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Laboratorio de Química Analítica

Dr. José Ramón Verde Calvo

PRACTICA No. 1 DETERMINACIÓN GRAVIMÉTRICA DE AZUFRE O DE SULFATOS

SOLUBLES

Objetivo: El alumno determinará la cantidad de sulfatos solubles en una muestra problema de agua, utilizando los conceptos técnicos de adquiridos en gravimetría.

INTRODUCCIÓN: El análisis de un sulfato soluble se basa en su precipitación ion bario.

Ba2 + SO4-2 BaSO4

La muestra problema puede tener azufre o iones sulfato, los cuales precipi-tan como sulfato de bario, se lavan, filtran, secan y se pesan en una balanza analítica.

Superficialmente, este método parece muy simple. De hecho, sin embargo esta sujeto a muchas interferencias, debidas principalmente a la tendencia del sulfato de bario a “ocluir” tanto aniones como cationes. El sulfato de ba-rio se clasifica como un precipitado cristalino formado por cristales lo bas-tante grandes para poder ser filtrados fácilmente. El tamaño aparente y la forma de un precipitado cristalino varían al cambiar las condiciones de pre-cipitación (temperatura, velocidad de adición del reactivo precipitante, con-centración).

El sulfato de bario precipitado, tiene tendencia a retener muchas sustancias extrañas de sus aguas madres y esto es el principal obstáculo para la de-terminación exacta del ion sulfato.

El proceso mediante el cual una sustancia es precipitada junto con un com-puesto poco soluble, se llama coprecipitación y son muchas las sustancias que pueden coprecipitar con el sulfato de bario.

La influencia de las diversas coprecipitaciones sobre la dirección, positiva o negativa, del error en los resultados es importante aún cuando no pueda evitar totalmente ese fenómeno. A continuación se da un resumen a este análisis.

Los resultados bajos pueden ser causados por:

a). Cantidades excesivas de ácidos minerales presentes, (la solubilidad del BaSO4 aumenta considerablemente en medios ácidos fuertes).



b) Coprecipitación de iones de los metales alcalinos y de calcio, (los sulfatos

de estos iones pesan menos que la cantidad equivalente de BaSO4 que podría haberse formado).

c) Precipitación de iones amonio (el sulfato de amonio se volatiliza al calci-nar el precipitado).

d) Coprecipitación del hierro como sulfato básico de hierro (III). e) Reducción parcial del BaSO4 a BaS, si el papel filtro se carboniza dema-

siado rápidamente. f) Presencia de cromo trivalente (puede dar lugar a la precipitación incom-

pleta de BaSO4 debido a la formación de sulfatos de Cromo (III) comple-jos solubles).

Los resultados altos se pueden deber a:

a) Ausencia de ácido mineral, (en estas condiciones puede precipitar el car-bonato y el fosfato de bario, ambos escasamente solubles)

b) Coprecipitación de cloruro de bario. c) Coprecipitación de aniones, particularmente del nitrato y del clorato, como

sales de bario. Por lo anteriormente mencionado, es necesario eliminar las principales inter-ferencias en tratamientos previos de la muestra, y proceder luego a la preci-pitación del sulfato de bario a partir de soluciones diluidas calientes, esto es debido a que la purificación por reprecipitación es imposible por no existir ningún disolvente práctico del sulfato de bario.

Hay que tomar en cuenta que el sulfato de bario es soluble en agua a tem-peratura ambiente, solo en una razón de 3 mg/l y en la práctica, la solubili-dad disminuye marcadamente por la presencia de ion bario en exceso en las aguas madres (efecto del ion común). El sulfato de bario, solo es un po-co más soluble a temperaturas elevadas, esto reviste particular importancia porque permite usar agua caliente para el lavado, con lo cual se eliminan mejor las impurezas del precipitado.

El sulfato de bario puede ser calcinado a 500ºC o a una temperatura más alta para liberarlo del agua. El precipitado es estable muy por encima de es-ta temperatura y así la operación de calcinación no tiene por que causar descomposición indeseable. Sin embargo, a altas temperaturas el sulfato de bario, podría reducirse por carbono, como el procedente del papel filtro.

BaSO4 + 4C BaS + 4CO

Esto se evita por completo si se utiliza un crisol de porcelana sintetizada pa-ra la filtración. Sin embargo, se puede obtener buenos resultados aún con



papel filtro, si este no se inflama realmente y si hay libre acceso del aire du-rante la calcinación.

TÉCNICA: A) Precipitación y maduración del precipitado. A la solución problema agregar 1 ml de HCl 0.6N y diluir a un volumen aproximado de 50 ml de agua destilada, calentar a ebullición y agregar len-tamente de 10 a 12 ml de una solución al 5% de cloruro de bario (con agita-ción y en un tiempo no mayor de 5 min). Dejar reposar a continuación ta-pando el recipiente con un vidrio de reloj durante 2 minutos para sedimentar el precipitado y comprobar si la precipitación ha sido completa, agregando unas gotas de BaCl2 a la solución sobrenadante. En caso de que el precipi-tado no haya sido total, agregar lentamente otros 3 ml de BaCl2 y repetir la prueba; cuando todo el ion SO4

-2 haya precipitado y se tenga un ligero ex-ceso de BaCl2, tapar con el vidrio de reloj y mantener caliente, pero no a ebullición “Maduración del precipitado” (se puede hacer esto en una estufa a 80ºC durante media hora).

