Manual quimica analitica

Universidad del Valle de México

Campus Toluca

QUÍMICA ANALÍTICA II

“MANUAL DE PRÁCTICAS LABORATORIO”

Elaborado por: IQ. Juan Antonio Díaz G.

IQA.- MI Ericka Ma. Gpe. Matz Viveros

Toluca, Méx. A Noviembre del 2009

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LABORATORIO DE QUIMICA ANALITICA II

PRÁCTICA Nº 1

MEDIDAS DE SEGURIDAD DEL LABORATORIO 1.- OBJETIVO GENERAL Al término de las prácticas de este manual, el alumno estará capacitado para efectuar e identificar las reacciones químicas, diferenciar o reconocer los distintos tipos de enlace, la importancia de la conservación de la materia, etc. 2.- INTRODUCCION ADVERTENCIAS SOBRE EXPERIMENTOS AL ALUMNO El laboratorio de química es un lugar donde se desarrollan prácticas elegidas por el docente para confirmar y reafirmar los conocimientos teóricos impartidos en el salón de clase. Al realizar cada práctica deben seguirse las instrucciones y observar y registrar lo que sucede. Es importante señalar la necesidad de seguir todos los pasos indicados en cada práctica para obtener los resultados correctos de cada experimento. En todas las prácticas deberán anotarse las observaciones, los resultados y las conclusiones. En el caso de que el experimento no resultara como está planeado, el alumno deberá investigar, consultar y agotar todas las posibilidades para lograr un desarrollo correcto. Si no se lograra el objetivo de la práctica, debe preguntar al docente, él le explicara en donde está la falla y la manera de corregirla. De esta forma se logrará desarrollar una actitud crítica hacia la materia, un mejor aprovechamiento de clase práctica y un apoyo mayor a la clase teórica. MEDIDAS DE SEGURIDAD EN UN LABORATORIO. 1. No deben efectuarse experimentos no autorizados, a menos que estén supervisados por el docente. 2. Cualquier accidente debe ser notificado de inmediato al docente o al auxiliar del laboratorio 3. Uso indispensable de bata como medida de protección. 4. Los tubos y varillas de vidrio y objetos calientes deben colocarse sobre tela de asbesto y en un lugar no muy accesible de la mesa de trabajo, para evitar quemaduras así mismo o a un compañero. 5. Los tubos de ensaye calientes, con líquido o no, deben colocarse en una gradilla de alambre o dentro de un vaso de precipitados. 6. Cuando se calientan sustancias contenidas en un tobo de ensaye, no se debe apuntar la boca del tubo al compañero o a sí mismo, ya que pueden presentarse proyecciones del líquido caliente 7. La dilución de ácidos concentrados debe hacerse de la siguiente manera: • Utilizar recipientes de pared delgada.

