practica 7
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UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN AGUSTIN ESCUELA PROFESIONAL DE
SAN AGUSTIN
JOSEPT CHURQUI CONDORI C.U.I.:20091404
DETERMINACION DE LA CONCENTRACION DEL [Cu]+2
POR
VALORACION COMPLEXOMETRICA
I. OBJETIVOS
Determinar la concentración del ion metálico central Cu+2
a partir del
complejo [CuEDTA]-2.
II. MARCO CONCEPTUAL
La formación de los iones complejos metálicos estables, por al valoración de
una solución de un ión metálico con una solución estándar adecuada de un
agente formador de complejos, o ligando, adquiere mayor importancia como
método de análisis volumétrico.
Una reacción de formación de complejo ha de ser rápida, ha de transcurrir conforme a una
estequiometria bien definida y ha de poseer las propiedades características convenientes para la
aplicación de los diversos sistemas de determinación del punto final.
El acido etilendiaminotetraacetico (EDTA), es el miembro más importante y mejor conocido de un
grupo de ácidos aminopolicarboxilicos. El advenimiento de setos ligandos multidentados ha dado
el ímpetu a la amplia aplicación de valoraciones complejimetricas e análisis químico.
El ion etilendiaminotetraacetico (Y) forma complejos muy estables, en la razón uno a uno,
prácticamente de los iones de todos los metales de la tabla periódica. Esta razón uno a uno de los
complejos metal EDTA proviene del hecho de que el ion Y posee en total 6 grupos funcionales,
cuatro grupos carboxilos y dos grupos aminos, que pueden ocupar cuatro, cinco o seis posiciones
de coordinación en torno de un ion metálico central.
El ion Cu+2
, puede formar complejos muy estables donde EDTA con cuatro grupos carboxilo y dos
átomos neutros de nitrógeno actúa como ligando hexadentado.
(CH2COO-) 2 N (CH2)2 N (CH2COO) + Cu+2--------------------- [CuEDTA]-2+ 2N
MUREXIDA
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III. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
a. MATERIAL Y EQUIPO
Fiolas
Bureta
Soporte universal
Matraz
Pipetas
Solución de EDTA
Solución de CuSO4.5H2O
b. TECNICAS DE LABORATORIO
Preparar 100 ml de solución 0.4 M de CuSO4, extraer de la fiola 2 ml y enrasar a 100 ml con agua
destilada.
De la nueva solución tomar una muestra de 2 ml y verterla a un Erlenmeyer, agregar 50 ml de agua
destilada y 2 ml de una solución buffer PH =10, agregar una pisca de murexida.
La solución tomara una coloración amarilla.
Preparar una solución 0.002 M de EDTA.
Con la solución de EDTA enrasar una bureta.
Titular gota agota la solución de CuSO4 hasta la aparición de un color rojo violeta.
Anotar el gasto de EDTA.
Determinar la concentración de Cu+2
.
V1C1=V2C2
0.04M x V1=0.02M x V2
V1=50 ml
Primero la solución tenía una coloración
amarilla luego al agregarle CuSO4 gotaagota toma una coloración rojo violeta
Gasto de EDTA = 8 ml
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IV. CUESTIONARIO
¿Por qué es importante mantener el pH en la solución de CuSO4?
Los protones liberados en estas reacciones pueden hacer disminuir el pH de modo suficiente para
desplazar significativamente los equilibrios anteriores hacia la izquierda esto es, para provocar la
disociación del complejo metálico en presencia del acido. Para impedirlo, se suele agregar a la
solución que se va a valora un exceso de un sistema tampón inerte o buffer
Al mantenerse regulado el pH a un valor constante se favorece la detección del punto final,
puesto que entonces el salto del pM ene le punto de equivalencia resulta prácticamente idéntico
de un análisis a otro.
Normalmente, el control del pH de la disolución y/o la adición de agentes enmascarantes (que
impidan la asociación del EDTA con algunos de los cationes) permite controlar las interferencias y
aumentar la selectividad en las valoraciones .
¿Qué indicadores se utilizan en las valoraciones complejimetricas?
Se usan especies químicas que forman complejos con el catión que se determina. el indicador
presenta un color cuando esta complejado con el metal y otro cuando esta li bre
Los indicadores más comunes son los colorantes orgánicos como el negro sulfonico , negro
eriocromo , t. rojo eriocromo B o murexida . Estos colorantes se unen los cationes metálicos en
solución para formar complejos coloreados
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Determine la concentración molar de Cu+2
.
Cu+2
= 0.02 ml EDTA * 8 ml EDTA * 1 mol Cu * 1L * 1
1 L 1 mol EDTA 1000 ml 54 ml
Investigue como se de ben desechar los residuos de las prácticas realizadas en la boratorios.
o Uso de servicios del programa de residuos químicos
peligrosos para la redistribución de químicos, o
destilación de solventes acuosos y formaldehido;
o Mantener la segregación individual de corrientes
residuales. Mantener los residuos químicos peligrosos
segregados de los no peligrosos. Mantener los residuosquímicos reciclables de los no reciclables. No mezclar
residuos químicos peligrosos con los no peligrosos;
o Pesado previo de algunos de los químicos para uso de
estudiantes. Esto reducirá los derrames y la generación
de otros residuos generados por estudiantes
efectuando su propio pesaje. También aumentará la
productividad del laboratorio reduciendo el tiempo de laboratorio por estudiante;
o Reciclo, o tratamiento de residuos químicos peligrosos como la última etapa en los
experimentos. Destilación de solventes residuales como último paso en un experimento.
En laboratorios de pregrado, o para el caso de instituciones y empresas sus laboratorios
desarrollará una conciencia de los estudiantes o usuarios en lo que ha minimización de
residuos químicos se refiere. Neutralización de ácidos y bases de acuerdo a la sección V de
esta guía;
V. Bi bliografía
Zumdahl, Chemistry, 4th Edition.
Ebbing, D.D., & Gammon, S. D. (2005). General chemistry (8th Ed.). Boston, MA:
Houghton Mifflin.
Pavia, D.L., Lampman, G.M., & Kriz, G.S. (2004). Organic chemistry volume 1: Organic
chemistry 351. Mason, OH: Cenage Learning. ISNB: 9780759342724
2.96.10-6