B) Filtración. Retirar el recipiente de la fuente de calentamiento, quitar con cuidado el vi-drio de reloj y enjuagar con un piseta la parte en que se ha condensado el agua, recogiéndola en el mismo recipiente para posteriormente proceder a la última comprobación de que no hay iones sulfato sin precipitar como se indicó anteriormente, si es así, la precipitación ha sido cuantitativa y se pue-de proceder a la filtración, para lo cual se utilizará papel Whatman No. 42 o 40 de poro fino y cenizas conocidas (0.0005g), siguiendo la siguiente se-cuencia de operaciones.

1.- Detectar el sobrenadante pasándolo a través del papel filtro, en el filtrado obtenido, investigar nuevamente la presencia del ion sulfato, si no hay pre-cipitado desecharlo.

2.- Pesar cuantitativamente al papel filtro el precipitado, con porciones de agua fría; el residuo que queda adherido al vaso, separarlo con un agitador provisto de un gendarme.

3.- Lavar el precipitado en el papel filtro con pequeñas porciones de agua fría utilizando una piseta cuyo chorro se deberá dirigir lo más cerca posible al borde del papel y dejando escurrir totalmente antes de efectuar un nuevo



lavado. Se deberá continuar lavanda hasta que unas gotas del filtrado reco-gidas en un vidrio de reloj no den reacción de cloruros con una gota de Ag-NO3 0.1N. Son necesarios comúnmente de 8-10 lavados.

C) Calcinación. 1.- Doblar convenientemente el papel filtro con el precipitado aún húmedo con objeto de envolver completamente el residuo y colocarlo en un crisol a peso constante, el cual a su vez se colocará ligeramente inclinado sobre un triángulo de porcelana.

2.- calentar con el mechero, regulando la flama para carbonizar lentamente el papel, no es conveniente inflamar el papel, pues por el rápido escape de los productos de la combustión, se producirá un arrastre de partículas finas del precipitado.

3.- Una vez carbonizado totalmente el papel y habiendo cesado la emisión de vapores, incrementar la intensidad de calentamiento y si se desea, colo-car el crisol en posición vertical. Cuando el residuo este blanco, se conti-nuará calcinando durante 10-15 min. en el mechero o bien, en la mufla a unos 400-600ºC (no más).

4.- Proceder a enfriar en la estufa repitiendo la operación del calcinado has-ta peso constante.

MATERIAL 1 tripie 1 piseta con agua destilada 1 vaso de precipitados de 250 mL 3 vasos de precipitados de 100 mL 1 pipeta volumétrica de 20 mL 1 pipeta graduada de 1 mL 1 pipeta graduada de 10 mL 1 mechero bunsen c/manguera 1 agitador de vidrio 1 probeta de 100 mL 1 vidrio de reloj (del tamaño necesario para tapar el vaso de 250 mL) 1 termómetro 1 embudo de vidrio de cola larga 1 triángulo de porcelana 1 propipeta 1 tela de asbesto 1 pinzas para crisol



1 soporte universal 1 anillo de hierro Por grupo se requerirá de: 1 estufa 2 muflas 2 desecadores 6 crisoles de porcelana Papel Filtro Whatman No. 40 o 41

Reactivos: HCl, Na2SO4, BaCl2, AgNO3

RESULTADOS: Peso del crisol con BaSO4 Peso del crisol vacío Peso del BaSO4

4

4

BaSO PM

SO PM cogravimétri Factor

% SO = Factor peso del p.p.

alícuota4

100

CUESTIONARIO: 1. ¿En qué consiste el fenómeno de nucleación? 2. ¿Qué se entiende por coprecipitación y cuántos tipos de contaminación de precipitados hay? 3. ¿Qué sucede fisicoquímicamente durante el proceso de maduración o digestión del precipitado? 4. ¿Cuántos mg de BaSO4 se pierde de la muestra original si el volumen total de las aguas de lavado fueron 100 ml? 5. Investigue cuántos mg de cenizas aporta el papel filtro Whatman No. 41 a la muestra problema.



6. ¿Qué ventajas tiene llevar acabo la precipitación a temperatura de ebulli-ción? 7. ¿La concentración de HCl utilizado en la precipitación es muy baja, es conveniente utilizarlo más concentrado y cómo afecta esta concentración a la solubilidad? 8.- ¿Qué objeto tiene lavar varias veces el precipitado?



PRACTICA No. 2

DETERMINACIÓN DE CLORUROS (APLICACIÓN DE SISTEMAS HETEROGÉNEOS)

Objetivo: El alumno determinará la concentración de iones cloruros de una muestra problema utilizando sus conceptos teóricos sobre equilibrio hete-rogéneo y producto de solubilidad.

INTRODUCCIÓN: En un sistema en donde se titula una muestra de cloruros en presencia de cromato de potasio, con las primeras adiciones de nitrato de plata, la única reacción corresponderá a la formación del precipitado de cloruro de plata.

Ag+ + Cl- AgCl

El precipitado de cloruro de plata es blanco y el Kps es de 1X10-10. En el punto de equilibrio de esta reacción, las concentraciones de los iones plata y cloruro es de 1X10-5. Si hay una cantidad adecuada de cromato de pota-sio, la próxima adición de nitrato de plata será suficiente para causar la pre-cipitación del cromato de plata, que es un precipitado de color rojo-naranja, con valor de Kps de 1X10-12.

CrO=4 + 2 Ag+ Ag2CrO4

Esta titulación se puede efectuar gracias a que el cromato de plata es más soluble que el cloruro, de modo que éste último, es precipitado completa-mente antes de que ocurra el cambio de color. Efecto del pH en la determinación: debido a que el ion cromato tiene una tendencia a captar protones, es necesario realizar esta titulación en solucio-nes neutras o ligeramente básicas. La presencia de cantidades apreciables e ácido, aumenta la solubilidad del cromato de plata, lo que ocasiona un re-traso en la formación del precipitado rojo.

