar ácido sulfúrico diluido, hasta que desaparezca el color rojo

del reactivo. En presencia de cromato se origina un color azul-violeta.

Cloruro

a) Colocar 1 mL del desconocido en un vaso de 25 mL, agregar 5 gotas de cromato de potasio 1 M y 2

mL de ácido nítrico 6 M.

b) Calentar y hervir hasta que se haya evaporado la mitad del líquido, luego decantar la solución

remanente a un tubo limpio.

c) Agregar 1 mL de ácido nítrico 6 M y 10 gotas de nitrato de plata 0,5 M. Agitar. Si no se forma

ningún precipitado, está ausente el ion cloruro. Si se forma precipitado, centrifugar y descartar el

sobrenadante.

d) Agitar el precipitado con 1 mL de agua, 5 gotas de peróxido de hidrógeno al 3 % más 5 gotas de

ácido nítrico 6 M. Calentar a ebullición, centrifugar y descartar el sobrenadante.

e) Si queda algún color, repetir la etapa d).

f) Disolver el precipitado por agregado de 10-15 gotas de hidróxido de amonio 6 M y agitar.

g) Agregar 1 mL de ácido nítrico 6 M a la solución clara de la etapa (f). Un precipitado blanco de

AgCl indica cloruro.



19

Yoduro y Bromuro

a) Preparar agua de cloro, colocando 0,5 gramos de clorato de potasio en un tubo de ensayo y

agregarle 5 mL de ácido clorhídrico 6 M, agitar y dejar estar la mezcla 5 minutos antes de usarla.

b) Colocar 1 mL del desconocido en otro tubo de ensayo, agregar ácido nítrico 6 M gota a gota,

agitando hasta que la solución sea ácida, (ensayar con papel de tornasol) y agregar 5-10 gotas en

exceso.

c) Agregar 1 mL de tetracloruro de carbono o cloroformo.

d) Agregar 1-2 gotas -no mas- de agua de cloro recién preparada. Tapar el tubo y agitar vigorosamente

10 veces. Un color violeta en la capa de tetracloruro de carbono, indica yoduro. Un color pardo-

naranja indica bromuro.

e) Repetir la etapa d) varias veces. Si el color violeta palidece y es reemplazado por un color pardo-

naranja, están presentes yoduro y bromuro. Si está ausente el anión bromuro, el color final del

tetracloruro de carbono será amarillo por el cloro disuelto.

Nitrato

a) Colocar 1 mL de la solución del desconocido en un tubo de ensayo y acidificar agregando

ácido acético 6 M, gota a gota y agitando.

b) Agregar acetato de plomo 1 M, una gota por vez y agitando hasta que no se forme más precipitado.

Evitar un gran exceso de este reactivo, 5-6 gotas son usualmente suficientes. Centrifugar cualquier

precipitado y decantar el sobrenadante a un tubo de ensayo limpio. Descartar el precipitado de PbI,

PbS , PbSO4 , etc.

c) Agregar 2 mL de sulfato de plata 0,04 M (solución saturada) y 5 gotas de ácido sulfúrico 3 M.

Agitar, luego centrifugar cualquier precipitado, decantar el sobrenadante a un tubo de ensayo limpio y

descartar el precipitado.

d) Agregar una pizca de sulfato ferroso sólido o de sulfato ferroso amónico sólido al sobrenadante

límpido. Agitar hasta que se disuelva completamente.

e) Inclinar el tubo en ángulo de 45º y verter cuidadosamente 2 mL de ácido sulfúrico concentrado por

la pared del tubo de manera que las dos soluciones no se mezclen.

f) Observar el tubo contra un fondo blanco. Si está presente el anión nitrato, se observará un delgado

anillo pardo (a veces púrpura) en la superficie que separa ambos líquidos.



20

ANALISIS CUANTITATIVO

Normas Generales

El análisis químico de materiales complejos hace necesario tener conocimiento de una serie de

operaciones corrientes de laboratorio, tales como: toma de muestra, su preparación, pesada,

disolución, precipitación, lavado del precipitado, calcinación, etc.

Para la correcta realización de todos y cada uno de estos pasos se hace necesario poseer la

habilidad manual suficiente, un real conocimiento de los principios en juego, y una amplia

información a cerca de los instrumentos de medidas habituales en los laboratorios analíticos.

Todo trabajo analítico cuantitativo exige la mayor atención a los detalles.

La mesa de trabajo y el material deben mantenerse escrupulosamente limpios y ordenados.

Todos los utensilios de vidrio deben estar desengrasados, permitiendo que el agua escurra sobre ellos

de la forma correcta. Exteriormente, los recipientes podrán secarse con un paño pero en cambio no

deberán tocarse los interiores. En casi todos los casos, pero no siempre no se producen errores cuando

el recipiente queda húmedo o mojado en su parte interna.

Los recipientes que contienen reactivos sólidos o en solución tienen que ser perfectamente

identificados, consignando en el rótulo todos los detalles considerados de interés. Durante el curso de

las operaciones que demanda el análisis, todos los recipientes deben mantenerse cubiertos para

impedir la entrada de materiales extraños capaces de producir contaminaciones. Todas las anotaciones

de importancia, lo mismo que los cálculos numéricos y las operaciones matemáticas que demande el

análisis, deben registrarse en el cuaderno de laboratorio.

Adecuación y limpieza del material de vidrio

Los jabones, detergentes o ciertos preparados comerciales especiales resultan suficientes, en

buena parte de los casos, para el lavado del material de vidrio general de los laboratorios. El interior y

exterior se frotan con solución jabonosa hasta que esta se extienda uniformemente, se lava luego con

agua corriente y, finalmente, se enjuaga repetidamente con agua destilada, y se deja escurrir boca

abajo.

Para limpiar el interior de los matraces pequeños, buretas, pipetas, etc., es conveniente el uso

de soluciones especiales de limpieza. La de uso más frecuente es la llamada mezcla sulfocrómica,

preparada a partir de dicromato de potasio en solución de ácido sulfúrico, de carácter fuertemente

oxidante. Después de un uso prolongado, el líquido pierde su efectividad a causa de la reducción del

ácido crómico, lo cual se advierte por la coloración verde oscuro que toma la solución. Una pequeña

cantidad de mezcla sulfocrómica se introduce en el recipiente a limpiar, se distribuye uniformemente



21

sobre sus paredes, y luego se vuelve la mezcla al frasco original y se lava el recipiente cuidadosamente

con agua corriente (no se debe verter agua sobre la mezcla porque proyectará el ácido). Finalmente se

enjuaga en forma repetida con agua destilada. El uso de la mezcla sulfocrómica ofrece el

inconveniente de que pequeñas cantidades de cromo (III) puede quedar absorbido sobre el vidrio.

Otras soluciones especiales que pueden ser utilizadas son las siguientes:

a) Ácido nítrico concentrado: se usa en la limpieza de materiales que resisten a la mezcla

sulfocrómica.

b) Ácido clorhídrico diluido: resulta útil para la eliminación de los productos de incrustación, tales

como carbonatos u óxidos.

c) Agua amoniacal: similar a la solución anterior, para revestimientos de cloruro de plata, ácido

molíbdico, etc.

d) Solución de hidróxido de potasio en etanol: reemplaza a la mezcla sulfocrómica como

desengrasante enérgico. Debe dejarse poco tiempo en contacto con el vidrio, al que ataca

lentamente.

e) Solución de hidróxido de amonio en etanol: tiene la misma aplicación de la solución anterior,

siendo menos drástica.

Material de vidrio usado en volumetría

El material volumétrico puede, en general, clasificarse de acuerdo a la función a la que está

destinado, como “para contener” o “para verter”. Dentro de ellos se pueden diferenciar los que

permiten medir en forma exacta o en forma aproximada. Recipientes para contener, exactos son por

ejemplo, los matraces aforados y, aproximados, los vasos graduados. Entre los usados para verter, son

exactos las pipetas aforadas y las buretas volumétricas y, aproximados, las pipetas graduadas, probetas

graduadas, etc.

Calibración: Existen diversas razones para que el material de medida no se corresponda exactamente

con el valor indicado por el fabricante. Esta circunstancia impone la necesidad de efectuar una

calibración previa del material de vidrio para medidas exactas.

Manejo de las pipetas: La pipeta se toma entre los dedos pulgar y medio de la mano derecha, se

aspira suavemente por el extremo libre, manteniendo el opuesto sumergido en el líquido a trasvasar,

provocando su ascenso algo por encima de la marca extrema. Conseguido esto se retira la pipeta del

líquido, se seca su extremo inferior con papel de filtro y se descarga el líquido sobrante hasta mantener

el menisco a nivel del aforo. Manteniendo la pipeta vertical y apoyando el extremo inferior en las

paredes del recipiente al cual se trasvasa, se deja escurrir la solución a una velocidad moderada.

Guía de Trabajos Prácticos de Química Analítica General

Área de Química Analítica

Manejo de las buretas: La bure

enjuagarse con la solución que s

efectos de restos de agua que perm

para buretas, se vierten en su inter

y, disponiéndola entre las manos e

lavar con la solución la pared inte

a la posición vertical y se deja

robinete. Posteriormente se cierra

hasta algo por encima del cero, s

por un instante la llave, para per

líquido la porción del vástago po

Se seca el extremo, una vez en

comienza la titulación. Para la pr

operación la llave se toma como se

La titulación se efectúa so

mantenerse agitada por rotación de

Tanto en el momento de

descargado al final de la titulación

cual, el ojo debe mantenerse en

líquido forma en el interior de la b

Bureta digital moderna y d

exacto y libre de errores. Esta

continuo en pasos de 0,01 mL

menisco.

Licencia

22

a bureta una vez limpia, y asegurándose que no teng

que será utilizada para su carga, a fin de evitar que

e permanezca en su interior. Parar ello con ayuda de u

u interior unos pocos mililitros de solución. Se retira l

anos en posición próxima a la horizontal, se rota lentam

ed interna. Luego se vuelve

deja escurrir abriendo el

cierra el robinete y se llena

cero, se abre de golpe solo

ra permitir que se llene de

go por debajo del robinete.

vez enrasado a cero y se

la práctica de esta última

omo se muestra en la figura.

túa sobre la muestra contenida en un erlenmeyer, dond

ión del recipiente efectuada con la mano derecha.

to de ajuste del punto “cero” de la bureta como al le

lación, se debe tomar la precaución de evitar errores de

se en el mismo plano horizontal en que se encuentra

e la bureta.

rna y de alta precisión para un tiraje más

. Estas presentan velocidad de ajuste

mL que evita errores de lectura por

cenciatura en Bioquímica

2011

o tenga pérdidas, deberá

ar que ésta se diluya por

a de un embudo especial

etira la bureta del soporte

lentamente de manera de

r, donde la solución, debe

al leer el volumen total

ores de “paralaje”, para lo

uentra el menisco que el



23

Laboratorio Nº 5

PREPARACION y NORMALIZACION DE UN ACIDO TIPO Y DE UNA BASE TIPO

Objetivos

� Aplicar los conceptos de normalización, patrón primario y patrón secundario.

� Manipular material volumétrico.

� Calcular en función de los datos de titulación, la concentración del ácido y de la base,

expresando los resultados como normalidad.

Parte experimental


1- Matraz de 250 mL.

2- Vaso de precipitación de 50 mL.

3- Erlenmeyer de 250 mL.

4- Bureta de 25 mL.

5- Pipeta graduada 1/10.

6- Pipeta doble aforo de 20 mL.

7- Embudo para bureta.

8- Mechero, trípode, tela de amianto.

Reactivos:

1- HCl ( c )

2- Carbonato de sódio anhidro.

3- NaOH(c) 50% (p/v)

4- Biftalato de potasio 0,1N

5- Ac. clorhídrico ≅ 0,1N

6- Fenolftaleína 0,1% en etanol.

7- Verde de bromocresol 0,1% en etanol.

8- Hidróxido de sodio ≅ 0,1N

A) Preparación de ácido clorhídrico de concentración aproximada 0,1 N:

Los ácidos inorgánicos se encuentran en el comercio en forma de soluciones concentradas.

Con el valor de densidad y la concentración porcentual peso en peso (% p/p) indicado en el rótulo

puede calcularse el volumen necesario para preparar una solución de título aproximado, la cual se

normaliza luego contra un patrón primario alcalino o hidróxido de sodio valorado.

Procedimiento:

1- Calcular a partir de los valores de densidad y porcentaje peso en peso el volumen de ácido necesario

para preparar 250 mL de una solución de concentración aproximada a 0.1N.

2- Llevar el volumen anteriormente calculado a un matraz de 250 mL.

3- Completar con agua destilada hasta el aforo.



B) Valoración del HCl con Na2CO3 (p.a.) anhidro

El titulante ácido clorhídrico puede valorarse utilizando hidróxido de sodio valorado o el

patrón primario carbonato de sodio. Las ecuaciones para estas reacciones son:

En el comercio puede adquirirse carbonato de sodio para análisis con 99,9 % de pureza.

Normalmente el reactivo contiene humedad, por tal motivo se debe secar en estufa a 100ºC – 110ºC

durante media hora y dejar enfriar en desecador, antes de su empleo.

Se titula el ácido clorhídrico de concentración aproximada a 0,1 N, usando fenolftaleína como

indicador, hasta que la solución quede incolora. En este punto el ion carbonato se habrá transformado

en bicarbonato, con un poco de ácido que está en exceso.