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• Añadir lentamente el ácido al agua resbalándolo por las paredes del recipiente, al mismo tiempo que se agita suavemente. NUNCA AÑADIR AGUA AL ÁCIDO, ya que puede formarse vapor con violencia explosiva. • Si el recipiente en el que se hace la dilución se calentara demasiado, interrumpir de inmediato y continuar la operación en baño de agua o hielo. 8. No se bebe probar ninguna sustancia. Si algún reactivo se ingiere por accidente, se notificará de inmediato al docente. 9. No manejar cristalería u otros objetos con las manos desnudas, si no se tiene la certeza de que están fríos. 10. No se debe oler directamente una sustancia, sino que sus vapores deben abanicarse con la mano hacia la nariz. 11. No tirar o arrojar sustancias químicas, sobre nadantes del experimento o no, al desagüe. En cada práctica deberá preguntar al profesor sobre los productos que pueden arrojar al desagüe para evitar la contaminación de ríos y lagunas. 12. Cuando en una reacción se desprendan gases tóxicos o se evaporen ácido, la operación deberá hacerse bajo una campana de extracción. 13. Los frascos que contengan los reactivos a emplear en la práctica deben mantenerse tapados mientras no se usen. 14. No trasladar varios objetos de vidrio al mismo tiempo. 15. No ingerir alimentos ni fumar dentro del laboratorio. 16. Se deberá mantener una adecuada disciplina durante la estancia en el laboratorio. 17. Estar atento a las instrucciones del docente. SUSTANCIAS QUE DEBEN USARSE CON PRECAUCIÓN Todas las que se utilizan en las operaciones y reacciones en el laboratorio de química son potencialmente peligrosas por los que, para evitar accidentes, deberá trabajarse con cautela y normar el comportamiento en el laboratorio por las exigencias de la seguridad personal y del grupo que se encuentre realizando una práctica. Numerosas sustancias orgánicas e inorgánicas son corrosivas o se absorben fácilmente por la piel, produciendo intoxicaciones o dermatitis, por lo que se ha de evitar su contacto directo; si este ocurriera, deberá lavarse inmediatamente con abundante agua la parte afectada. RECOMENDACIONES PARA EL MANEJO DE ALGUNAS SUSTANCIAS ESPECIFICAS. Ácido Fluorhídrico (HF) Causa quemaduras de acción retardada en la piel, en contacto con las uñas causa fuertes dolores, y sólo si se atiende a tiempo se puede evitar la destrucción de los tejidos incluso el óseo. Ácido Nítrico (HNO3) Este ácido daña permanentemente los ojos en unos cuantos segundos y es sumamente corrosivo en contacto con la piel, produciendo quemaduras, mancha las manos de amarillo por acción sobre las proteínas. Ácidos Sulfúrico (H2SO4), Fosfórico (H3PO4) y Clorhídrico (HCl)

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Las soluciones concentradas de estos ácidos lesionan rápidamente la piel y los tejidos internos. Sus quemaduras tardan en sanar y pueden dejar cicatrices. Los accidentes más frecuentes se producen por salpicaduras y quemaduras al pipetearlos directamente con la boca. ¿QUÉ HACER EN CASO DE ACCIDENTE? En caso de accidente en el laboratorio, hay que comunicarlo inmediatamente al docente. Salpicaduras por ácidos y álcalis Lavarse inmediatamente y con abundante agua la parte afectada. Si la quemadura fuera en los ojos, después de lavado, acudir al servicio médico. Si la salpicadura fuera extensa, llevar al lesionado al chorro de la regadera inmediatamente y acudir después al servicio médico. Quemaduras por objetos, líquidos o vapores calientes Aplicar pomada para quemaduras o pasta dental en la parte afectada. Es caso necesario, proteger la piel con gasa y acudir al servicio medico. 3. MATERIALES Y REACTIVOS

- Acido sulfúrico - Acido Nítrico - Hidróxido de Sodio - Hidróxido de potasio - Material de Vidrio

4. PROCEDIMIENTO

- Tomar Cada uno de los reactivos y checar que características tiene cada reactivo, fecha de caducidad código npfta .

- Identificar las Salidas de emergencia - Identificar las regaderas y extintores. - Identificar campanas de extracción y salidas de emergencia.

5.- RESULTADOS 6.- BIBLIOGRAFIA Manual de prácticas de química general instituto tecnológico 2005

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PRACTICA No. 2

“DETERMINACION DE CLORUROS DE UNA MUESTRA ACUOSA POR LOS

METODOS DE MOHR, VOLHARD Y FAJANS”

1. OBJETIVOS: a) El alumno conocerá los principios de la determinación de sales de cloruros y la diferencia entre los tres

métodos de valoración: Mohr, Volhard y Fajans b) Determinar los cloruros presentes en forma de sal en las fuentes de abastecimiento de agua – Metodo

de Mohr. c) El alúmno comprenderá el procedimiento para realizar una determinación por argentometría – método

de Volhard- d) El alumno analizará el equilibrio ácido base y aprenderá a realizar una valoración por retroceso y

volumetría de precipitación.

2. INTRODUCCION.

CLORUROS: Son una de las sales que están presentes en mayor cantidad en todas las fuentes de abastecimiento de agua y de drenaje. El sabor salado del agua, producido por los cloruros, es variable y dependiente de la composición química del agua, cuando el cloruro está en forma de cloruro de sodio, el sabor salado es detectable a una concentración de 250ppm de NaCl.