HCrO-4 H

+ + CrO=4 Ka = 1X10-7

Por otra parte, la solución no debe quedar demasiado básica, pues hay una tendencia del ion plata a precipitar en forma de hidróxido. El intervalo de trabajo de pH, que resulta apropiado se haya entre 6.5 y 10.5, lo cual se



puede lograr si la muestra es inicialmente ácida, adicionando borax o bicar-bonato de sodio. La titulación de Mohr debe llevarse a cabo a temperatura ambiente, pues a temperaturas elevadas, se hace demasiado grande la solubilidad del croma-to de plata.

TÉCNICA: 1. Tomar 20 mL de muestra problema de cloruros y colocarla en un matraz Erlenmeyer de 125 mL, verifique el valor de pH, si no es el adecuado, adicione 1 g de bicarbonato de sodio. 2. Agregue 1 mL de solución de cromato de potasio al 5% p/p. 3. Titúlese lentamente con solución de nitrato de plata 0.01F, hasta que persista una coloración rojo salmón. 4. Efectúe la valoración por lo menos 3 veces. MATERIAL 1 piseta con agua destilada 3 vasos de precipitados de 100 mL 2 vasos de precipitado de 250 mL 1 pipeta volumétrica de 20 mL 1 pipeta volumétrica de 10 mL 1 matraz volumétrico de 100 mL 1 matraz volumétrico de 50 mL 1 agitador de vidrio 1 vidrio de reloj 1 pipeta graduada de 1 mL 1 propipeta 1 soporte universal 1 bureta de 25 o 50 mL 3 matraces Erlenmeyer de 125 mL 1 espátula 1 pinzas para bureta papel pH Reactivos: Nitrato de plata



Bicarbonato de sodio Cromato de potasio Cloruro de sodio

CUESTIONARIO: 1. Exprese el resultado en % de ion cloruro y en mg de NaCl en el volumen de la muestra. 2. Calcule la cantidad de plata necesaria para precipitar una mezcla de io-nes cloruro 0.1M y cromato 0.1M. 3. ¿Se podría emplear cualquier sal de plata poco soluble y colorida como indicador de esta titulación? ¿Qué restricciones tendría el uso de dicha sal?. 4. ¿En qué límites de pH se debe efectuar la titulación? ¿Qué pasaría si el pH fuera demasiado ácido? 5. ¿Cómo afectaría el resultado si la titulación se efectuara a una temperatu-ra de 80ºC?



PRACTICA No. 3

VOLUMETRÍA ÁCIDO BASE-

Objetivo: El alumno será capaz de decidir qué indicador ácido-base es ne-cesario utilizar en la determinación de la acidez total de un jugo de naranja.

ACTIVIDADES: 1. El alumno investigará: a) Las propiedades fisicoquímicas y tóxicas b) Estado físico, solubilidad de las siguientes sustancias: ácido cítrico, hidróxido de sodio, carbonato de sodio. 2. Buscará en la literatura: a) ¿Cómo estandarizar una solución de sosa? b) ¿Qué es un patrón primario? 3. Sobre los indicadores ácido-base, investigará. a) Su comportamiento químico b) Intervalo de pH en el que actúa c) Colores característicos en solución ácido-base d) Método de preparación en el laboratorio 4. Realice los cálculos para preparar las siguientes soluciones: HCl; 100 ml, 0.1 N Na2CO3; 100 ml, 0.1 N 5. Tomando en cuenta que el carbonato de sodio es una sal dibásica, escri-ba las reacciones de neutralización. 6. Calcule el pH de la solución de carbonato 6.1 Calcule el pH en el primer punto de equivalencia 6.2 Calcule el pH en el segundo punto de equivalencia 6.3 Con base en los cálculos de pH, seleccione usted, el indicador más adecuado para detectar los puntos.



7. Escriba las reacciones de neutralización entre la sosa y el ácido cítrico 7.1 Calcule los valores de pH en cada punto de equilibrio en la neutra-lización. 7.2 Seleccione el indicador adecuado para esta determinación.

MATERIAL 1 piseta con agua destilada 4 vasos de precipitados de 100 mL 1 vaso de precipitados de 250 mL 1 pipeta volumétrica de 50 mL 1 pipeta volumétrica de 10 mL 1 pipeta graduada de 1 mL 1 propipeta 1 soporte universal 1 bureta de 25 o 50 mL 1 pinzas para bureta 2 matraz aforado de 100 mL 1 matraz aforado de 250 mL 4 matraz Erlenmeyer de 125 mL 1 embudo de vidrio 1 agitador de vidrio 1 vidrio de reloj 1 espátula Reactivos: Anaranjado de metilo Fenolftaleína Azul de metileno Hidróxido de sodio Carbonato de sodio Ácido clorhídrico Gasa



TÉCNICA Se miden 50 ml de jugo de naranja con pipeta volumétrica (el jugo debe ser previamente filtrado para eliminar sólidos). Se colocan en un matraz aforado de 100 ml. Una vez diluido el jugo se toman alícuotas de 20 ml que son valoradas con sosa 0.1 N (la sosa debe ser estandarizada previamente). Se hace la determinación por triplicado y se calcula el % de acidez re-portándola como ácido cítrico.