Se agregan unas pocas gotas de verde de bromocresol y se continúa la titulación hasta que el

color del indicador comience a virar del azul al verde. En este punto la solución contiene vestigios de

bicarbonato de sodio y una gran cantidad de dióxido de carbono. Este se elimina hirviendo la solución

por espacio de 1 ó 2 minutos, durante ese lapso el indicador vira al azul y finalmente al violeta (mezcla

del color azul del verde de bromocresol y del rojo de la fenolftaleína). Se enfría la solución a

temperatura ambiente y se continúa la titulación hasta que el color vire al verde.

Procedimiento:

1- Calcular, utilizando la ecuación fundamental de la volumetría, la cantidad en g de carbonato de

sodio necesaria para valorar una solución de HCl de concentración 0,1 N, suponiendo un consumo de

20 mL de este reactivo.

2- Transferir el sólido a un erlenmeyer, disuelva con aproximadamente 50 mL de agua destilada.

3- Agregar una o dos gotas de fenolftaleína.

4- Cargar la bureta de 25 mL con la solución de HCl a titular.

5- Dejar caer gota a gota la solución de HCl hasta que la fenolftaleína vire del rosado al incoloro.

6- Adicionar dos o tres gotas de verde de bromocresol y continúe la titulación hasta que el color del

indicador comience a cambiar de azul a verde.

7- Hervir la solución uno o dos minutos, el color vira al azul.

8- Enfriar la solución a temperatura ambiente y continúe la titulación hasta que el color vire al verde.

9- Hacer paralelamente otra titulación. Promediar los valores obtenidos.

10- Efectuar los cálculos correspondientes.

323

33

2

COHHCOH

COHOCH

OHHOH

↔+

↔+

↔+

−+

−=+

−+

OHCOCOHHCOH

HCOOCH

22323

33

+→↔+

↔+−+

−=+



C) Preparación de hidróxido de sodio de concentración aproximada 0,1N libre de carbonato.

Se prepara una solución concentrada de NaOH 50 % p/v y se la deja reposar durante cierto

tiempo, el Na2CO3 sedimenta y a partir de la solución sobrenadante, tomando el volumen conveniente,

se prepara la solución de concentración aproximada.

Procedimiento:

1- Calcular teóricamente la cantidad de solución concentrada de NaOH 50% p/v necesaria para

preparar 250 mL de solución de concentración aproximada a 0,1N.

2- Tomar cuidadosamente la cantidad calculada con una pipeta graduada 1/10, tratando que la solución

que se mida sea límpida.

3- Llevar el volumen medido a un matraz de 250 mL y enrasar con agua destilada recientemente

hervida y enfriada.

D) Valoración de NaOH con biftalato de potasio.

El titulante hidróxido de sodio se valora con el patrón primario biftalato de potasio. La

reacción es:

El anión ftalato que se forma hace que la solución sea básica y que, en el punto final, el pH sea

próximo a 9.

Este pH se encuentra en el intervalo de viraje de los indicadores fenolftaleína y azul de timol.

Por lo general, el indicador que se emplea es la fenolftaleína; el primer tono rosa persistente se toma

como punto final.

Procedimiento:

1- Calcular, utilizando la ecuación fundamental de la volumetría, la cantidad en g de biftalato de

potasio necesaria para valorar una solución de NaOH 0,1 N, suponiendo un consumo de 20 mL de este

reactivo.

2- Transferir el sólido a un erlenmeyer; disuelva con aproximadamente 50 mL de agua destilada.

Calentar si es necesario.

3- Agregar una o dos gotas de fenolftaleína.

4- Cargar la bureta de 25 mL con la solución de NaOH a titular.

5- Dejar caer gota a gota la solución de NaOH hasta que la fenolftaleína vire del incoloro al rosado.

6- Hacer paralelamente otra titulación. Promediar los valores obtenidos.

6- Efectuar los cálculos correspondientes.

ftalato

OHOHCOHHCHO 2448448 +→←+ =−−




Realizar en un cuaderno de notas el informe correspondiente, en donde consten los cálculos,

los procedimientos utilizados y las conclusiones.

Cálculo de la normalidad

Calcular la normalidad utilizando los valores experimentales y la siguiente expresión

matemática deducida de la ecuación general de la volumetría:

sBiftalato VxPEq

xmN

1000=

N = Normalidad

m = masa

Vs = Volumen de solución

PEq = Peso equivalente Del biftalato de potasio



Laboratorio Nº 6

APLICACIONES DE LA VOLUMETRIA ACIDO-BASE

Objetivos

� Aplicar los conceptos de volumetría ácido-base en muestras de interés bioquímico y

ambiental.

� Calcular en función de los datos de titulación, la capacidad neutralizadora de una tableta

antiácida.

� Deducir la composición cualitativa y cuantitativa de una muestra que contiene especies

alcalinas en función de los datos de titulación y calcular sus concentraciones, expresando los

resultados en g/L.

Parte experimental


1- Erlenmeyer de 250 mL.


3- Bureta de 25 mL

4- Pipeta graduada 1/10

5- Pipeta de doble aforo de 25 mL

6- Pipeta de doble aforo de 20 mL.

7- Embudo para bureta

Reactivos

1- HCl (solución normalizada)

2- NaHO (solución normalizada)

3- Fenolftaleína 0,1% en etanol.

4- Verde de bromocresol 0,1% en etanol.


A) Capacidad neutralizadora de una tableta antiácida

Las tabletas antiácidas están compuestas de diversas sustancias que reaccionan con el ácido

clorhídrico del estómago y lo neutralizan. Las sustancias más usadas son: el bicarbonato de sodio,

hidróxido de magnesio, carbonato de calcio, óxido de aluminio y trisilicato de magnesio. Se agregan

además otras sustancias tales como salicilatos y aspirina en pequeñas cantidades. La capacidad

neutralizadora se mide añadiendo un exceso de ácido clorhídrico valorado a una tableta previamente

pesada, dejándolos reaccionar y titulando por retorno el exceso de ácido con solución valorada de

hidróxido de sodio. La medida del pH de una mezcla de la tableta con agua puede proporcionar cierto

indicio en cuanto a su composición. El bicarbonato de sodio y el hidróxido de magnesio forman

soluciones básicas de pH entre 8 y 9, en tanto que otros compuestos son menos básicos, produciendo

soluciones de pH entre 6 y 8.



Procedimiento:

Preparación de la muestra

1- Moler la tableta en un mortero y mezclar con 25 mL de agua destilada en un vaso pequeño.

2- Agitar durante cinco minutos y medir el pH de la solución.

Capacidad neutralizadora

1- Pesar el sólido en balanza analítica y transferirlo cuantitativamente a un erlenmeyer de 250 mL.

2- Agregar 25 mL exactamente medidos de HCl valorado, al sólido contenido en el matraz.

3- Dejar reposar la muestra durante 30 minutos agitando ocasionalmente. Concluido el tiempo de

reposo, agregar de 4 a 5 gotas de fenolftaleína. Si la solución se torna rosada, se añaden otros 25 mL

de HCl valorado. Se repite esta operación hasta obtener una solución incolora.

4- Titular la mezcla con solución valorada de hidróxido de sodio hasta la aparición de un color rosa

tenue. Anotar el volumen de la solución valorada de hidróxido de sodio que se consumió en la

titulación.

5- Calcular el número de miliequivalentes de ácido clorhídrico neutralizados por tableta y por gramo

de tableta.

B) Resolución de Mezclas Alcalinas por volumetría ácido base (Método de Warder sobre una y

sobre dos alícuotas)

Procedimiento:

1) Operación sobre una Porción de Muestra.

1- Tomar 20 mL de muestra exactamente medidos y vertir en un erlenmeyer de 250 mL.

2- Adicionar 2 gotas de fenolftaleína y titular con solución normalizada de HCl.

3- Tomar nota del volumen de reactivo titulante empleado (VF).

4- Agregar dos gotas de indicador verde de bromocresol y siguir titulando con el mismo ácido (sin

enrasar nuevamente la bureta) hasta que se produzca el viraje del azul al verde.

5- Tomar nota del volumen de solución valorante consumida en esta segunda titulación (VV).

6- Concluir, en base a los resultados obtenidos (VF y VV), la composición cualitativa de la mezcla.

7- Calcular la concentración en g/L de los componentes presentes.

2) Operación sobre dos Porciones de Muestra.

1- Repetir los pasos 1 al 3 del procedimiento anterior.

2- Tomar 20 mL de muestra y adicionar dos gotas de indicador Verde de bromocresol.

3- Enrasar nuevamente la bureta y titular con ácido normalizado, hasta aparición del color verde.

4- Tomar nota del volumen de solución titulante empleado en la valoración (VV).

5- Determinar la composición cualitativa de la mezcla.

6- Calcular la concentración en g/L de cada uno de los componentes.



Laboratorio Nº 7

APLICACIONES DE LA VOLUMETRIA DE PRECIPITACION

Objetivos

� Aplicar los conceptos de volumetría de precipitación practicando en el laboratorio los

diferentes procedimientos.

� Determinar mediante volumetría de precipitación, haluros en muestras de interés bioquímico y

farmacéutico.

� Calcular en función de los datos de titulación sus concentraciones, expresando los resultados

según corresponda

Parte experimental



2- Tubo de centrífuga

3- Erlenmeyer de 250 mL

4- Bureta de 25 mL

5- Embudo para bureta.

6- Pipeta graduada 1/5 mL

7- Pipeta doble aforo de 5 mL.




Reactivos

1- AgNO3 (solución normalizada)

2- KSCN (solución normalizada)

3- HNO3 0,02 M

4- HNO3 (1:1 v/v) y 2N

5- NaHCO3 5% p/v

6- K2CrO4 5% p/v

7- Solución de Fe3+ 0,2M

8- Fluoresceína 0,1% en etanol

A) METODO DE MOHR: Determinación de bromuros en fármacos (tranquilizante)

El bromuro de potasio es una sal de color blanco, higroscópica y soluble en agua y etanol. En el

siglo XIX fue utilizado como anticonvulsivo, hoy sólo se emplea con este uso en veterinaria debido a sus

propiedades tranquilizantes, como sustituto de fenobarbital. Está indicado en animales que no responden

al tratamiento de la epilepsia con fenobarbital, que padecen alguna enfermedad hepática, presentando

hepato-toxicidad o que sufren estados epilépticos convulsivos.

El método de Mohr permite la determinación de cloruros y bromuros por un procedimiento

directo. En este se precipita el ion Cl- o Br- bajo la correspondiente forma de sus haluros de plata por



adición de un cierto volumen de solución normalizada de nitrato de plata. El ion cromato, en pequeñas

concentraciones actúa como indicador y el punto final queda indicado por la primera aparición de un

precipitado permanente de cromato de plata de color rojo ladrillo.

La reacción fundamental es:

( )−−=↓→ BrClAgX ,X Ag +X -+-

en el punto final:

( )ladrillorojoCrOAgAgCrO ↓→+ +=

424 2

Este método no es apto para determinar I- ni SCN- por que sobre las sales de plata de estos iones

se adsorbe fuertemente cromato, inmediatamente de comenzada la titulación. Se forma entonces,

prematuramente, un insoluble rojo que anticipa el punto final de la valoración, cometiendo un error por

defecto.

Procedimiento:

Preparación del blanco

1- Colocar en un erlenmeyer 50 mL de agua destilada (exenta de haluros).

2- Agregar 1 mL de indicador.

3- Adicionar desde la bureta AgNO3 hasta lograr el tono rojo ladrillo.

4- Anotar el volumen de titulante consumido por el blanco.

Valoración de la muestra

1- Tomar 20 mL de muestra exactamente medidos, y colocarlos en un erlenmeyer, ajustar el pH si fuera

necesario.

2- Agregar 1,00 mL de indicador y homogeneizar la solución.

3- Titular con AgNO3 hasta cambio nítido en el color del insoluble.

4- Repetir la operación sobre otra alícuota de muestra.

5- Promediar los volúmenes gastados en ambas titulaciones.

6- Restar al promedio el volumen de titulante gastado en la ejecución del blanco.

7- Calcular la concentración de Br- presente en la muestra expresado como g/L de KBr.

B) METODO DE VOLHARD: Determinación de cloruros en orina

La orina es un liquido acuoso transparente y amarillento, de olor característico, secretado por los

riñones y eliminado al exterior por el aparato urinario. Después de la producción de orina por los riñones,

ésta recorre los uréteres hasta la vejiga urinaria donde se almacena y después es expulsada al exterior del

cuerpo a través de la uretra, mediante la micción. La función de la orina en la homeostasis es:

1. Eliminación de sustancias tóxicas producidas por el metabolismo celular como la urea.



2. Eliminación de sustancias tóxicas como la ingesta de drogas.

3. Control electrolítico, regulando la excreción de sodio y potasio principalmente.

4. Regulación hídrica o de la volemia, para el control de la tensión arterial.

5. Control del equilibrio acido-base.

El ser humano elimina aproximadamente 1,4 litros de orina al día. La orina normalmente contiene

un 96% de agua y 4% de sólidos en solución. Cerca de la mitad de los sólidos que contiene son urea, el

principal producto de la degradación del metabolismo de las proteínas. El resto incluye sodio, cloruros,

amonio, creatinina, acido úrico y bicarbonato. En un litro de orina se encuentran aproximadamente: 10 g

de cloruro de sodio y dentro de los productos tóxicos que contiene, urea (25 g) y acido úrico (0,5 g).