Cuando el cloruro está presente como una sal de calcio ó de magnesio, el típico sabor salado de los cloruros puede estar ausente aún a concentraciones de 1000ppm.

El cloruro es esencial en la dieta y pasa a través del sistema digestivo, inalterado. Un alto contenido de cloruros en el agua para uso industrial, puede causar corrosión en las tuberías metálicas y en las estructuras.

La máxima concentración permisible de cloruros en el agua potable es de 250ppm, este valor se estableció más por razones de sabor, que por razones sanitarias.

Esta determinación, es aplicable para aguas de uso doméstico, industrial y residuales.

Para analizar los cloruros, la muestra, a un pH neutro o ligeramente alcalino, se titula con nitrato de plata (AgNO3), usando como indicador cromato de potasio (K2CrO4).

El cloruro de plata AgCl, precipita cuantitativamente primero, al terminarse los cloruros, el AgNO3 reacciona con el K2CrO4 formando un precipitado rojo ladrillo de Ag2CrO4.

El pH óptimo para llevar a cabo el análisis de cloruros es de 7.0 a 8.3, ya que cuando tenemos valores de pH mayores a 8.3, el ion Ag+

El pH se ajusta en el intervalo de 7.0 a 8.3. Si existen bromuros y yoduros, éstos son titulados junto con los cloruros ocasionando resultados falsos.

precipita en forma de Ag (OH); cuando la muestra tiene un pH menor que 7.0, el cromato de potasio se oxida a dicromato, afectando el viraje del indicador.

Las interferencias más comunes son el: color y el pH. El color debe ser eliminado por medio de un tratamiento de la muestra con carbón activado.

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3. MARCO TEORICO:

VOLUMETRIAS DE PRECIPITACIÒN: En las volumetrías de precipitación se mide el volumen de solución tipo, necesario para precipitar completamente un catión o anión del compuesto que se analiza.

Los métodos del Mohr y Volhard son ejemplos de volumetrias de precipitación.

. Método de Mohr: El método se utiliza para determinar iones cloruro y

bromuro de metales alcalinos, magnesio y amonio.

La valoración se hace con solución patrón de AgNO3. El indicador es el ion cromato CrO4 =, que comunica a la solución en el punto inicial una coloración amarilla y forma en el punto final un precipitado rojo ladrillo de cromato de plata, Ag2CrO4. Las reacciones que ocurren en la determinación de iones cloruro son:

Cl - + Ag+ AgCl (Precipitado blanco)

CrO4= + 2Ag+ Ag 2CrO4 (Precipitado rojo ladrillo)

La solución debe tener un pH neutro o cercano a la neutralidad. Un pH de 8.3 es adecuecuado para la determinación.

La solución patrón de AgNO3 se puede preparar por el método directo dado que el nitrato de plata es un reactivo tipo primario; con el objeto de compensar los errores en la precipitación del punto final se prefiere el método indirecto y la solución se valora con NaCl químicamente puro. Cuando la solución tipo se prepara por el método indirecto no es necesario el ensayo en blanco, porque el exceso empleado en la valoración de la sustancia problema se compensa con el empleado en la valoración del AgNO3

MATERIALES

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4. MATERIALES.

REACTIVOS 1probeta de 100 ml 6 matraces Erlenmeyer de 250 ml 3 espátulas 2 vidrios de reloj 3 buretas 3 soporte universal 3 Pinzas de tres dedos 3 pipetas de 5 ml Gotero Embudo 2 matraces aforados de 500 mL 2 matraces aforados a 100 ml Pizeta

K2CrO4 al 5%

AgNO3 0.1N

Ácido nítrico HNO3 p.a (δ:1.40) Solución de Nitrato Fèrrico (60%) Solución de tiosianato de amonio 0.1 N Nitrobenceno. Solución de Fluoresceína (0.2 % en etanol) Solución de nitrato de plata 0.1 N.