Fd x alícuota

100 x meq x V x N cítrico Ácido%

N = normalidad de la sosa V = volumen de la sosa meq = miliequivalentes del ácido cítrico alícuota = volumen de muestra titulado Fd = factor de dilución

original muestra deV

totalV Fd

V = volumen



PRACTICA No. 4 DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS

INTRODUCCIÓN

Las disoluciones amortiguadoras son frecuentes en la naturaleza, como es el ca-

so del sistema H2CO3/NaHCO3 que predomina en el plasma y fluido intersticial

(Vega & Konigsberg, 2001). Asimismo, los amortiguadores tienen diversas aplica-

ciones, como en los medios empleados en los cultivos bacterianos que requieren

de cierto valor de pH para que las bacterias crezcan (Umland & Bellama, 1999).

Una disolución amortiguadora, llamada también disolución reguladora, buf-

fer o tampón (Harris, 2001), es aquella que tiene la capacidad de regular los cam-

bios bruscos de pH debidos a la adición de ácidos o bases fuertes y de resistir los

cambios de pH por efecto de diluciones (Skoog et al, 2001). Una disolución amor-

tiguadora está formada por un ácido débil y su base conjugada o bien por un ba-

se débil y su acido conjugado; de manera tal que en la misma disolución coexisten

un componente que reacciona con los ácidos (la base) y otro que reacciona con

las bases (el ácido) (Cuadro 1).

Cuadro 1. Algunos ejemplos de disoluciones amortiguadoras.

Amortigua-

dor

Ácido Base pKa [Ácido]

M

[Base]

M

pH [Amorti]

M

Acetatos CH3COOH CH3COON

a

4.74 1.0 1.0 4.74 2.0

Fosfatos NaHPO4 Na2HPO4 7.2 0.5 1.0 7.50 1.5

Amoniacal NH4Cl NH3 9.24 0.15 0.45 9.71 0.60

Carbonatos NaHCO3 Na2CO3 10.33 .07 0.08 10.38 0.15

Amorti= amortiguador; M= molar

Como podemos observar en el cuadro anterior, la concentración molar del amorti-

guador se obtiene al sumar las concentraciones que tienen en la disolución el áci-

do y la base. Para obtener el valor de pH de una disolución amortiguadora se em-

plea la ecuación de Henderson-Hasselbach (Rubinson & Rubinson, 2000):

pH = pKa + log ([base] / [ácido])



En donde:

pKa = -logKa

El valor de pKa es constante y como se observa en esta ecuación, se requiere un

cambio en la proporción base/ácido de 10 (log 10 = 1) para cambiar el pH en una

unidad. Mientras más grandes sean las proporciones de ácido/base mayor será la

capacidad amortiguadora (Harris, 2001). Se define como capacidad amortiguadora

el número de moles de H3O+ (o de –OH) que se requieren para cambiar en una

unidad el pH de un litro de disolución reguladora (Vega & Konigsberg, 2001).

OBJETIVOS

Que el alumno conozca los valores de pH que se obtienen al variar la relación del

ácido y su base conjugada, así como al diluir o adicionar una base fuerte a un

amortiguador en comparación con una disolución de una sal.

MATERIALES Y REACTIVOS

1 potenciómetro

2 matraces volumétricos de 50 ml

2 matraces volumétricos de 100 ml

2 pipeta volumétrica de 10 ml

1 bureta

1soporte universal

1 pinzas para bureta

1 propipeta

1 piseta con agua destilada

5 vasos de precipitados de 100 ml

1 parrilla de agitación

1 barra magnética

Disoluciones amortiguadoras de pH 7 y 10

100 ml de Na2CO3 1.0 M.

100 ml de NaHCO3 1.0 M.

NaOH 0.10 M.



PROCEDIMIENTO

Efecto de la relación ácido/base conjugada sobre el pH

1. Siguiendo las instrucciones de profesor, calibre el potenciómetro con los

amortiguadores de pH 7 y/o 10, según el pH a trabajar.

2. Marque los matraces volumétricos de 50 ml con números progresivos del 1

al 5.

3. Adicione 20 ml de la disolución de NaHCO3 1.0 M más 30 ml de Na2CO3 1.0

M en el matraz No.1.

4. Adicione 30 ml de la disolución de NaHCO3 1.0 M más 20 ml de Na2CO3 1.0

M en el matraz No.2.

5. Coloque en un vaso de precipitados 25 ml de la disolución contenida en el

matraz No.1 y mida el pH.

6. Coloque en un vaso de precipitados 25 ml de la disolución contenida en el

matraz No.2 y mida el pH.

Efecto de la dilución sobre el pH

1. Con Na2CO3

En un vaso de precipitados de 100 ml, coloque 25 ml de Na2CO3 1 M y mi-

da el pH, transfiera al matraz volumétrico No.3 y afore usando agua destila-

da. Nuevamente mida el pH de esta disolución.

2. Con amortiguador

En el matraz volumétrico 4, coloque 25 ml del amortiguador contenido en el

matraz 1 y afore con agua destilada hasta la marca. Mezcle y tome una alí-

cuota de 25 ml y mida el pH de este amortiguador.

Determinación de la capacidad amortiguadora

1. En un vaso de precipitados de 100 ml, coloque una alícuota de la disolución

amortiguadora del matraz 2, coloque la barra magnética y ponga sobre la

parrilla de agitación el vaso conteniendo el amortiguador con la barra

magnética y el electrodo del potenciómetro (Fig. 1). En la bureta, coloque el



NaOH 0.1 M y adiciónelo gradualmente y con agitación continua al vaso

hasta que el pH de la disolución amortiguadora cambie en una unidad.