El método de Volhard utiliza un procedimiento indirecto por retorno, las reacciones que se llevan

a cabo son:

Las valoraciones se llevan a cabo en medio francamente ácido (HNO3) para evitar la hidrólisis del

catión indicador:

Procedimiento:

1. Tomar exactamente 5 mL de orina en un tubo de centrífuga de 50 mL.

2. Adicionar 2 mL de HNO3 (1:1).

3. Adicionar desde la bureta 20 mL de AgNO3 0,05N.

4. Centrifugar a 3000 rpm durante 5 minutos y transvasar el sobrenadante a un Erlenmeyer.

5. Lavar el precipitado con HNO3 2 N, centrifugar nuevamente a 3000 rpm por 5 minutos y transvasar

el sobrenadante al Erlenmeyer. Observar los cuidados necesarios para no perder sobrenadante.

6. Valorar el exceso de Ag+, el cual se encuentra en los líquidos de filtrado y lavado, con KSCN usando

Fe3+ como indicador hasta la aparición de color rojo ladrillo.

7- Calcular la concentración de Cl- presente en la muestra expresados como g/L de NaCl.

C) METODO DE FAJANS Determinación de yoduro en fármacos (protector tiroideo)

El iodo es un oligoelemento y se emplea principalmente en medicina, fotografía y como

colorante. Es un elemento químico esencial. En el hombre, la glándula tiroides fabrica las hormonas

tiroxina y triyodotironina, que contienen yodo. El déficit en yodo produce bocio y mixedema. Las

hormonas tiroideas juegan un papel muy básico en la biología, actuando sobre la transcripción genética

para regular la tasa metabólica basal. Una de las principales aplicaciones de este compuesto es cuando se

↓→+

↓→+−+

−+

AgSCNSCNAg

AgClClAg

( )[ ] ( )sangrerojo)SCNFeSCNFe 23 +−+ →+

( ) ++ +↓→+ H3OHFeOH3Fe 323



produce una exposición a yodo radiactivo, el cual puede dañar la glándula tiroides. En estos casos se

utiliza el yoduro de potasio (KI) que es un medicamento que se vende sin receta el cual posee función de

protección sobre la glándula tiroidea. El KI se acumula en la tiroides como yodo estable impidiendo la

absorción el yodo radiactivo.

En el método de Fajans se utilizan los denominados indicadores de adsorción. Los mismos son

sustancias orgánicas, de características ácido-base débiles, que en determinadas condiciones, son capaces

de adsorberse como contra-ion sobre la superficie de un sólido, confiriéndole color.

Procedimiento:

Preparación de la muestra de IK

Tomar 5 comprimidos de KI (IOSATTM comprimidos 130mg), pulverizar en mortero y disolver en 50 mL

de agua destilada, filtrar y llevar a un volumen final de 100 mL con agua destilada.

Preparación del blanco

1. Colocar en un Erlenmeyer 20 mL de agua destilada (exenta de haluros).

2. Agregar 1mL de indicador Fluoresceína.

3. Adicionar desde la bureta AgNO3 hasta lograr el color rojo.

4. Anotar el volumen consumido.

Valoración de la muestra

1. Tomar 20 mL de muestra exactamente medidos, y colocarlos en un Erlenmeyer.

2. Agregar 1 mL de indicador y homogeneizar la solución.

3. Titular con AgNO3 hasta cambio nítido en el color del insoluble a color rojo.

4. Repetir la operación sobre otra alícuota de la muestra.

5. Promediar los volúmenes gastados en ambas titulaciones.

6. Restar al promedio el volumen de titulante gastado en la ejecución del blanco.

7. Calcular la concentración de KI en mg/L presente en la muestra.



Laboratorio Nº 8

COMPLEXOMETRIA, APLICACIONES

Objetivos

� Aplicar los conceptos de volumetría de complejación en el laboratorio.

� Determinar mediante complexometría con EDTA dureza total y dureza de calcio en agua de

consumo.

� Calcular en función de los datos de titulación sus concentraciones, expresando los resultados en

ppm de carbonato de calcio

Parte experimental




3- Bureta de 25 mL





Reactivos

1- Solución normalizada de Na2EDTA

2- Buffer NH3/NH4+ de pH 10

3- Negro de Erio T (EBT) (sólido

4- Calcón

5- NaOH 2 N

Determinación de dureza en agua

Entre las aplicaciones más importante de las titulaciones con EDTA se encuentra la

determinación de dureza en aguas.

Se denomina agua dura a aquella que cuece mal las legumbres, o bien, aquella que no forma

espuma con los jabones comunes. La dureza es debida a la presencia de calcio, magnesio y otros iones

metálicos. La dureza de las aguas se suele clasificar en: transitoria, permanente y total. La transitoria se

elimina cuando el agua se somete a ebullición. Esa eliminación se produce a expensas de la siguiente

reacción: 2 3 3 2 2CO H Ca CO Ca H O CO− +++ → ↓ + + .

La dureza permanente no se elimina por ebullición y la total es la suma de las dos anteriores. En

la práctica se determina la dureza total sobre agua sin hervir. En otra porción de la muestra llevada a

ebullición se dosa la dureza permanente. La dureza transitoria se establece por diferencia. La dureza del

agua puede ser informada bajo distintos modos de expresión entre otros: a) Partes de CaCO3 contenidos

en 1.000.000 de partes de agua (ppm). Esto es equivalente a mg/l de CaCO3 o µg/mL de CaCO3. b)



Grados Franceses. Un grado Francés de dureza corresponde a un contenido de 1 g de CaCO3 en 100 litros

de agua muestra (n ppm de CaCO3 equivalen a n/10 0F).

En la determinación de dureza total se utiliza una solución de Na-EDTA 5x10-2 M y se opera a

pH 10. Este valor se logra utilizando una solución reguladora NH4+/NH3. Para la indicación del punto

final se utiliza el indicador metalocrómico Negro de Erio Cromo T (Erio T) el cual posee actividad ácido

base, y por ello, se encontrará formando distintas especies dependiendo del pH del medio. Este indicador

contiene un grupo ácido sulfónico, que se disocia completamente en agua, así como dos grupos fenólicos

que se disocian parcialmente. Su comportamiento como ácido débil, se puede describir con las

ecuaciones:

H2O + H2In- HIn2- + H3O

+ pK1 = 6,30

rojo azul

H2O + Hin2- In3- + H3O+ pK2 = 11,55

azul anaranjado

De modo que, el Erio T, presenta color rojo vinoso por debajo de pH 6,3; azul en el rango

comprendido entre pH 7 a 11 y anaranjado por encima de pH 13.

Este indicador a pH 10 forma con los iones Mg2+ un complejo de color rojo vino, cuya constante

de estabilidad es 107; a este valor de pH KEDTA-Mg = 108 con lo que se satisface uno de los requisitos

indispensables del indicador a emplear. Las reacciones que se producen sucesivamente en el transcurso de

la titulación son:

==−−

+=++−

+=++−

+↔+

+↔+

+↔+

HInYMgInMgHY

HYMgMgHY

HYCaCaHY

3

3

3

rojo vino azul

El indicador Erio T forma con Ca2+ un

complejo estable [InCa]2-, aunque poco

coloreado.

Cuando no se tenga la seguridad que la muestra contenga Mg2+, será necesario adicionar una pequeña

cantidad de EDTA-Mg para asegurar la correcta indicación del punto final. Como la titulación se lleva a cabo

a pH 10, con solución reguladora, apenas superado el punto de equivalencia el indicador en su forma libre

presentará color azul.

La dureza total se expresa en mg/L de CaCO3

( ) 3muestra

CaCO

EDTA CaCOdeppmLmg1000x

V

1000x

1000

PMxMV 3 ==



Si se desean obtener los contenidos de ion Ca2+ y Mg2+ en forma discriminada será necesario llevar a

cabo una titulación adicional sobre otra porción de muestra a pH 12, usando Calcón como indicador, en la que

solo se determinará Ca2+ ya que a pH 12 el Mg2+ se encuentra precipitado como Mg(OH)2. Con este dato y el

obtenido utilizando Erio T, puede calcularse por diferencia el contenido de Mg2+.

H2In- HIn= In3-

rojo azul anaranjado

pH 7 pH 10 pH 13,6

El Ca2+ con el indicador Calcón reacciona:

==−

=++−

+↔+

↔+

HInYCaHInCaY

YCaCaY

4

4

rojo vino azul

Procedimiento:

A) Determinación de Dureza Total:

1- Colocar en un erlenmeyer 50 mL de muestra.

2- Adicionar una pequeña cantidad de indicador Negro de Erio T (EBT) y 4 mL de buffer de pH 10.

3- Titular inmediatamente con Na2EDTA, hasta viraje del indicador.

4- Realizar los cálculos correspondientes, informar los resultados en ppm de CaCO3.

B) Determinación de Ca:

1- Colocar en un erlenmeyer 50 mL de muestra.

2- Ajustar a pH 12 con NaOH y adicionar una pequeña cantidad de indicador Calcón.

3- Titular inmediatamente con Na2EDTA, hasta viraje del indicador.

4- Realizar los cálculos correspondientes, informar los resultados en ppm de CaCO3.

5- Por diferencia, calcular el contenido de Mg como ppm de CaCO3.



Laboratorio Nº 9

APLICACIONES DE LA VOLUMETRIA DE OXIDO-REDUCCION

Objetivos

� Aplicar los conceptos de equilibrios de oxido-reducción en análisis volumétrico.

� Determinar mediante volumetría de oxido-reducción hierro total con Permanganato de potasio, como

reactivo titulante.

� Determinar mediante volumetría de oxido-reducción vitamina C con Yodo como reactivo titulante.

� Calcular en función de los datos de obtenidos la concentración del analito a determinar.

Parte experimental




3- Bureta de 25 mL





8- Pipeta doble aforo de 10 mL


Reactivos

1- Sol. de oxalato de sodio 0,01 N

2- Sol. de permanganato de potasio 0,01 N

3- Sol. de ácido sulfúrico 1 : 8.

4- Sol. normalizada de permanganato 0,1 N

5- Sol. de ácido sulfúrico (c).

6- Sol. reductora de Zimmermann

7- Sol. correctora de Zimmermann-Reinhardt

8- Sol. de cloruro mercúrico al 5 %

9- Sol. de almidón

10- Sol. de yodo 0,03 N

11- Sol. de ácido arsenioso 0,0300 N

12- Bicarbonato de sódio

1- Permanganimetría

En medios fuertemente ácidos, el permanganato es un oxidante enérgico como lo muestra el potencial

de hemirreacción:

E0 = 1,51 V; Peq.= PM/5

OH4Mne5H8MnO 24 +→++ ++−+−



1-a) Normalización de las soluciones de permanganato de potasio

La normalización de una solución de permanganato de potasio se realiza contra oxalato de sodio, que se

consigue en el comercio con una pureza del 99,99%.

El ácido oxálico es oxidado por el permanganato a CO2 y H2O según la reacción:

La reacción se lleva a cabo en medio ácido y en caliente, pues en frío es extremadamente lenta.

Procedimiento:

1. Tomar 20 mL de solución de Na2C2O4 0,01 N

2. Adicionar 8 mL de H2SO4 1:8 libre de sustancias reductoras.

3. Calentar a 80-90º y titular lentamente con solución de KMnO4 y agitando vigorosamente. Esperar que la

solución se decolore antes de efectuar nuevos agregados. El punto final viene dado por la primera coloración

rosada permanente.

4. Tomar otra alícuota de 20 mL de solución de Na2C2O4 0,01 N, adicionar el 90 % del volumen del reactivo

gastado en la titulación anterior. Luego calentar hasta que se decolore, y continuar titulando a 50-60º.

5. Calcular la normalidad de la solución de KMnO4.

1-b) Determinación de la concentración total de hierro en una muestra

Una de las determinaciones más importante en las que interviene el MnO4- es la valoración de Fe(II). En

solución ácida y en frío la reacción es:

En solución de ácido sulfúrico esta reacción es rápida y cuantitativa.

Procedimiento:

1- Ensayar presencia de hierro (III) en la muestra

2- Tomar 20 mL de solución muestra, adicionar 5 mL de ácido sulfúrico concentrado. Calentar y adicionar

lentamente, gota a gota y agitando solución reductora de Zimmermann, hasta desaparición del color amarillo

de la solución. Adicionar a continuación 3 gotas en exceso.

3- Enfriar bajo canilla y adicionar rápidamente 10 mL de solución de cloruro mercúrico al 5%. Debe

producirse un enturbamiento blanco sedoso. Si el pptado. es negro o gris, indica presencia de mercurio

elemental, por lo que esa solución debe desecharse y proceder a la reducción sobre otros 20 mL de

muestra

4- Esperar entre 2 a 3 minutos y adicionar 25 mL de solución Zimmermann-Reinhardt.

5- Titular lentamente con solución normalizada de permanganato de potasio. El punto final lo indica una leve

coloración rosada permanente en ausencia de cloruros. En presencia de cloruros la coloración rosada

desaparece al cabo de 30 seg.

6- Calcular la concentración de hierro total presente en la muestra expresada en g /L de Fe2O3.

OH8CO10Mn 2H 6+MnO2+ OCH 5 22+++-

4422 ++→

OH4Fe5Mn H 8+Fe5+MnO 2+++-

4 ++→ +++++



2- Yodometría

El I2 es un agente oxidante relativamente débil, tal como lo indica el valor del potencial de la siguiente

hemireacción: I2 + 2 e- 2 I- E0 = 0,5350 v

O más rigurosamente en medio acuoso y en presencia de exceso de I-, que es lo habitual:

I3- + 2 e- 3 I- E0 = 0,5355 v

2-a) Preparación de la soluciones de almidón y de yodo

1- Solución de almidón: Se hace una pasta de 2 g de almidón soluble y 25 mL de agua y se vacía con

agitación sobre 250 mL de agua hirviente. Se hierve la mezcla por dos minutos, se agrega 1 g de ácido

ascórbico como conservador y se deja enfriar para almacenar.