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5. PROCEDIMIENTO

5. 1. DETERMINACION DE CLORUROS por el método de MHOR

Preparación de soluciones

AgNO3 0.1Normal K2CrO4 al 5% aforado a 10mL Procedimiento Tomar 50ml de muestra x triplicado

Adicionar 5 gotas de K2CrO4 al 5%

Titular con AgNO3 (hasta el vire del indicador a rojo salmón)

Se repite dos veces más el mismo procedimiento

NOTA. Tomar previamente el pH de la muestra cercano a ser neutro ó ligeramente alcalino. pH = 7.0 a 8.3

5. 2 DETERMINACIÓN DE CLORUROS POR EL MÉTODO DE VOLHARD

METODO A. 1. Medir 25.00 ml de la muestra diluída y colocarla en un erlenmeyer de 250 ml. 2. Si la muestra es muy ácida o alcalina, neutralizar y luego agregar 1 ml de HNO3

de modo que la concentración final del ácido sea aprox. del 2%.

3. Agregar solución de nitrato de plata 0.1 N en cantidad suficiente para precipitar todo el cloruro y un exceso menor a un mililitro

, anotar el volumen agregado.

4. Agregar 1 ml de sulfato férrico amónico y 1 ml de nitrobenceno. Agitar enérgicamente para coagular el precipitado. Titular con la solución de tiocianato 0.1 N hasta débil tinte pardo rojizo.

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METODO B.

- Valoración de la solución de KSCN aproximadamente 0.010F. Vierta 10mL de la solución tipo de nitrato de plata en un erlenmeyer de 250 mL; agregue 15mL de agua destilada, 1 mL de HNO3 concentrado y 2 mL de nitrato férrico y titule con la solución de tiocianato hasta que aparezca color rojo. Halle la formalidad de la solución a partir del promedio de dos valoraciones que no difieran en más de 0.2 mL.

- Determinación de cloruros en una muestra. Mida 5mL de la muestra en un erlenmeyer de 250mL y acidule con HNO3; agregue 10 mL de la solución tipo de AgNO3 y 1 mL de nitrobenceno; agite vigorosamente hasta que el precipitado coagule. Agregue 2 mL de nitrato férrico y valore por retroceso con la solución tipo de tiocianato hasta que aparezca color rojo semejante al obtenido en la titulación de la solución tipo. Informe el volumen consumido como el promedio de dos valoraciones que no difieran en más de 0.2mL. Determine la concentración de cloruros en la muestra.

5.3 METODO DE FAJANS 5.3.1 Medir 25.00 ml de muestra diluida, colocar en un erlenmeyer de 250 ml, neutralizando si es muy ácida o alcalina y agregar 1 ml de fluoresceína. 5.3.2 Titular con la solución de nitrato de plata 0.1 N con agitación vigorosa y constante hasta que el precipitado

cambie súbitamente a color rosa salmón. 6. ANALISIS DE RESULTADOS: Calcular la concentración de cloruros en la muestra original con los datos obtenidos en cada una de las titulaciones. Expresar los resultados en mg % de cloruros.

• Exprese la concentración de cloruros en mg/L de NaCl

• Aplique el t de student y la prueba F a los resultados Cl- (g/L)en la muestra , obtenidos por cada uno de los grupos mediante los métodos de Mohr y Volhard. Tome como resultados aceptados, los obtenidos mediante el método de Mohr. Haga los comentarios respectivos.

• Explique brevemente por qué en el método de Volhard el precipitado formado debe eliminarse antes de eliminar por retroceso el exceso de ion plata en la determinación de iones cloruro.

• Qué función cumple el nitrobenceno que se agrega a la solución que contiene cloruros en la determinación mediante el método de Volhard.

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7. PREGUNTAS Y CALCULOS

• Complete la siguiente tabla y calcule la formalidad de la solución de nitrato de plata

AgNO3 . Adicione los cálculos respectivos.

TABLA DE DATOS

INFORMACION REQUERIDA ENSAYO 1 ENSAYO 2 Volumen de NaCl (mL) Volumen de AgNO3 consumido(mL) Concentración de la solución de NaCl (F) Formalidad del AgNO3 promedio

• ¿Por qué la solución que se analiza mediante el método de Mohr debe tener pH neutro o cercano a la neutralidad?