2. Coloque en un vaso de precipitados de 100 ml una alícuota de 20 ml de

Na2CO3 1 M. Mida el valor de pH y adicione NaOH 0.10 M hasta que el pH

de la sal cambie en una unidad.

Figura 1. Acomodo de la bureta y del electrodo del potenciómetro en el vaso

de precipitados conteniendo la disolución amortiguadora y la barra magnéti-

ca.

REPORTE DE LA PRÁCTICA

Anote los datos que se indican.

Efecto de la relación ácido/base conjugada sobre el pH

1. pH del amortiguador contenido en el matraz No.1.

2. pH del amortiguador contenido en el matraz No.2.

Efecto de la dilución sobre el pH

1. pH de la disolución de Na2CO3 1.0 M.

2. pH de la disolución diluida de Na2CO3 (matraz No.3)

3. pH de la disolución diluida del amortiguador (matraz No.4)

Determinación de la capacidad amortiguadora



1. El volumen de NaOH para cambiar en una unidad el pH de:

La disolución amortiguadora

La disolución de Na2CO3

En base a los datos experimentales, calcule:

1. ¿Cuál de las disoluciones amortiguadoras tiene un pH menor que el pKa?

2. ¿En cuál de las dos disoluciones cambió el valor de pH por efecto de la di-

lución?

3. ¿Cuántos moles de NaOH se requieren para cambiar en una unidad el pH

de un litro de la disolución amortiguadora?

4. ¿Cuántos moles de NaOH se requieren para cambiar en una unidad el pH

de un litro de la disolución de Na2CO3 ?

CUESTIONARIO

1. ¿Cuál es la concentración, en términos de molaridad, del amortiguador for-

mado con 20 ml de la disolución de NaHCO3 1.0 M y 30 ml de Na2CO3 1.0

M? ¿Cuál es la concentración de este amortiguador, cuando se le adicio-

nan 50 ml de agua destilada?

2. ¿Cuál es el pH teórico que obtendría al mezclar 15.0 ml de Na2CO3 0.15 M

con 75 ml de NaHCO3 0.30 M?

3. ¿Qué efecto observaría en el pH si la dilución de NaHCO3 se hubiera dilui-

do?

4. ¿Calcule el pH que se obtiene al mezclar 50 ml de NaHCO3 0.10 M con 25

ml de NaOH 0.10 M?

5. ¿Calcule el pH que obtiene al mezclar 50 ml de NaHCO3 0.10 M con 25 ml

de HCl 0.10 M?

BIBLIOGRAFÍA

Harris Daniel C. 2001. Análisis químico cuantitativo. 2ª edición. Editorial Reverté,

S.A. México.



Rubinson J.F., Rubinson K.A. 2000. Química Analítica Contemporánea. 1ª ed.

Prentice Hall, México.

Skoog Douglas A., West Donald M., Holler F. James, Crouch Stanley R. 2008.

Fundamentos de Química Analítica. 8ª edición. Thomson Learning, México.

Umland J.B., Bellama J.M. Química General. 2000. 3a edición. International

Thomson Editores, S.A. de C.V.

Vega Avila Elisa, Konigsberg Fainstein Mina. 2001. La importancia biológica de los

sistemas amortiguadores. Contactos 42: 23-27.

Vega Avila Elisa, Konisberg Fainstein Mina. 2001. La teoría y la práctica en el la-

boratorio de química general para Ciencias Biológicas y de la Salud. 1ª ed. Uni-

versidad Autónoma Metropolitana. México.



PRÁCTICA No 5 SISTEMAS DE OXÍDO REDUCCIÓN

CUANTIFICACIÓN DE UNA MUESTRA PROBLEMA DE ÁCIDO OXÁLICO OBJETIVO: El alumno cuantificará una muestra problema de ácido oxálico utilizando una solución valorada de permanganato de potasio y sus conoci-mientos teóricos sobre oxido reducción.

INTRODUCCIÓN

El ión permanganato es un oxidante fuerte que se utiliza como reactivo titu-lante y puede comportarse en algunas valoraciones como un auto indicador. Estabilidad de las soluciones de permanganato.- El poder oxidante del permanganato es suficientemente alto como para oxidar al agua;

4MnO4- + 2H2O 4MnO2 + 4OH- + 3O2 (1)

Por lo tanto las soluciones acuosas de permanganato son inestables. Aun-que esta reacción es extremadamente lenta y se puede obtener una estabi-lidad razonable excluyendo los posibles efectos catalíticos de: la luz, el ión manganeso (II) y el óxido de manganeso (IV). Se debe usar agua destilada, así como evitar en lo posible la presencia de polvo, pues este contiene ma-teria orgánica oxidable. El agua desionizada también puede contener pe-queñas cantidades de materia orgánica disuelta o en suspensión y es prefe-rible evitar su empleo. Se recomienda conservar las soluciones de perman-ganato en la oscuridad. El permanganato de potasio puede obtenerse en alto grado de pureza, pero no es considerado como una sustancia patrón es necesario valorarla para conocer su verdadera concentración ya que al disolverse en agua reacciona con las trazas de impurezas presentes en el propio compuesto, en el agua, o en las paredes de los recipientes. La oxidación de estas sustancias pro-duce algo de oxido de manganeso (IV), que cataliza la descomposición del ión permanganato. Preparación de una solución 0.05 N de KMnO4 1. Pese 1.6 g de KMnO4 en una balanza granataria y disuelva en un litro de

agua destilada en un vaso de precipitado de 2 litros. 2. Caliente la solución hasta que hierva, mantenga el calor durante una hora

(en un baño maría) y déjese enfriar. El calentamiento de la solución ace-



lera la oxidación de cualquier materia orgánica presente y ayuda a la coagulación del óxido de manganeso (IV).