2- Solución de yodo 0,03 N: Se pesan alrededor de 3,8 g de yodo grado reactivo y se transfieren a un

vaso de precipitado de 100 mL que contengan 20 g de yoduro de potasio disueltos en 25 mL de agua. Se agita

con cuidado para disolver todo el yodo, el cual se disuelve con lentitud. El contenido del vaso se transfiere

completamente a un matraz aforado de 1000 mL de color ámbar y se diluye a un litro con agua destilada.

2-b) Valoración del yodo 0,03 N

Procedimiento:

1- En caso de no disponer de una solución de ácido arsenioso 0,0300 N en el laboratorio, preparar la misma

pesando exactamente 0,370 g del patrón primario de óxido de arsénico (III). Colocar el sólido en un vaso de

precipitados de 250 mL y agregar sobre el mismo una solución reciente de hidróxido de sodio 1:20 p/v. Agitar

hasta que el sólido se haya disuelto por completo, si es necesario calentar. Transferir cuantitativamente a un

matraz volumétrico de 250 mL y diluir hasta la marca con agua destilada.

2- Con pipeta doble aforo medir 20 mL de ácido arsenioso 0,0300 N, colocar en un erlenmeyer, adicionar 25

mL de agua y llevar a pH entre 7-8 con bicarbonato de sodio sólido (≅3,5g).

3- Agregar unos 5 mL de solución de almidón y titular con solución de yodo 0,03 N hasta la primera aparición

del color azul del almidón-triyoduro.

4- Calcular la normalidad del yodo utilizando el volumen promedio consumido.

2-c) Análisis de tabletas de vitamina C

La vitamina C o ácido ascórbico, se oxida a ácido deshidroascórbico. El yodo oxida al grupo funcional

“endiól” del ácido ascórbico al grupo “alfa-dicetónico” del ácido deshidroascórbico según el esquema

siguiente :



“ endiol “ “α- dicetónico “

Esta oxidación es un proceso de dos electrones, el yodo es un agente oxidante lo suficientemente suave como

para oxidar al ácido ascórbico a ácido deshidroascórbico y no mas. La reacción de titulación es:

I 2 + C O H 4 6 4 C H O ( O H ) C 2 I + -

2 H + + C H O C ( O ) 4 6 4

C O

El oxígeno disuelto oxida fácilmente a la vitamina C en solución, de modo que las muestras deben ser

analizadas inmediatamente cuando se disuelvan. El erlenmeyer de titulación debe cubrirse durante la misma a

fin de evitar la absorción de oxígeno del aire, lo que puede causar a errores.

Procedimiento:

1- Obtener una muestra de 1-4 tabletas de vitamina C equivalente a 400 - 500 mg de ácido ascórbico.

3- Disolver la muestra de las tabletas con 50 mL de agua en un matraz aforado de 100 mL, agitando

vigorosamente y manteniendo el matraz tapado, hasta disolución total. Puede ser que no se disuelva una

pequeña cantidad de aglutinante, el cual se observa en forma de partículas finas pero no debe ser causa de

error alguno. Diluir con agua destilada hasta la marca.

4- Llenar la bureta con yodo 0,03 N. Con una pipeta, medir exactamente 10 mL de solución de vitamina C y

colocar en un erlenmeyer de 250 mL, agregar 5 mL de indicador almidón y titular a velocidad pausada hasta la

primera aparición del color azul del complejo almidón-triyoduro.

5- Realizar la valoración por duplicado.

6- Informar los resultados en mg/tableta y en mg % (p/p), considerar que una tableta pesa 300 mg.

C

C

OH

OH C

C O

O

++ H 2



Laboratorio Nº 10

APLICACIONES DEL ANALISIS GRAVIMETRICO

Determinación de calcio en leche mediante gravimetría de precipitación

Objetivos

� Aplicar los conceptos del análisis gravimétrico.

� Determinar calcio en leche mediante gravimetría, con oxalato de sodio como reactivo precipitante.

� Calcular en función de los datos de obtenidos la concentración de calcio en leche de diferentes marcas

comerciales y comparar los datos informados.

Introducción

El calcio es el quinto elemento, en abundancia, en la corteza terrestre (3,6% en peso). No se encuentra

en forma metálica sino formando diversas sales minerales, alguna de ellas bastante insolubles como el

carbonato, el sulfato o el oxalato...El calcio es un elemento esencial para la vida humana; tal es así que en una

persona adulta entre un 1,5 y un 2 % de su peso es calcio. El calcio corporal se concentra casi en un 90 % en

huesos y dientes. Además, en el organismo humano el calcio participa en numerosos procesos como la

coagulación sanguínea, la permeabilidad de las membranas, como regulador nervioso y neuromuscular,

modulando la contracción muscular (incluida la frecuencia cardiaca), la absorción y secreción intestinal y la

liberación de hormonas.

Se puede encontrar calcio en una gran variedad de alimentos. Los productos lácteos, los frutos secos

y semillas (almendras, semillas de sésamo), las sardinas y las anchoas, los vegetales de hoja verde (espinaca,

acelga, brócoli) son buenas fuentes de calcio. La mayoría de las harinas están fortificadas con carbonato de

calcio, de modo que los productos de panadería pueden ser una buena fuente de calcio. Finalmente, el agua

dura también aporta calcio.

La leche es la fuente principal de calcio en la dieta (un vaso aporta unos 250 mg) siendo, además, la

materia prima principal para la elaboración de diversos derivados lácteos ricos en calcio como el queso o el

yogur. Con un contenido aproximado de un 87 % de agua, la leche es una mezcla homogénea de diferentes

sustancias, unas en emulsión, como las grasas, y , otras, en disolución como la lactosa, las vitaminas

hidrosolubles, proteínas, sales, etc.

Existen diferentes técnicas para la determinación de calcio en alimentos, tales como la gravimetría, las

volumetrías redox y de formación de complejos, la cromatografía iónica y la espectrofotometría de absorción

atómica, la potenciometría directa, etc.



En esta práctica, la determinación de calcio en una muestra de leche se llevará a cabo mediante un

análisis gravimétrico de precipitación. Previamente, se separará el calcio contenido en la leche del resto de los

componentes para evitar posibles interferencias. Posteriormente, se procederá a la precipitación del calcio en

forma de oxalato de calcio monohidratado por reacción con oxalato de sodio. Este producto se pesa, después

de su filtración, lavado y secado, de manera que a partir del peso obtenido, y, conociendo la estequiometría de

la reacción, será posible estimar el contenido en calcio de la leche.

Parte experimental


1- Embudo de vidrio

2- Kitasato de 500 mL

3- Matraces aforados de 100 mL

4- Papel indicador de pH

5- Papel de filtro

6- Pinzas termogravimétricas

7- Pipeta de 50 mL

8- Placas filtrantes del nº 4

9- Probeta de 50 mL

10- Vasos de precipitados de 250 y 500 mL

11- Vidrio de reloj o pesasustancias

12- Baño termostático

13- Baño de hielo

14- Desecador

15- Estufa

16- Sistema de succión al vacío

Reactivos

1- Acido acético.

2- Amoníaco.

3- Oxalato de sodio.

4- Fenolftaleina 0,1% en etanol.

1- Pesada de la placa filtrante

a- Seleccionar placas filtrantes de vidrio nº 4.

b- Etiquetar y llevar a estufa a 110 ºC durante 30 minutos.

c- Transcurrido este tiempo colocar las placas dentro de un desecador durante unos 20 minutos.

d- Pesar las placas filtrantes en balanza analítica.

e- Mantener en el desecador hasta su empleo.

2- Extracción del calcio en la muestra de leche

a- Tomar una alícuota de 50 mL de la muestra de leche.

b- Transferir a un vaso de precipitados de 500 mL.

c- Adicionar 20 mL de ácido acético al 5%.

d- Centrifugar y separar la fase líquida (suero) que contiene el calcio.



42

3- Precipitación del calcio en el suero.

a- Colocar el líquido procedente del paso anterior en un vaso de precipitación y llevar al doble su

volumen con agua destilada.

b- Introducir el vaso en un baño termostático (60-80 ºC) hasta que el contenido del mismo alcance

dicha temperatura.

c- Adicionar 30 mL de disolución de Na2C2O4 0,1 M y gotas de fenolftaleina.

e- Agregar gota a gota solución de amoníaco 2 M hasta aparición de coloración rosa (pH entre 8-9)

Se observará la aparición de un precipitado de color blanco.

f- Comprobar que no precipita más calcio, mediante la adición de 1 mL más de oxalato de sodio.

4- Digestión, filtrado y lavado del precipitado

a- Dejar reposar el precipitado en sus aguas madres durante 30 minutos en baño termostático (60-80º)

b- Enfriar la suspensión en un baño de hielo durante unos 15 minutos.

c- Filtrar mediante un sistema de succión a vacío muy suave, utilizando las placas filtrantes

previamente pesadas.

d- Lavar con abundante agua destilada para eliminar posibles impurezas que acompañen al

precipitado.

5- Secado y pesada del precipitado

a- Llevar la placa filtrante a una estufa a 110-120 ºC, con la ayuda de pinzas termogravimétricas y

secar el precipitado de CaC2O4.H2O obtenido durante, aproximadamente, 1 hora.

b- Introducir la placa filtrante en el desecador hasta que llegue a temperatura ambiente y pesar.

c- Efectuar los cálculos correspondientes con la masa de CaC2O4.H2O obtenida, expresar el resultado

como g% (p/v) de Ca presente en la muestra.



43

TRABAJOS PRACTICOS DE AULA

PREPARACION DE SOLUCIONES Y EXPRESION DE RESULTADOS

1. Calcule el número de moles presentes en cada uno de los siguientes ejemplos:

a) 148,2 g de Ca(HO)2

b) 50 g de CuSO4.5 H2O

c) 57 g de Na3PO4.12 H2O

2. Calcula la molaridad de la solución que resulta de mezclar 15 mL de una solución 0,240M con 35

mL de agua.

3. ¿Cuál es la normalidad de una solución que contiene 35 g de MnCl2 .4H2O en 300 mL de solución?

4. ¿Cuál es la normalidad de una solución que se prepara agregando 50 mL de agua a 25 mL de

KMnO4 0,5 N?

5. a) El agua de mar contiene normalmente 2,7 g de cloruro sódico por 100 mL de agua. ¿Cuál es la

molaridad de NaCl en el océano?

b) El cloruro de magnesio se encuentra en el océano en una concentración 0,054 M. ¿Cuántos gramos

de MgCl2 hay en 25 mL de agua de mar?

6. Describa como prepararía 250 mL de una solución 0,1 M y 0,1 N de HCl, si el ácido concentrado

es 37% peso en peso, y tiene una densidad de 1,18 g/mL.

7. ¿Cuál es la normalidad del H3PO4 cuya etiqueta dice 35% peso en peso y densidad 1,38 g/mL?

8. ¿Cuántos gramos de Na2CO3 se necesitan para preparar 100 mL de una solución 1 N?

9. ¿Cuántos gramos de SnCl2.5 H2O se necesitan para preparar 100 mL de una solución 0,17M?

PM=279,69g/mol

10. ¿Cuántos gramos de Cd(NO3)2.4 H2O se necesitan para preparar 100 mL de una solución 0,15 M de

la sal ? PM=308,49 g/mol

11. ¿Qué volumen de solución de NH4HO concentrado (28% p/p y δ=0,898 g/mL) debe tomarse para

preparar 100 mL 2 N de esta solución?

12. ¿Cuántos gramos de KI se necesitan para preparar 100 mL de solución al 10 % p/v?

13. Una sal ferrosa reacciona con un agente oxidante de acuerdo a la siguiente reacción:

Fe Fe e2 3+ + −→ +

¿Cuántos gramos de FeSO4·7 H2O se necesitan para preparar 500 mL de una solución 0,2 N del agente

reductor?



44

14. En solución ácida el ión permanganato reacciona con un agente reductor de acuerdo con la

siguiente reacción:

MnO H e Mn H O42

28 5 4− + − ++ + → +

Calcule el peso de KMnO4 necesario para preparar 1 L de una solución 1 N.

15. ¿Cuál será la normalidad de una solución que se preparó disolviendo 16 g de dicromato de potasio

en 250 mL de agua, cuando esta sal actúa como oxidante en medio ácido? (despreciar el cambio de

volumen)

16. ¿Qué volumen de una solución 14 N de ácido nítrico debe diluirse para preparar 100 mL de una

solución 2 N?

17. Toda solución diluida tiene una densidad cercana a 1,00 g/mL. Si la disolución contiene 1ppm de

soluto, exprese su concentración en: g/L, mg/L, µg/L y µg/mL.

18. Calcular la concentración molar de dos soluciones que contienen:

a) 1 ppm de Pb2+ b) 1 ppm de Li+

19. Se recomienda que el agua potable contenga 1,6 ppm de fluoruro para prevenir la caries dental.

a) ¿Cuántos gramos de fluoruro habrá en 1,00·106 kg de agua potable?

b) ¿En cuantos gramos de fluoruro de sodio están contenidos esos gramos de fluoruro?

c) ¿Cuántos litros de agua se pueden fluorar con 454 g de NaF?

20. Una muestra de 2,6 g de tejido de planta contienen 3,6 µg de Zn2+. ¿Cual es la concentración de

Zn2+ en la planta en % (p/p) y en ppm (partes por millón)?

21. 25 µl de una muestra de suero, contiene 26,7 µg de glucosa. Calcular la concentración de glucosa

en ppm y en µg/mL.