3. Filtre a través de un crisol con fondo de vidrio poroso aplicando vacío o por gravedad en un embudo conteniendo un trozo de lana de vidrio em-pacado en el fondo. Todas las operaciones deben efectuarse con reci-pientes perfectamente limpios y cuidando de no introducir materia orgáni-ca. No filtre sobre papel.

4. La solución así preparada se guarda en un frasco limpio y ámbar en la oscuridad, puede retener su fuerza oxidante durante tres semanas des-pués de lo cual se recomienda valorarla.

Si la solución se va a preparar y usar el mismo día, es posible omitir el ca-lentamiento y la filtración. Solamente se prepara, se valora y se utiliza. Valoración de soluciones de KMnO4 con oxalato de sodio.- El oxalato de sodio anhidro Na2C2O4, es considerado como un patrón primario debido su alto grado de pureza y su estabilidad al aire. En la valoración de solucio-nes de permanganato, una cantidad exactamente pesada de esta sal se di-suelve en una solución de ácido sulfúrico y se titula con permanganato. En medio ácido la oxidación se puede describir en términos del ácido oxálico:

H2C2O4 2H+ + CO2 + 2e- (2)

Debido a que en la oxidación de cada molécula de ácido oxálico intervienen dos electrones, el peso equivalente es igual a la mitad del peso fórmula. La reacción total del ión permanganato con el ácido oxálico se puede cono-cer con tan solo los valores de potencial estándar de los reactivos: Eº MnO4

-/Mn2+ = 1.51 V Eº CO2/ C2O4

= = -0.64 Al añadir el ión permanganato a una solución de ácido oxálico, se da una coloración rosa que persiste durante un tiempo, indicando que se trata de una reacción lenta. Al continuar la titulación, la decoloración se vuelve mu-cho más rápida, debido al ión manganeso (II) que se forma por la reducción del permanganato, catalizando la reacción. En las cercanías del punto final, la decoloración es prácticamente instantánea. La velocidad de reacción puede incrementarse por calentamiento de la so-lución. Sin embargo, a una temperatura muy alta, en un medio ácido fuerte, el ácido oxálico se descompone de la siguiente manera:

H2C2O4 CO2 + H2O



Preparación de una solución 0.1 N de oxalato de sodio 1. Pese en una balanza analítica 1.7000 g de oxalato de sodio anhidro.

Consulte al profesor de laboratorio para en caso de ser necesario la sal sea secada a 110-115ºC durante una hora.

2. Transfiera la sal a un vaso de precipitado de 250 ml y adicione unos 200 ml de agua destilada, disuelva la sal y transfiera cuantitativamente a un matraz volumétrico de 250 ml, agregue agua hasta la marca de aforo.

3. Calcule la formalidad de la solución Procedimiento para la valoración: 1. Mida una alícuota de 20 ml de la solución de oxalato y colóquela en un

matraz Erlenmeyer de 250 ml, añada 20 ml de ácido sulfúrico 1:10 y 25 ml de agua destilada.

2. Coloque el matraz en un tripie sobre una tela con asbesto y caliente len-tamente y con agitación a 80ºC.

3. Retire el matraz de la flama e inicie la titulación con la solución 0.05 N de permanganato de potasio. Agregue las porciones iniciales lentamente, llegando a una decoloración total antes de añadir la siguiente porción. Ve-rifique la temperatura y si disminuye por debajo de 70ºC, vuelva a calen-tar la solución. Titule hasta obtener un color rosa pálido que persista du-rante unos 20 segundos.

4. Realice un blanco titulando al mismo tono de color una mezcla de 20 ml de agua y 20 ml de ácido sulfúrico 1:10

5. Tome en cuenta la titulación del blanco y calcule la concentración de la solución de permanganato.

6. Repita por triplicado la titulación. Valoración de una muestra problema de oxalato. 1. Mida una alícuota de 20 ml de la solución problema de oxalato y colóque-

la en un matraz Erlenmeyer de 250 ml, añada 20 ml de ácido sulfúrico 1:10 y 25 ml de agua destilada.

2. Repita los pasos 2, 3, 4 y 6 de la valoración del permanganato. MATERIAL 3 vasos de precipitados de 100 mL 4 matraz Erlenmeyer de 250 mL 1 matraz aforado de 250 mL 1 matraz aforado de 100 mL



1 vidrio de reloj 1 espátula 1 piseta con agua destilada 1 pipeta volumétrica de 20 mL 1 pipeta volumétrica de 10 mL 1 pipeta graduada de 10 mL 1 propipeta 1 soporte universal 1 pinzas para bureta 1 bureta de 50 mL 1 tripié 1 tela de asbesto 1 termómetro 1 mechero bunsen 1 agitador de vidrio Reactivos: Permanganato de potasio, oxalato de sodio, ácido sulfúrico CUESTIONARIO 1. Con base en los valores del potencial estándar escriba la reacción bien

balanceada entre el permanganato de potasio y el ácido oxálico.



PRACTICA No. 6

ESPECTROFOTOMETRÍA

DETERMINACIÓN DE LA CONCENTRACIÓN DE UNA MUESTRA PROBLEMA DE HIERRO (III) DESARROLLANDO UN MÉTODO

ESPECTROFOTOMÉTRICO

OBJETIVO: El alumno aprenderá utilizar un espectrofotómetro y el desarro-llo de una metodología para la cuantificación de compuestos que absorben en la región del visible. INTRODUCCIÓN Para la cuantificación de sustancias que pueden absorber la luz que la atra-viesan, las técnicas espectrofotométricas son confiables y de fácil manejo. Además, no tan solo sirven para calcular la cantidad de soluto presente en una disolución, sino también se puede utilizar para identificar sustancias de manera cualitativa. Cuando se está efectuando un proyecto de investigación, se puede requerir el desarrollar un método espectrofotométrico para cuantificar uno de los so-lutos o quizás el producto de una reacción que tengan la cualidad de absor-ber luz. Para conseguir esto se necesita: a) .- Conocer la longitud de máxima absorbencia del compuesto, esto se ob-

tiene haciendo un barrido en la región del espectro de absorción de in-terés.

b) .- La preparación de una curva de calibración con disoluciones de con-centración conocida. El conocer la curva permite el verificar si la ley de Lamber y Beer se cumple en el intervalo de trabajo.

c) .- Además se requiere el conocer si hay interferencias entre los reactivos, si las reacciones involucradas son estables en las condiciones de trabajo, y si hay reproducibilidad en los resultados experimentales.

Tome en cuenta que la absorción de la energía radiante en las regiones es-pectrales del visible y del ultravioleta, depende principalmente del número de arreglos de los electrones de las moléculas o iones absorbentes. En sus-tancias inorgánicas se presenta una absorción selectiva cuando un nivel energético electrónico incompleto se halla cubierto o sobrepuesto por un



nivel de energía completo, normalmente formado por valencias de coordina-ción con otros átomos. En las moléculas orgánicas la absorción selectiva está relacionada con la localización de los electrones en la molécula. Los compuestos completamente saturados no muestran una absorción selectiva en las regiones del visible y en las accesibles del ultravioleta lejano. Las do-bles ligaduras conjugadas producen absorción a mayores longitudes de on-da. Si la molécula es muy grande, la absorción entrará en la región del visi-ble y presentará color, tal como sucede con la molécula del

caroteno (Ewing, 1979).


Espectofotómetro BioMate

2 celdas para el espectrofotómetro

1 matraz aforado 100 ml

1 matraz volumétrico de 25 ml

1 matraz volumétrico de 50 ml

2 vasos de precipitado de 250 ml


3 pipetas graduadas de 5 ml

1 propipeta

Vidrio de reloj

Agitador de vidrio

Balanza analítica

Espátula

Piseta con agua destilada

Papel para limpiar las celdas Reactivos:

NH4Fe(SO4)212H2O, sulfato ferroso amoniacal

H2SO4 concentrado

1, 10-fenantrolina

CH3COONa Reactivos:

NH4Fe(SO4)212H2O, sulfato ferroso amoniacal

H2SO4 concentrado

1, 10-fenantrolina

CH3COONa



TÉCNICA a).- Metodología para encontrar la longitud de máxima absorbencia del complejo hierro-fenantrolina; se obtiene haciendo un barrido en la región del espectro de 400 a 620 nm.

Preparación de disoluciones: 1.- Disolución estándar del hierro (III). Preparar 50 ml de disolución

1.8 x10-3 M de NH4Fe(SO4)212H2O en disolución de H2SO4 0.1 N. 2.- Disolución de 1, 10-fenantrolina al 0.1 % (p/p) en agua. Preparar 100 ml. 3.- Acetato de sodio 2 M. Preparar 100 ml. 4.- Coloque 5 ml de disolución estándar de Fe (III) en un matraz volumétrico

de 100 ml. Adiciónele 10 ml de disolución de acetato de sodio para mantener el pH entre 3 y 5. Verifique con papel pH. Adicione 10 ml de 1, 10-fenantrolina y diluya hasta la marca de aforo con agua destilada. Deje transcurrir 10 minutos para que se desarrolle el color rojo ana-ranjado.

5.- Mida la absorbencia a intervalos de 10 nm, de 400 a 620 nm, use un

blanco que contenga acetato de sodio, y 1, 10-fenantrolina. b).- La preparación de una curva de calibración con disoluciones de con-centración conocida permite el verificar si la ley de Lamber y Beer se cum-ple en el intervalo de trabajo. 6.- Curva estándar.- Prepare en matraces volumétricos de 25 ml, una serie

de disoluciones que contengan 1, 2, 3, 4 y 5 ml de la disolución estándar de Fe(III). Agregue 10 ml de disolución de acetato de sodio, 10 ml de 1, 10-fenantrolina. Diluya hasta la marca, con agua destila-da. Mídase la absorbencia de estas disoluciones a la longitud de onda seleccionada.

7.- Solicite al profesor una muestra problema de Fe (III) y mida la absorben-

cia. Realice por triplicado la determinación.



TRATAMIENTO DE DATOS EXPERIMENTALES

Con los resultados del punto No 5, construya una gráfica de longitud de onda en función de la absorbencia. Determine la longitud de onda de máxima absorbencia para el complejo 1, 10, fenantrolina de hierro (III) que ha de emplearse. Muestre al profesor de laboratorio la longi-tud de onda seleccionada, antes de proceder al análisis cuantitativo.

Construya una gráfica de la absorbencia en función de la concentra-ción molar. Compruebe en que intervalo la ley de Lamber y Beer se cumple.

Determínese la concentración de la muestra problema. Exprese la concentración de la muestra problema en molaridad y en ppm.

Calcúlese el coeficiente de extinción molar del complejo colorido.

Calcule la cantidad de mM por ml necesarios para dar una absorben-cia de 1.0.