ANALISIS CUALITATIVO

1. Se posee una solución muestra que solo puede contener Ag+ y/o Hg22+, se le adiciona ácido HCl. Se

centrifuga y lava el precipitado, sobre el precipitado se adicionan gotas de solución de NH3 6M;

disolviéndose totalmente. Concluya cual de los iones mencionados se encuentra en dicha muestra.

2. Disponga de un reactivo que le permita:

a) Disolver Cr(OH)3 y no Fe(OH)3

b) Disolver NaCl y no AgCl

c) Disolver Cd(OH)2 y no Bi(OH)3

d) Disolver Zn(NO3)2 y no Al(NO3)3



45

3. Utilizando procedimientos sencillos, como por ejemplo la simple observación, un solo reactivo o

bien si fuera posible un solo solvente; como podría saber de que sólido se trata en cada uno de los

casos siguientes:

a) BaCO3 o K2CO3

b) Pb(OH)2 o Fe(OH)3

c) AgCl o KCl

d) Cu(NO3)2 o Zn(NO3)2

e) AlCl3 o CdCl2

4. Una solución incolora que sólo puede contener cationes de quinto y sexto grupo es fuertemente

alcalina en hidróxido de sodio. ¿Que cationes intentaría buscar en ella?

5. Utilizando reactivos generales, mediante procedimientos sencillos, indique como reconocería los

siguientes pares de iones, los cuales se encuentran en diferentes tubos de ensayo:

a) S2- ó CO32 - b) SO3

2- ó SO42- c) Cl- ó I- d) NO2

- ó NO3-

6. A una muestra desconocida, en la cual se investiga la presencia de aniones, se le ha realizado el

ensayo con permanganato de potasio y yoduro de potasio dando en ambos casos negativo. ¿A qué

conclusión puede llegar?

7. Una muestra sólida es totalmente soluble en agua, se encuentra que contiene iones Cl- y SO4 2-.

Concluya qué cationes NO PUEDEN ESTAR PRESENTES en dicha muestra.

8. Hacer uso de un solvente o reactivo que le permita diferenciar:

Ag2SO3 de AgCl BaCO3 de Na2SO4

Pb(HO)2 de Mg(HO)2 BaCrO4 de BaCl2

9. Una muestra ha sido preparada por mezcla de algunas o todas de las siguientes sales sólidas:

Pb(NO3)2 , MgCl2 , CdSO4 . Al tratar la mezcla sólida con agua se logra obtener una solución

acompañada de un sólido blanco. Se separa el sólido de la solución y se adiciona a la misma amoníaco

concentrado, insinuándose un precipitado blanco que se redisuelve totalmente. Sobre la base de este

comportamiento deduzca cuál o cuales de los sólidos componen la mezcla. Justifique claramente su

respuesta.

Nota: En todos los casos justifique su respuesta con las ecuaciones químicas correspondientes.

CALCULO DE pH

10. Calcular el pH de las siguientes soluciones

a) HCl 2 x 10-3 M b) HCl 10-7 M

c) NaOH 2 x 10-3 M d) NaOH 10-8 M

e) HNO2 10-8 M f) H2CO3 0,1 M



46

1. Cuál es la concentración de iones hidronio en 250 mL de agua destilada.

2. La orina es un sistema acuoso en el cual se encuentran partículas coloidales como las proteínas,

iones en solución como Na+, Ca2+, Cl-, Mg2+, etc., y moléculas tales como glucosa, aminoácidos, urea,

ácido úrico, etc. Calcular la concentración de [HO-] de una muestra de orina cuyo pH es 5,8.

3. Calcular la concentración de protones y el pH de una solución obtenida diluyendo 5g de ácido

acético en 500 mL de agua.

4. Calcular la concentración de protones y el pH de una solución 0,1 M de cloruro de amonio.

5. Determinar la cantidad en gramos de acetato de sodio que debe pesarse para preparar 500 mL de

solución de pH 9.

6. Calcular el pH de las siguientes soluciones:

a) 20 mL de HCl 0,0015 M + 30 mL de NaOH 0,0015 M.

b) l5 mL de HNO3 0,004 M + 20 mL de KOH 0,002 M

c) 20 mL de HClO4 0,005 M + l0 mL de NaOH 0,010 M.

Soluciones reguladoras de pH: El pH en nuestro organismo

Soluciones reguladoras de pH en la sangre: El pH del plasma sanguíneo de las personas se mantiene a

un nivel notablemente constante, si su valor baja de 7,35 la condición se conoce como acidosis, y si

sube por encima de 7,45 se tiene una condición llamada de alcalosis. Si el pH llegara a elevarse por

encima de 7,8 o a descender por debajo de 6,8 (debido a una respiración defectuosa, inanición,

insuficiencia renal u otra enfermedad) la persona puede sufrir daños irreversibles en el cerebro, e

incluso morir. Por fortuna la sangre humana posee al menos tres sistemas amortiguadores de pH, de

los cuales el más importante es el sistema carbonato ácido / ácido carbónico, HCO3- / H2CO3

.

Si penetran ácidos (iones hidronio) en la sangre, son absorbidos por el bicarbonato con formación de

ácido carbónico,

Mientras exista suficiente bicarbonato en sangre capaz de reaccionar con el ácido adicional, el pH

sufrirá pocos cambios. El otro componente de este sistema amortiguador es el ácido carbónico, el cuál

reaccionará con cualquier base que ingrese al torrente sanguíneo,

Las moléculas de ácido carbónico que se consumen son repuestas a partir de la gran cantidad de CO2

que se encuentra disuelto en la sangre. Además del sistema amortiguador carbonato ácido/ácido

carbónico, en la sangre existen otros sistemas reguladores de pH tales como fosfato diácido / fosfato

323 COHHHCO →+ +−

OHHCOHOCOH 2332 +→+ −−



47

monoácido (H2PO4- / HPO4

2-) y las proteínas que actúan como un tercer sistema amortiguador en la

sangre. Estas moléculas contienen iones –COO-, que pueden actuar como bases y –NH3+, que son

capaces de actuar como ácidos. Estos tres sistemas reguladores mantienen constante el pH de la

sangre, pero la capacidad amortiguadora de ese fluido tiene un límite. Pueden presentarse situaciones

críticas cuando entran a la sangre grandes cantidades de ácido o base, o cuando se altera el

metabolismo en forma considerable.

Ejemplo: Se calculan a continuación las relaciones de concentraciones, de todas las especies de

carbonatos, presentes en el equilibrio en una muestra de sangre humana cuyo valor de pH es 7,3.



48

1. Una solución 0,2 M de acetato de sodio se trata con un volumen igual de HCl 0,2 M. Calcular la

concentración de protones resultante.

2. Calcular el pH de una solución que resultó de mezclar 20 mL de solución 0,1 M de ácido acético

con 20 mL de solución de NaOH 0,1 M.

3. Una solución de cloruro de amonio 0,1 M se trata con un volumen igual. de NaOH 0,1 M. Calcular

la concentración de oxhidrilos y el pH resultante.

4. Calcular el pH de una solución obtenida al mezclar volúmenes iguales de ácido acético 0,05 M y

acetato de sodio 0,05 M.

5. Calcular el pH de la mezcla de 25 mL de solución de ácido acético 0,1 M con 25 mL de solución

0,1 M de acetato de sodio y 12,5 mL de solución de NaOH 0,1M.

6. Calcular el pH de la mezcla de 25 mL de ácido acético 0,1 M con 25 mL de acetato de sodio 0,1 M

y 12,5 mL de HCl 0,1 M.

7. Se poseen 100 mL de una solución acuosa de amoníaco 0,1 M conteniendo algo de nitrato de

amonio añadido, la concentración de oxidrilos de dicha solución es 10-5 M. Calcular los gramos de

nitrato de amonio añadidos.

8. Calcular el volumen de una solución de ácido acético 12 M que se necesita adicionar a 250 mL de

acetato de sodio 6 M para obtener 300 mL de una solución de pH 6, completando el volumen con

agua.

9. Calcular la concentración protónica y el pH de los siguientes sistemas:

a) 20 mL de H2CO3 0,1 M + l0 mL de NaOH 0,1 M

b) 40 mL de H2CO3 0,1 M + l0 mL de NaOH 0,1 M

c) 20 mL de Na2CO3 0,1 M + 10 mL de HCl 0,1 M

d) 40 mL de Na2CO3 0,1M + 10 mL de HCl 0,1 M

10. Las soluciones amortiguadoras de ácido ascórbico/ascorbato, se emplean en los laboratorios de

análisis bioquímico. El valor de Ka para el ácido ascórbico es 7,9 · 10-5. Calcular la proporción de

concentraciones [ácido ascórbico]/[ascorbato de sodio] que forman una solución amortiguadora cuyo

pH es 4.

11. Una muestra de tejido extrahepático es mantenida a pH 7,21 en 1000 mL de Na2HPO4 0,1 M /

NaH2PO4 0,1 M (pKa2 H3PO4= 7,21). Si a esta solución se le agregan 0,2 g de HCl ¿Cuál es el pH

final de la solución?

12. Calcular el pH de las siguientes soluciones: a) K2HAsO4 0,1 M b) KH2AsO4 0,1 M



49

CALCULO DE KpS

1. ¿Se formará precipitado al mezclar las siguientes soluciones: 20 mL de Ba(NO3)2, 0,1 M con 50 mL

de Na2CO3, 0,1 M?

2. Se dispone de un litro de disolución 0,1 M de CaCl2. ¿Aparecerá precipitado al añadir 2 mL de una

disolución de NaOH, 0,2 M?

3. La solubilidad del CaF2 a 25oC es 0,0168 g de la sal por litro. Calcular el KpS.

4. La solubilidad en agua del cromato de bario a temperatura ambiente 0,000238g/100 mL.

Calcule la constante del producto de solubilidad.

5. A partir del KpS del ortofosfato de calcio, calcule la solubilidad molar de este compuesto en agua.

6. Utilizando el KpS del PbF2 , calcule la solubilidad de esta sal en gramos por cada 100 mL de la

solución.

7. Conociendo el KpS del yoduro de plomo. Calcule la solubilidad de esta sal en agua y en una

solución 0,02 M de yoduro de potasio.

8. Calcule el pH de una solución acuosa saturada de hidróxido de magnesio.

9. Disponemos de una disolución 0,1M de AlCl3. Calcular a qué pH empezará a precipitar el ión Al3+

sabiendo que Kps Al(OH)3 = 1,1 x 10-15.

10. A una solución que es 0,01 M en ion cloruro y 0,001 M en ion bromuro se le adiciona gota a gota

una solución 0,01 M de nitrato de plata. Determine qué sal de plata precipitará primero.

11. Para el sistema descripto en el problema anterior, determine la concentración del ion bromuro

remanente en la solución cuando comienza la precipitación de cloruro de plata.

12. Una solución que es 0,01 M en Fe2+ y 0,1 M en ácido acético se satura con sulfuro de hidrógeno.

Determine la concentración de ion acetato que deberá estar presente para que ocurra la precipitación.

ANALISIS CUANTITATIVO – VOLUMETRIA

1. ¿ Qué peso de nitrato de plata hay que tomar para preparar exactamente 2 L de una solución que

tenga un título de 2,0 mg de KI por mL?. ¿Cual es su normalidad ?’

2. Describir la preparación de 500 mL de una solución de carbonato de sodio que posea un título de

0,500 mg de ácido clorhídrico por mL, con respecto a la reacción:

CO32- + 2H+ H2CO3



50

3. Calcular el número total de miliequivalentes en:

a) 14,2g de AgNO3. ( Ag++ I- AgI )

b) 30,0 mL de Ba(OH)2 0,0200 N

c) 13,0 equivalentes de KI.

d) 17,0 mg de FeSO4.(NH4)2 SO4.6H2O ( Fe2+ Fe3+ + e- )

e) 1,0 L de KMnO4 0,200 M (Mn04- + 8H+ + 5e- Mn2+ + 4 H2O )

f ) 375 mL de H2 SO4 0,120 N.

4. ¿Cuántos gramos de sustancia están contenidos en las cantidades siguientes?

a) 1,0 meq de Pb(NO3)2. (Pb2+ + SO42-

PbSO4)

b) 2,000 eq de Ba(OH)2.

c) 30,0 mL de AgNO3 0,100N (Ag+ + Cl- AgCl )

d) 2,00 L de KMnO4 0,33 N (MnO4- + 8H+ + 5e- Mn2+ + 4 H2O)

5. Calcular:

a) E1 número de miliequivalentes de hidróxido de sodio presentes en una solución que reacciona

completamente con l7,1 mL de H2SO4 0,200 N.

b) El número de gramos de hidróxido de sodio en la solución descripta en (a)

c) El número de miliequivalentes de carbonato de sodio contenidos en 2g de este compuesto puro.

(CO32- + 2H+ H2CO3 )

d) E1 número de mililitros de HCl 0,100 N que reaccionarán completamente con 2,0 g de

carbonato de sodio.

e) E1 número de miliequivalentes de permanganato de potasio que reaccionarán completamente

con 14,9 mL de Fe2+ 3,0 N.

f) La masa en gramos de permanganato de potasio correspondiente a la parte (e), si por reacción

con Fe2+ el permanganato se reduce a Mn2+.

6. ¿Cuántos gramos de soluto se necesitan para preparar las siguientes soluciones?:

a) 1.500 mL de NaCl 0,300 N.

b) 4 L de Ba(OH)2 0,0500 N.

c) 483 mL de I2 0,01 N (I2 + 2 e- 2I- )

d) 3.900 mL KCN 0,40 N (Ag+ + 2 CN- Ag(CN)2- )

e) 6 L de CH3-COOH 0,70 N.