CUESTIONARIO 1.- Explique ¿cuáles son las desviaciones que pueden presentarse en la

aplicación de la ley de Beer? 2.- ¿Cuáles son los cuidados que se deben de tener con las celdas del es-

pectrofotómetro? 3.- ¿Cuáles son los factores que se deben de tomar en cuenta para la de-

terminación espectrofotométrica de iones inorgánicos por formación de complejos?

4.- Una disolución de permanganato de potasio 1.28 x 10-4 M tiene una transmitancia de 0.5 a 525 nm, en una celda de 1.0 cm

a).- ¿Qué absorbencia tiene esta disolución? b).- Si la concentración fuese el doble, ¿Cuál sería la absorbencia y la

transmitancia? c).- ¿Qué concentración correspondería a una transmitancia de 0.75, en es-

ta celda?



PRACTICA No. 7

ESPECTROFOTOMETRÍA

DETERMINACIÓN DE COBALTO Y NÍQUEL EN UNA MEZCLA POR ES-PECTROFOTOMETRÍA

OBJETIVO: El alumno aplicará sus conocimientos sobre espectrofotometría para la cuantificación de una mezcla de dos compuestos. INTRODUCCIÓN Frecuentemente es preciso analizar mezclas de dos o mas sustancias. A veces es posible analizar la mezcla haciendo determinaciones espectrofo-tométricas simultáneas, en vez de efectuar las separaciones físicas o quími-cas necesarias con el fin de analizar los componentes puros por separado. Se conocen varios métodos para poder conocer las concentraciones de sis-temas con dos o más componentes, el más conocido requiere disponer de picos de absorción para cada componente y que se encuentren práctica-mente libres de absorciones por los otros componentes, además de consi-derar que las absorbencias de cada uno de los componentes son aditivas. El otro método es para aquellos sistemas en los cuales las curvas de absor-ción se traslapan y entonces se requiere de un barrido que involucre las dos longitudes de onda y el utilizar la metodología propuesta por Blanco y col., (1989) en la cual se establece una correlación lineal que permite con base a la pendiente y la ordenada al origen el conocer las concentraciones de mez-clas binarias. En esta práctica se utilizará el primer método en el cual se requiere que las longitudes de onda de máxima absorbencia no se traslapen. En la determi-nación de dos (o mas) sustancias hay que tener cuidado ya que los peque-ños errores experimentales se suman rápidamente, un error en la lectura de absorbencia a una longitud de onda puede disminuir la precisión en el resul-tado final.




Espectofotómetro

2 celdas para el espectro

2 matraces aforados 100 ml


2 pipetas graduadas de 5 ml

1 propipeta

Vidrio de reloj

Agitador de vidrio

Balanza analítica

Espátula

Piseta con agua destilada

Co(NO3)26 H2O

Ni(NO3 )26 H2O TÉCNICA 1.- Preparación de las siguientes disoluciones: a).- 100 ml de Co(NO3)2 6 H2O 0.09 M. b).- 100 ml de Ni(NO3 )2 6 H2O 0.09 M. 2.- Verifique que las longitudes de onda de máxima absorbancia no se so-

brepongan, haciendo un barrido de 50 nm, de 10 en 10 nm para ca-da valor. El Co(NO3)2 tiene un máximo de absorción a 510 nm y el Ni(NO3 )2 lo tiene en 395 nm.

3- Mida la absorbancia del nitrato de cobalto y el nitrato de níquel a 510 y

395 nm. 4.- Mida la absorbancia de una mezcla problema a 510 y 395 nm. TRATAMIENTO DE DATOS EXPERIMENTALES

A partir de los valores de absorbancia para cada longitud de onda, calcule los coeficientes de extinción molar de los dos iones a las dos diferentes longitudes de onda.

Calcule la concentración molar de cada componente presente. Para obtener mejores resultados efectúe los cálculos conservando tres ci-fras después del punto decimal. De los resultados en molaridad y mg de Ni/ml y mg de Co/ml.



CUESTIONARIO 1.- Calcule la concentración de cada uno de los colorantes en la siguiente

mezcla analizada por espectrofotometría. Una disolución 0.02 M de un colorante rojo, produce una absorbencia de 0.8 a 515 nm y 0.15 a 635 nm. Una disolución 0.03 M de un se-gundo colorante azul tiene una absorbencia de 0.2 a 515 nm y 1.0 a 635 nm. Una mezcla de ambos colorantes dio una absorbencia de 0.55 y 0.825 a 515 y 635 nm respectivamente.

2.- Calcule la concentración de una disolución que contiene Fe (III), a partir

de la siguiente técnica: A un ml de disolución con hierro se le adicio-nan acetona, disolución de tiocianato de amonio y agua hasta 100 ml. La determinación se lleva a cabo con una celda de 2 cm. La absor-bencia a 480 nm fue de 0.75. El coeficiente de extinción molar fue de 14000.

3.- Una disolución que contiene una mezcla de AMP y GMP da una absor-

bencia de 0.621 a 260 nm y de 0.214 a 280 nm. Calcúlese la concen-tración de AMP y GMP si los coeficientes de absorción molar (en litros mol-1 cm-1) a estas longitudes de onda son:

AMP 260nm 0.0154

280nm 0.0025

GMP 260nm 0.0117

280 nm 0.077

Las medidas fueron hechas con una celda de 1 cm de longitud de paso

óptico.

practica no. 1 - sgpwe.izt.uam.mxsgpwe.izt.uam.mx/files/users/uami/jrvc/qa_1/praclab1-7_15-o.pdf ·...

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