7. Indicar de qué modo se prepararían 500 mL de ácido clorhídrico aproximadamente 0,20 N a partir

de : a) una solución de HC1 2,5 N.

b) una solución de HC1 de punto de ebullición constante, que contiene 20,2 g de HCl por 100 g

de solución.



51

c) Un ácido clorhídrico concentrado (densidad 1,18), que contiene el 37 % en peso.

8. ¿Cuántos mL de solución de KOH 0,1421 N son necesarios para neutralizar 13,72 mL de ácido

sulfúrico 0,06860 M?

9. Si se requieren 13,12 mL de KOH 0,1421 N para neutralizar 10 mL de ácido acético diluido. ¿Cuál

será la normalidad del ácido?

10. Una muestra de 7,000 g de vinagre se diluye con agua hasta 50,0 mL. A continuación se trata con

13,5 mL de NaOH 0,505 N y se valora por retroceso con HCl 0,605 N, necesitándose 2,5 mL para

alcanzar el punto final de la fenolftleína.

a) Cual es la acidez del vinagre expresada como porcentaje de ácido acético?

b) Suponiendo que éste es el único ácido presente en la muestra ¿Cuál sería el pH de la disolución

en el punto de equivalencia de la valoración? (Usar Ac como abreviatura del radical CH3-COO-)

11. Para analizar una muestra de aspirina se pesa 3,470 g de componentes triturados y se tratan con

50,0 mL de NaOH 0,1155 N, calentando a ebullición durante 10 minutos. A continuación el exceso de

NaOH se valora con 11,5 mL HCl 0,2100 N Cuál es la concentración de ácido acetilsalicílico en la

muestra en mg/g.

12. Se determina el N de una muestra de leche en polvo que pesa 3,000 g mediante el método de

Kjeldahl. Para ello se hace destilar el amoniaco sobre 50,0 mL de una disolución de ácido clorhídrico

0,1210 N, valorándose el exceso de ácido con otra disolución de NaOH 0,1540 N, de la que se

gastaron 32,2 mL. Calcular:

a) Porcentaje de Nitrógeno en la muestra.

b) Si el factor de conversión de Nitrógeno en proteína es 6,38 ¿qué cantidad de proteínas

contiene la masa de muestra analizada?

13. Una solución contiene 0,0109 g /mL de Na2CO3. ¿A qué volumen habrá que llevar 100 mL de esa

solución para transformarla en 0,01 N?

14. Si se añaden 50 mL de HCl 1,087 N a 28 mL de una solución alcalina, se rebasa el punto de

neutralidad, y es necesario para alcanzarlo (por retorno), 10 mL de NaOH 0,1021 N. ¿Cuántos meq. de

base contiene la solución alcalina y cuál es su normalidad?

15. 0,500 g de CaCO3 impuro se disuelven en 25 mL de HCl 0,510 N. El exceso de ácido es titulado

luego de expulsar el CO2 con 6,50 mL de NaOH 0,440 N. ¿Cuál es el % de CaCO3 en la muestra?

16. Una solución ferrosa contiene 1,176 g de FeSO4.(NH4)2SO4.6H2O en 30 mL, una solución de

K2Cr2O7 contiene 0,2940 g de la sal en 20 mL. Determinar:

a) La normalidad de la sal ferrosa como reductor.

b) La normalidad de la solución de K2Cr2O7 como agente oxidante.



52

c) El volumen de K2Cr2O7 equivalente a 1,000 mL de la solución ferrosa.

17. Una muestra de 0,400 g de tabletas de NaHCO3 se analizan por titulación con 40,00 mL de HCl

0,100 M. Calcular el porcentaje de NaHCO3 que contiene la tableta.

18. Al disolver 1,60 g de una muestra y agregar 52,00 mL de solución de AgNO3 0,200 N, fueron

necesarios 4,00 mL de KSCN 0,100 N para precipitar el exceso de iones Ag+. ¿Cuál es el porcentaje

de Br2Ca 6 H2O que contiene la muestra?

19. En la titulación de 25 mL CaCO3 0,0100 M, se consumen 20,00 mL de EDTA:

a) Calcular la molaridad del EDTA

b) Calcular el título del EDTA en términos de CaCO3

c) Calcular el título del EDTA en términos de Ca (II)

20. En la titulación de 50,00 mL de una muestra de agua se requirieron 5,02 mL de EDTA 0,0100 M:

a) Calcular la molaridad total de los iones Ca2+ y Mg2+ en agua.

b) Calcular la dureza del agua expresada en ppm de CaCO3

21. El contenido en calcio presente en 5,0 mL de una muestra de orina se determinó por

precipitación en forma de oxalato cálcico en medio básico y luego se redisolvió acidulando el

precipitado. El ácido oxálico se valoró en caliente (60ºC) con 16,7 mL de permanganato potásico 4·10-

3 N, hasta viraje a púrpura, indicando el punto final de la reacción. Calcular la concentración en

mg/mL de Ca2+ en la orina.

22. En un matraz volumétrico de 250 mL se pesó una muestra de 1,25 g de As2O3 puro, se disolvió y

se diluyó hasta la marca. Una alícuota de 25 mL de esta solución requirió 26 mL de solución de I2

para su titulación hasta el punto final con almidón. Calcúlese el % de As en una muestra de 1,00 g , la

cual consume 15 mL de esta solución de I2 para su titulación.

ANALISIS CUANTITATIVO - GRAVIMETRIA

1. Cuál es el porcentaje de Ca, expresado como carbonato de calcio, contenido en 50 mL de muestra

en la cual se llevó a cabo la determinación gravimétrica de calcio; obteniéndose una masa de 0,1780 g

de precipitado; cuando la calcinación del mismo se efectúo a 500º C.

2. El Ca contenido en 5 g de una muestra fue precipitado mediante el agregado de oxalato de amonio.

El precipitado fue filtrado, lavado y posteriormente calcinado a 525º. Si luego de esta última

operación se obtuvieron 200 mg de CaCO3, calcular el porcentaje de calcio en la muestra.



53

3. Calcule el factor gravimétrico en la determinación de Fe en la que el precipitado es pesado como

Fe2O3 y el resultado debe ser expresado como Fe2 (SO4)3

4. Se desea conocer el % (p/p) contenido en una muestra que fue sometida al siguiente tratamiento: 5

g de la muestra fueron disueltos adecuadamente y la solución resultante llevada a un volumen final de

1 L con agua destilada. Sobre 100 mL de esta solución se llevó a cabo la determinación gravimétrica

de Ca, utilizando el método de oxalato, obteniéndose una masa de 0,5 g de sólido cuando se calcinó el

precipitado a 500º C.

PAt Ca = 40 g/mol PM CaCO3 = 100,8 g/mol

PM Fe2O3 = 159,6 g/mol PM Fe2 (SO4)3 = 399,90 g/mol



54

ANEXO I

RESPUESTAS GUIA DE AULA

PREPARACION DE SOLUCIONES Y EXPRESION DE RESULTADOS

1. a) 2,0027 b) 0,2004 c) 0,15

2. 0,072

3. 1,179

4. 0,166

5. a) 0,46 b) 0,1286

6. 2,08

7. 14,79

8. 5,3

9. 4,75

10. 4,63

11. 27,84

12. 10

13. 27,78

14. 31,58

15. 1,306

16. 14,28

17. a) 1·10-3 b) 1 c) 1000 d) 1

18. a) 4,83·10-6 b) 1,44·10-4

19. a) 1,6·103 b) 3.537,8 c) 1,28·105

20. 1,38·10-4 % ; 1,38 ppm

21. 1068

CALCULO DE pH

1. a) 2,70 b) 6,79 c) 11,3 d) 7,02

e) 5,69 f) 3,68

2. 1·10-7

3. 6,309 · 10-9

4. [H+] = l, 72 x 10-3 pH = 2, 76

5. [H+] = 7,45 x 10-6 pH = 5,13

6. 7,178

7. a) 10,48 b) 3,24 c) 7,00

Soluciones reguladoras de pH

1. 1,32 x 10-3

2. 8,73

3. [OH-] = 9,49 x 10-4 pH = 10,98

4. 4,76

5. 5,23

6. 4,28

7. 1,44

8. 7,13

9. a) 6,36 b) 5,89 c) 10,25 d)

10,73

10. 1,26

11. 7,16

12. a) 8,15 b) 4,69



55

CALCULO DE KpS

3. 3, 98 x 10-11

4. 8,46 x 10-11

5. 3,92 x 10-6

6. 5,14 x 10-2 g/100 mL

7. 1,52·10-3 ; 3,5 x 10-5

8. 10,46

9. 4,65

10.

11. 4,9 x 10-5

12. 4,08 x 10-3

ANALISIS CUANTITATIVO VOLUMETRIA

1. 4,07

2. 0,363

3. a)83,57 b)0,6 c)13.000

d)4,3 · 10-2 e)1.000 f)45

4. a)0,166 b) 171,4 c) 0,509 d)

20,856

5. a)3,42 b) 0,1368 c) 37,739

d) 377,35 e) 44,7 f) 1,412

6. a)26,32 b)17,13 c)0,6129 d)202,8

e) 252

7. a) 40 b) 18,07 c) 8,35

8. 13,2468

9. 0,186

10. a)10,7 b)9,5

11. 147,44

12. a)0,5236 b)3,34

13. 2.056

14. 53,14 1,898

15. 98,9

16. a) 0,1 N b) 0,3 N c) 0,33

17. 84

18. 96,187

19. a) 0,0125 b) 1,25 c) 0,5

20. a) 1,004 · 10-3 b) 100,4

21. 0,2672

22. 5,39

GRAVIMETRIA

1. 0,356

2. 1,6

3. 2,5

4. 100



56

ANEXO II

CUADRO DE SOLUBILIDADES EN AGUA PURA

Regla Excepciones

Nitratos y Acetatos son generalmente

solubles.

Acetato de Plata moderadamente insoluble (en

concentraciones muy altas del catión)

Compuestos de Metales Alcalinos y de

Amonio, son generalmente solubles.

Cloruros, Bromuros y Yoduros son

generalmente solubles

Haluros de Ag(I), Hg(I), Pb(II), HgI2, (BiO)Cl,

(SbO)Cl.

Sulfatos son generalmente solubles. Los sulfatos de Pb(II), Sr(II) y Ba(II). El de Ca(II)

es moderadamente insoluble

Carbonatos y sulfitos son generalmente

insolubles.

Los de Metales Alcalinos y de Amonio

Sulfuros son generalmente insolubles. Los de Metales Alcalinos, Mg(II), Al(III), Cr(III),

Amonio y los Alcalinos Terreos.

Hidróxidos son generalmente insolubles.

Los de Metales Alcalinos y de Amonio. Los de

Ba(II), Sr(II) y Ca(II) son moderadamente solubles

CUADRO DE ELECTROLITOS FUERTES Y DEBILES

Regla Excepciones

La mayoría de los ácidos son electrolitos

débiles.

Los ácidos fuertes comunes son: HCl, HBr, HI,

HF (concentrado), HNO3, H2SO3, HClO4,

La mayoría de las bases son electrolitos

débiles.

Son bases fuertes los hidróxidos de Li, Na, K,

Ru, Cs, Ca, Sr y Ba.

La mayoría de las sales son electrolitos

fuertes

Es sal débilmente ionizada el cloruro mercúrico,

también suelen incluirse acetato de plomo,

haluros de cadmio y cianuro mercúrico.



57

ANEXO III

TABLAS DE VALORES DE CONSTANTES

CONSTANTES DE DISOCIACION DE ACIDOS DEBILES A 25º C

ACIDO FORMULA CONSTANTES DE IONIZACION

K1 K2 K3

Acético HC2H3O2 1,75 x 10-5

Arsénico H3AsO4 5 x 10-3 8,3 x 10-8 6 x 10-10

Benzoico HC7H5O2 6,3 x 10-5

Bórico H3BO3 5,8 x 10-10

Carbónico H2CO3 4,3 x 10-7 5,6 x 10-11

Cloroacético HC2H2O2Cl 1,4 x 10-3

Crómico H2CrO4 2,0 x 10-1 3,2 x 10-7

Cítrico H3C6H5O7 8,7 x 10-4 1,8 x 10-5 4,0 x 10-6

Ciánico HCNO 2 x 10-4

Dicloroacético HC2HO2Cl2 5 x 10-2

Fórmico HCHO2 1,77 x 10-4

Cianhídrico HCN 7,2 x 10-10

Fluorhídrico HF 7,2 x 10-4

Sulfhídrico H2S 5,7 x 10-8 1,2 x10-15

Hipocloroso HOCl 3,5 x 10-8

Yódico HIO3 1,67 x 10-1

Láctico HC3H5O3 1,39 x 10-4

Nitroso HNO2 4,0 x 10-4

Oxálico H2C2O4 6,5 x 10-2 6,1 x 10-5

Fenol HC6H5O 1,3 x 10-10

Ortofosfórico H3PO4 7,5 x 10-3 6,2 x 10-8 4,8 x 10-13

Fosforoso H3PO3 1,6 x 10-2 7,0 x 10-7

Ftálico H2C8H4O4 1,3 x 10-3 3,9 x 10-6

Propiónico HC3H5O2 1,34 x 10-3

Succínico H2C4H4O4 6,4 x 10-5 2,7 x 10-6

Sulfúrico H2SO4 1,2 x 10-2

Sulfuroso H2SO3 1,72 x 10-2 6,24 x 10-8



58

CONSTANTES DE DISOCIACION DE BASES DEBILES A 25ºC

BASE FORMULA CONSTANTES DE IONIZACION

Amoníaco NH3 1,8 x 10-5

Anilina C6H5NH2 3,8 x 10-10

Hidrazina (NH2)2 3 x 10-6

Piridina C5H5N 1,4 x 10-9

CONSTANTES DEL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD A 25 ºC

SUSTANCIA FORMULA CONSTANTE DE PRODUCTO

DE SOLUBILIDAD

Aluminio Hidróxido Al (OH)3 1,9 x 10-33

Bario Carbonato BaCO3 8,1 x 10-9

Bario Cromato BaCrO4 2,4 x 10-10

Bario Fluoruro BaF2 1,7 x 10-6

Bario Oxalato BaC2O4 · 2H2O 1,5 x 10-7

Bario Sulfato BaSO4 1,1 x 10-10

Bario Yodato Ba(IO3)2 · 2H2O 6,5 x 10-10

Bismutilo Cloruro BiOCl 2 x 10-9

Bismuto Sulfuro Bi2S3 1,6 x 10-72

Cadmio Carbonato CdCO3 2,5 x 10-14

Cadmio Oxalato CdC2O4 · 3H2O 1,5 x 10-8

Cadmio Sulfuro CdS 3,6 x 10-27

Calcio Carbonato CaCO3 8,7 x 10-9

Calcio Fluoruro CaF2 4 x 10-11

Calcio Fosfato Ca3(PO4)2 1 x 10-26

Calcio Hidróxido Ca(OH)2 7,9 x 10-6

Calcio Oxalato CaC2O4 · H2O 2,3 x 10-9

Calcio Sulfato CaSO4 6,1 x 10-5

Calcio Yodato Ca(IO3)2 · 6H2O 6,5 x 10-7



59

Cinc Hidróxido Zn(OH)2 4,5 x 10-17

Cinc Oxalato ZnC2O4 1,5 x 10-9

Cinc Sulfuro ZnS 1,2 x 10-23

Cobalto (II) Sulfuro CoS 7 x 10-23

Cobre (I) Bromuro CuBr 4,1 x 10-8

Cobre (I) Sulfuro Cu2S 2 x 10-47

Cobre (I) Yoduro CuI 5 x 10-12

Cobre (II) Hidróxido Cu(OH)2 5,6 x 10-20

Cobre (II) Oxalato CuC2O4 2,9 x 10-8

Cobre (II) Sulfuro CuS 8,5 x 10-45

Cobre (II) Yodato Cu(IO3)2 1,4 x 10-7

Cromo (III) Hidróxido Cr(OH)3 1 x 10-36

Estroncio Carbonato SrCO3 1,6 x 10-9

Estroncio Fluoruro SrF2 2,8 x 10-9

Estroncio Oxalato SrC2O4 5,8 x 10-8

Estroncio Sulfato SrSO4 2,9 x 10-7

Hierro (II) Hidróxido Fe(OH)2 2 x 10-14

Hierro (II) Oxalato FeC2O4 2,1 x 10-7

Hierro (II) Sulfuro FeS 3,7 x 10-19

Hierro (III) Hidróxido Fe(OH)3 6 x 10-38

Magnesio Carbonato MgCO3 1 x 10-5

Magnesio Fluoruro MgF2 6,4 x 10-9

Magnesio Fosfato amónico MgNH4PO4 2,5 x 10-13

Magnesio Hidróxido Mg(HO)2 1,2 x 10-11

Magnesio Oxalato MgC2O4 8,6 x 10-5

Manganeso Carbonato MnCO3 8,8 x 10-11

Manganeso Hidróxido Mn(HO)2 4,5 x 10-14

Manganeso Sulfuro MnS 1,4 x 10-15

Mercurio (I) Bromuro Hg2Br2 4 x 10-23

Mercurio (I) Cloruro Hg2Cl2 2 x 10-18

Mercurio (I) Yoduro Hg2I2 4 x 10-29

Mercurio (II) Sulfuro HgS 3 x 10-53

Níquel (II) Hidróxido Ni(HO)2 2 x 10-14

Níquel (II) Sulfuro NiS 1,4 x 10-21

Plata Bromato AgBrO3 6 x 10-5



60

Plata Bromuro AgBr 7,7 x 10-13

Plata Carbonato Ag2CO3 6,2 x 10-12

Plata Cianuro AgCN 2,2 x 10-12

Plata Cloruro AgCl 1,56 x 10-10

Plata Cromato Ag2CrO4 9 x 10-12

Plata Fosfato Ag3PO4 1,8 x 10-18

Plata Sulfuro Ag2S 1,6 x 10-49

Plata Tiocianato AgSCN 1,2 x 10-12

Plata Yodato AgIO3 1 x 10-8

Plata Yoduro AgI 1,5 x 10-16

Plomo (II) Carbonato PbCO3 4 x 10-14

Plomo (II) Cloruro PbCl2 1 x 10-4

Plomo (II) Cromato PbCrO4 2 x 10-14

Plomo (II) Fluoruro PbF2 3,7 x 10-8

Plomo (II) Hidróxido Pb(HO)2 2,5 x 10-15

Plomo (II) Oxalato PbC2O4 2,8 x 10-11

Plomo (II) Sulfato PbSO4 1,1 x 10-8

Plomo (II) Sulfuro PbS 3,4 x 10-28

Plomo (II) Yodato Pb(IO3)2 2,6 x 10-13

Plomo (II) Yoduro PbI2 1,4 x 10-8



61

ANEXO IV

REGLAMENTO INTERNO DE LA ASIGNATURA

♦ Requisitos para la inscripción: Podrán ser inscriptos en Química Analítica I con carácter de

alumnos regulares, aquellos que reúnan las condiciones establecidas en las reglamentaciones

vigentes.

♦ Citaciones: Todas las citaciones serán hechas con la debida anticipación, utilizando como único

medio de difusión la cartelera del Curso. Cada citación estará refrendada con la firma del Profesor o

de los Jefes de Trabajos Prácticos.

♦ Concurrencia a las clases Teórico-Prácticas y de Laboratorio: La concurrencia deberá hacerse

en los horarios indicados para cada caso. Una demora que supere los 5 (cinco) minutos se computará

como inasistencia. El alumno que no concurra perderá el derecho a la realización de la práctica, en

ese o en cualquier otro turno, pudiendo recuperar el cuestionario en la fecha que oportunamente se

fije. Será requisito indispensable que todo alumno concurra al laboratorio con la correspondiente guía

de Trabajos Prácticos, o un esquema sintético de la misma, cuaderno de notas, guardapolvo,

guantes de latex y repasador.

♦ Aprobación de los Trabajos de Laboratorio :

1) El alumno deberá obtener en sus determinaciones resultados aceptablemente coincidentes con

los reales. El error tolerado dependerá del tipo y técnica de análisis empleada y será fijado por

la Cátedra en cada caso.

2) Deberá demostrar un pleno conocimiento de la parte teórica referente a la práctica o

experiencia, al ser interrogado en forma oral, escrita; antes, durante y a la finalización del

Trabajo Práctico.

3) Deberá poseer una habilidad manual acorde con el tipo de experiencia que realice.

4) Registrará en un “cuaderno de laboratorio”, en forma ordenada, los resultados obtenidos y las

operaciones numéricas que cada cálculo demanden.

5) Al finalizar cada práctico deberá entregar el material en perfectas condiciones de orden y

limpieza.

PARA LA APROBACIÓN DE CADA TRABAJO PRACTICO, EL ALUMNO DEBERÁ DAR

CUMPLIMENTO A LOS CINCO REQUISITOS PRECITADOS.

♦ Examinaciones Parciales: El grado de conocimiento del alumno será evaluado mediante 3 (tres)

exámenes parciales tomados a lo largo del curso, referentes a los temas teóricos-prácticos de

laboratorio y de resolución de problemas numéricos.

Tendrán derecho a rendir las examinaciones parciales los alumnos que tengan aprobados todos los

prácticos de laboratorio correspondientes a cada uno de ellos.

Las recuperaciones de exámenes parciales serán: una recuperación por cada parcial y solo una segunda



62

recuperación. Para los alumnos que hubiesen presentado constancia de actividad laboral o de

maternidad tendrán una recuperación adicional.

♦ Clasificaciones: Las evaluaciones se clasificarán con notas, utilizándose la escala de 1(uno) a 10

(diez). Para ser considerado como aprobado en calidad de Regular, el alumno deberá lograr al menos

una calificación de 7 (siete) puntos.

♦ Aprobación del Curso: Para ser considerado Alumno Regular, de acuerdo a las

reglamentaciones vigentes el alumno a la finalización del curso, deberá contar con el 70% de

asistencia a las clases Teórico-Prácticas y de Laboratorio, tener aprobados el 100 % de los Trabajos

Prácticos de Aula y Laboratorio y el 100% de los exámenes parciales correspondientes a los temas

Teórico-Prácticos, de laboratorio y resolución de problemas.

♦ Régimen de Aprobación del Curso: Aprobación por Examen Final, Modalidad oral.



63

ANEXO V

GLOSARIO DE TERMINOS

ALICUOTA: Porción bien definida (masa, volumen) de la muestra.

ANALISIS: En el ámbito químico, implica someter a una muestra a un proceso analítico para conocer

información química sobre la misma.

ANALITO: Especie química o bioquímica, componente de la muestra, de la que se requiere

información cualitativa o cuantitativa.

CALCINACION: Es un tratamiento térmico por el que se somete a la muestra a la acción de

temperaturas elevadas, con el fin de producir ciertas transformaciones.

CENTRIFUGACION: Es la operación por la cual se facilita la separación de los componentes de un

sistema heterogéneo, por ejemplo un precipitado de la solución madre, sometiéndolo a una veloz

rotación que produce una fuerza centrífuga muy superior a la fuerza de gravedad. El .líquido

sobrenadante se succiona con una pipeta o se decanta.

CONCENTRACION: Es la cantidad de soluto contenida en determinada cantidad de disolución o de

disolvente. Como expresiones cualitativas se utilizan los términos solución diluida, solución

concentrada, solución saturada y solución sobresaturada.

DECANTACION: Es la separación de la solución sobrenadante de un precipitado, por trasvasado del

líquido límpido, una vez que el producto insoluble ha sedimentado naturalmente o con ayuda de la

centrifugación.

DETECTAR: Acción de un instrumento para producir una señal y transducirla en una magnitud física

fácilmente medible.

DETERMINAR: Proceso para conocer la cantidad/concentración de un analito (o familia) de una

muestra que es analizada.

DESECACION: Es un procedimiento destinado a eliminar completamente la humedad de una muestra

o de un precipitado. Puede utilizarse el calor, o aparatos especiales denominados desecadores; éstos

son recipientes de cierre hermético que se cargan con agentes anhidrizantes como CaCl2, P2O5 ,

silicagel, etc, de manera que el material a desecar confinado en su presencia pierde su humedad luego

de cierto tiempo.

ENSAYO: Es un procedimiento experimental que se practica sobre una porción de la muestra con el fin

de obtener información sobre la composición de la misma, en base a observar el comportamiento

frente a un reactivo utilizado. El ensayo más común consiste en agregar un reactivo apto para producir

reacción característica con determinada sustancia o con un grupo de sustancias. Según el resultado

obtenido, el ensayo será positivo o negativo.

ENSAYO DE BLANCO: Es un ensayo que se practica con los mismos reactivos y técnica utilizados

para una reacción determinada, salvo que se reemplaza la solución muestra por agua destilada. Sirve



64

para constatar la presencia de iones interferentes o de impurezas en los reactivos. Puede servir además

para comparar los resultados de un ensayo en presencia y en ausencia de la sustancia buscada si se

realiza en paralelo.

ENSAYO DE CONFIRMACION: Es el ensayo de identificación que se realiza para ratificar la

presencia de un ion ya caracterizado. Se practica sobre la solución del ion, luego de haber eliminado

del líquido cualquier otro ion que pueda interferir.

ENSAYO DE CONTROL: Se realiza con fines comparativos sobre soluciones de ensayo a fin de

comprobar la bondad de la técnica y de los reactivos usados, cuando habiéndose obtenido resultados

negativos o dudosos se sospecha algún error o falla.

ENSAYO DE IDENTIFICACION: Es el procedimiento destinado a poner en evidencia la presencia de

un ion, o grupo de iones, por agregado de un reactivo en determinadas condiciones.

EVAPORACION: Es la reducción de volumen de un líquido, casi siempre con ayuda de calentamiento,

con el fin de concentrar los solutos, eliminar algún componente muy volátil o llevar a sequedad.

Comúnmente se utilizan baños María, de aire o de arena.

FILTRACION: Es la operación mediante la cual se separa un sólido de un líquido, por pasaje a través

de un medio poroso adecuado. Pueden utilizarse como medios: papel de filtro, algodón, lana de vidrio,

lana de cuarzo, etc.

LAVADO: Es la operación destinada a eliminar de los precipitados la mayoría de las impurezas que

los acompañan. Se realiza poniendo en contacto íntimo el sólido con pequeñas porciones de agua

destilada, solución diluida del reactivo precipitante, o de un electrolito adecuado, seguida de filtración

o centrifugación. Generalmente bastan dos o tres lavados, reservando el primer líquido de lavado.

MUESTRA: Es la parte (alícuota) del objeto que contiene a el o los analitos.

PRECIPITADO: Es el sólido poco soluble que se forma en el seno de una solución, cuando se

agrega cierto reactivo. El fenómeno se denomina precipitación.

REACCION: Es el fenómeno químico que conduce a la formación de nuevas especies, cuando se

ponen en contacto dos o más sustancias, generalmente en solución.

REACTIVO: Es la solución de un compuesto que se agrega al sólido o a la solución en estudio, a

efectos de provocar una reacción química.

REACTIVO DE GRUPO: Es aquél que se utiliza para separar, generalmente por precipitación, varios

iones de propiedades análogas contenidos en una solución.

REACTIVO ESPECIFICO: Es el que bajo condiciones experimentales determinadas, permite

reconocer una sola sustancia.

REACTIVO PRECIPITANTE: Es el que se agrega a un sistema químico con el propósito de formar una

sustancia poco soluble (precipitado) por reacción con otra disuelta.

REACTIVO SELECTIVO: Es el que bajo condiciones experimentales determinadas, permite reconocer

sólo unas pocas sustancias.



65

RESIDUO: Es el sólido separado de una solución por filtración o por evaporación a seco o casi seco.

También se aplica al material que resiste la acción de un reactivo disolvente.

SOLUBILIDAD: Es la máxima cantidad de soluto que puede disolverse en cierto disolvente, a

determinada temperatura. Puede expresarse en diversas unidades físicas o químicas.

SOLUCION: Es la dispersión homogénea de un sólido, líquido o gas, (soluto) en un sistema,

(disolvente) que generalmente es el agua y constituye la mayor parte del sistema. En las soluciones

verdaderas, las partículas dispersas son de dimensiones moleculares o iónicas.

SOLUCION CONCENTRADA: Es la que contiene cantidad relativamente elevada de soluto.

SOLUCION DILUIDA: Es la que contiene pequeña cantidad de soluto, comparada con su solubilidad.

SOLUCION FORMAL: Es la que contiene un peso formula gramo en un litro de disolución.

SOLUCION MOLAR: Es la que contiene un mol de soluto en un litro de disolución.

SOLUCION NORMAL: Es la que contiene un equivalente químico en un litro de disolución.

SOLUCION PORCENTUAL: Es aquélla en que la concentración se expresa en gramos de soluto por

ciento. Ej. g. de soluto en 100 mL de disolución; ésta es la forma de expresión más común y útil a los

fines del cálculo.

SOLUCION SATURADA: Es la que contiene el máximo posible de soluto disuelto, a una determinada

temperatura, en equilibrio con un exceso de soluto no disuelto.



66

ANEXO VI

PROGRAMA DE LA ASIGNATURA

TEMA 1 Introducción a la química analítica. Información químico Analítica. Referencias químico Analítica. Clasificaciones de la química analítica. TEMA 2 Tipos de reacciones de uso frecuente en química analítica. Condiciones de una reacción para la identificación y para la cuantificación. Objetivos y usos de la expresión de equilibrio en química analítica. Equilibrios en fase homogénea y heterogénea de aplicación en Química Analítica . TEMA 3 Aspectos cualitativos de la química analítica. La respuesta binaria. Características analíticas de la respuesta binaria: Sensibilidad, Selectividad, Enmascaramiento. Estándares y calibración en análisis cualitativo. Análisis cualitativo clásico e instrumental: Generalidades. TEMA 4 Investigación de cationes. Métodos sistemáticos que usan separaciones. Reactivos generales, especiales y reactivos de identificación para las especies más comunes. Investigación de aniones: ensayos de oxidantes, ensayo de reductores, ensayos con reactivos generales. Incompatibilidades más comunes. Deducciones derivadas de ensayos previos e incompatibilidades. TEMA 5 Principios del análisis cuantitativo. Análisis cuantitativo clásico e instrumental. Expresión de resultados analíticos. Cálculos en el análisis volumétrico. Tipos de técnicas volumétricas. Tipos de volumetrías. Métodos de detección en el punto final. Curvas de titulación y equilibrios en el punto final. Mecanismos de los indicadores visuales. TEMA 6 pH: Cálculo de pH en soluciones acuosas de distintos sistemas. Curvas de distribución de especies en función del pH. Volumetría ácido-base. Selección y valoración de un titulante. Selección y empleo de los indicadores en volumetría ácido-base. Variabilidad de la curva de titulación. Análisis de las curvas de titulación en medios acuosos. Resolución de mezclas. Aplicaciones. TEMA 7 Concepto de solubilidad y de producto de solubilidad. Factores que afectan al producto de solubilidad. Factores que afectan a la solubilidad. Volumetría de precipitación. Fundamentos requisitos y limitaciones de la volumetría de precipitación. Indicadores de punto final. Aplicaciones a la determinación de haluros: Método de Mohr, Volhard y Fajans. TEMA 8 Equilibrio y constantes de formación. Sistemas de formación de complejos, algunos casos de cálculo de concentraciones en el equilibrio. Constantes condicionales de formación, tratamiento general. Volumetría de formación de complejos. Fundamentos requisitos y limitaciones de la volumetría de formación de complejos. Indicadores de punto final. Aplicaciones de la Quelatometría a la valoración de Ca2+ y Mg2+. Aplicaciones. TEMA 9 Constante de equilibrio y potencial de equilibrio. Factores que afectan los potenciales redox. Volumetría de óxido-reducción. Fundamentos, requisitos y limitaciones. Indicadores de punto final. Usos y aplicaciones de oxidantes fuertes: Permanganato, Dicromato y Cerio (IV). Métodos volumétricos que utilizan Iodo y Tiosulfato. Aplicaciones.



67

TEMA 10 Mecanismos y factores que influyen en la formación de precipitados. Impurificación de precipitados; coprecipitación y posprecipitación. Eliminación de impurezas: digestión y envejecimiento, redisolución y reprecipitación. Precipitaciones controladas. Precipitación en fase homogénea: fundamentos, ventajas y aplicaciones. El análisis gravimétrico. Fundamentos del análisis gravimétrico. Métodos gravimétricos. Operaciones básicas. Ventajas y desventajas principales de la gravimetría. Aplicaciones. Tema 11 Etapas en la resolución de un Problema Analítico. Propiedades analíticas supremas, básicas y complementarias. Errores en química analítica. Aspectos Generales de la Calidad en Química Analítica. Trazabilidad: Materiales de Referencia. Tipos de Estándares y su Trazabilidad. TRABAJOS PRACTICOS: Parte general 1- Instrucción sobre los materiales de trabajo y equipos a utilizar, su manejo y cuidados. Preparación de soluciones de reactivos generales. Recomendaciones referidas al trabajo de laboratorio en general y respecto de sustancias tóxicas o corrosivas. 2- Resolución de problemas referidos a cálculos de concentración protónica y pH para sistemas simples, mezclas equivalentes y no equivalentes. Producto de solubilidad y solubilidad. Efecto de la concentración protónica y de complejantes sobre la solubilidad. 3- Resolución de problemas referidos a cálculos elementales en el empleo de conceptos estadísticos básicos para caracterizar la exactitud, precisión e incertidumbre. Parte cualitativa 4- Investigación de aniones. Observaciones y ensayos preliminares: ensayo con acetato de bario y calcio, ensayo con nitrato de plata, ensayo de aniones reductores y de aniones oxidantes. Primer Grupo de Aniones. Técnicas Analíticas. Reacciones de reconocimiento. Segundo Grupo de Aniones. Técnicas Analíticas. Reacciones de reconocimiento. Tercer Grupo de Aniones. Técnicas Analíticas. Reacciones de reconocimiento. 5- Investigación de cationes en muestras líquidas en escala semimicro. Observaciones y ensayos previos. Primer Grupo de Cationes. Ensayos preliminares. Técnicas Analíticas. Reacciones de reconocimiento semimicro. Segundo Grupo de Cationes. Ensayos preliminares. Técnicas Analíticas. Reacciones de reconocimiento semimicro. Tercer Grupo de Cationes. Ensayos preliminares. Técnicas Analíticas. Reacciones de reconocimiento semimicro. Cuarto Grupo de Cationes. Ensayos preliminares. Técnicas Analíticas. Reacciones de reconocimiento semimicro. Quinto Grupo de Cationes Ensayos preliminares. Técnicas Analíticas. Reacciones de reconocimiento semimicro. Sexto Grupo de Cationes. Ensayos preliminares. Técnicas Analíticas. Reacciones de reconocimiento semimicro. 6- Resolución de problemas teóricos referidos a separaciones e identificaciones en análisis cualitativo. Parte cuantitativa 7- Resolución de problemas vinculados a cálculos volumétricos. 8- Volumetría Ácido-Base. Preparación de un ácido tipo y de una base tipo. 9- Aplicaciones de la volumetría ácido-base: a) Capacidad neutralizadora de una tableta antiácida. b) Resolución de mezclas alcalinas. Método de Warder sobre una y dos alícuotas. 10- Volumetría de precipitación. Determinación de cloruros. 11- Aplicación de la volumetría de precipitación: Determinación de bromuros en fármacos por el Método de Mohr. 12- Volumetría de Complejación. Quelatometría. 13- Aplicaciones de la Quelatometría: Determinación de dureza en aguas. 14- Volumetría Redox. Yodometría y Permanganimetría. 15- Aplicaciones de la Yodometría: Análisis de tabletas de vitamina C utilizando yodo.



68

16- Aplicaciones de la Permanganimetría: Análisis de Hierro total en muestra sintética utilizando permanganato. 17- Gravimetría. Aplicaciones. Regimen de Aprobación • Aprobación de los Trabajos de Laboratorio : 1) El alumno deberá obtener en sus determinaciones resultados aceptablemente coincidentes con los reales. El error tolerado dependerá del tipo y técnica de análisis empleada y será fijado por la Asignatura en cada caso. 2) Deberá demostrar un pleno conocimiento de la parte teórica referente a la práctica o experiencia, al ser interrogado en forma oral, escrita; antes, durante y a la finalización del Trabajo Práctico. 3) Deberá poseer una habilidad manual acorde con el tipo de experiencia que realice. 4) Registrará en un "cuaderno de laboratorio", en forma ordenada, los resultados obtenidos y las operaciones numéricas que cada cálculo demanden. 5) Al finalizar cada práctico deberá entregar el material en perfectas condiciones de orden y limpieza. PARA LA APROBACIÓN DE CADA TRABAJO PRACTICO, EL ALUMNO DEBERÁ DAR CUMPLIMENTO A LOS CINCO REQUISITOS PRECITADOS. • Examinaciones Parciales: El grado de conocimiento del alumno será evaluado mediante 3 (tres) exámenes parciales tomados a lo largo del curso, referentes a los temas teóricos-prácticos de laboratorio y de resolución de problemas numéricos. Tendrán derecho a rendir las examinaciones parciales los alumnos que tengan aprobados todos los prácticos de laboratorio correspondientes a cada uno de ellos. Las recuperaciones de exámenes parciales serán una recuperación por cada parcial y solo una segunda recuperación. Los alumnos que hubieren presentado constancia de actividad laboral o de maternidad tendrán una recuperación adicional. • Clasificaciones: Las evaluaciones se clasificarán con notas, utilizándose la escala de 1(uno) a 10 (diez). Para ser considerado como aprobado en calidad de Regular, el alumno deberá lograr al menos una calificación de 7 (siete) puntos. • Aprobación del Curso: Para ser considerado Alumno Regular, de acuerdo a las reglamentaciones vigentes el alumno a la finalización del curso, deberá contar con el 70% de asistencia a las clases Teórico-Prácticas y de Laboratorio, tener aprobados el 100 % de los Trabajos Prácticos de Aula y Laboratorio y el 100% de los exámenes parciales correspondientes a los temas Teórico-Prácticos, de laboratorio y resolución de problemas. • Régimen de Aprobación del Curso: Aprobación por Examen Final, Modalidad oral.



69

ANEXO VII

BIBLIOGRAFIA

Bibliografía básica del contenido teórico

1- J. M. Mermet, M. Otto, M. Valcárcel “ A Moderm Approach to Analytical Science”

Second Edition, WILEY-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA., Federal Republic of Germany, 2004.

2- David Harvey, “ Química Analítica moderna” Editorial Mc Graw-Hill/Interamericana de España,

S.A.U., Madrid, 2002.

3- Miguel Valcárcel, “Principios de Química Analítica” Editorial Springer-Verlag Ibérica, S.A.,

Barcelona, 1999.

4- D. Skoog, D. West y F. Holler “Analytical Chemistry An Introductión” Firth Ed., Ssunders HBJ

Publishers, U.S.A., 1990.

5- D. Harris “Quantitative Chemical Analysis” Second Ed., W. Freeman and Company, N.Y.,

1987.

6- F. Burriel, S. Arribas, F. Lucenas, J. Hernandez, “Química Analítica Cualitativa” Duodécima

Edición. Paraninfo, Madrid, 1985.

7- D. Skoog y D. West, “Fundamentos de Química Analítica” Segunda Edición, Editorial Reverté,

Barcelona, España, 1983.

8- H. A. Laitinen y W. Harris, “Chemical Análisis” McGraw Hill, Kogakusha Ltada., Tokio, 1975.

9- M. Kolthoff, E. B. Sandell, S. Brucrenstein, “Análisis Químico Cuantitativo” Ed. Nigar, Bs. As.,

1972.

Bibliografía básica de trabajos prácticos

1- D. Harris “Exploring Chemical Analysis” Second Ed., W. Freeman and Company, N.Y., 1997

2- F. Burriel, S. Arribas, F. Lucenas, J. Hernandez, “Química Analítica Cualitativa” Duodécima

Edición. Paraninfo, Madrid, 1985.

3- S. Arribas “Análisis Cualitativo Inorgánico sin el empleo del ácido sulfhídrico” Tercera

Edición, Paraninfo, Madrid, 1983.

4- D. Skoog y D. West, “Fundamentos de Química Analítica” Segunda Edición, Editorial Reverté,

Barcelona, España, 1983.

5- M. Kolthoff, E. B. Sandell, S. Brucrenstein, “Análisis Químico Cuantitativo” Ed. Nigar, Bs. As.,

1972.

guia de trabajos practicos-2011

Documents