• Complete la siguiente tabla y calcule la concentración de cloruros de la muestra en g/L, mediante el método de Mohr. Adiciones los cálculos respectivos.

TABLA DE DATOS

INFORMACIÓN REQUERIDA ENSAYO 1 ENSAYO 2 Volumen de AgNO3 adicionado (mL) Formalidad del Ag NO3 (promedio) Cloruros (g/L) Volumen de muestras (mL)


• Complete la siguiente tabla y calcule la formalidad de la solución de KSCN. Adiciones los cálculos respectivos.

TABLA DE DATOS

INFORMACIÓN REQUIRIDA ENSAYO1 ENSAYO 2 Volumen de AgNO3 (mL) Volumen de KSCN consumido (mL) Formalidad del AgNO3 (promedio) Formalidad del KSCN (promedio)

• ¿Por qué la solución que se analiza mediante el método de Volhard debe tener pH ácido?

• Complete la siguiente tabla y calcule la concentración de cloruros de la muestra mediante el método de Volhard

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TABLA DE DATOS

INFORMACIÓN REQUERIDA ENSAYO1 ENSAYO 2 Volumen de AgNO3 adicionado (mL) Volumen de KSCN consumido (mL) Formalidad del AgNO3 (promedio) Formalidad del KSCN (promedio) Cloruros (g/L) (promedio)

8. CONCLUSIONES

9. BIBLIOGRAFIA CONSULTADA

SKOOG, D y WEST, D. HOLLER F. Química Analítica. 6 Ed. Mc Graw Hill. México. 1995. Pág 227-234

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PRÁCTICA Nº 3 " DETERMINACION POR FORMACIÓN DE COMPLEJOS "

1.-OBJETIVOS El alumno empleara el uso de complejos como EDTA para capturar iones metálicos de una muestra. 2.-INTRODUCCION Los reactivos que forman complejos se utilizan ampliamente en la titulación de cationes. Los más empleados son compuestos orgánicos que tienen varios grupos de donadores de electrones capaces de formar enlaces covalentes coordinados con los iones metálicos. La mayoría de los iones metálicos reaccionan con donadores de electrones formando compuestos de coordinación o COMPLEJOS. La especie donadora (ligando) debe tener por lo menos un par de electrones no compartidos para formar el enlace. El agua, el amoniaco y los iones halogenuros son ligandos inorgánicos comunes. El número de enlaces covalentes coordinados se conoce como número de coordinación. Los más comunes son 2, 4 ó 6. La especie que se forma puede tener carga positiva, negativa o neutra. Ejemplo: Cu (NH3)2+ Cu (NH2) CH2COO)2 , Cu Cl4 2-Los métodos de titulación basados en estas reacciones se llaman métodos complejométricos, los cuales se han estudiado desde hace más de un siglo, pero desde 1940 se ha utilizado sobre todo la complejometría con compuestos llamados quelatos que son complejos cíclicos de un metal y un ligando o quelante. Un ligando que sólo tiene un grupo donador disponible, como el amoniaco, se denomina unidentado. Mientras que los que tienen dos grupos, como la glicina, se llaman bidentados. También existen agentes quelantes: tri, tetra, penta y hexa dentados. Como titulantes los ligandos multidentados (4 ó 6 grupos donadores) tienen la ventaja de que reaccionan mejor con los cationes, dan puntos finales bien definidos y reaccionan en una sola etapa.

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EDTA El ácido etilendiaminotetracético (EDTA) es un titulante hexadentado complejométrico muy utilizado. Peso Molecular del EDTA: 292 g/mol Fórmula condensada: C10H16O8N2 HOOC – CH2 CH2 – COOH :N – CH2 – CH2 – N: HOOC – CH2 CH2 – COOH 3..-MATERIAL REACTIVOS 2 Matraces vol. de 1000 ml EDTA 1 Matraz vol. de 100 ml CaCO3 1 Vaso de 100 ml ENT 1 Balanza analítica HCl 1 Espátula MgCl2 1 Probeta de 100 ml Buffer pH=10 1 bureta de 25 ml Etanol 1 Soporte Agua 1 Pinza para bureta 2 Vasos de 50 ml 3 Matraces de 125 ml 1 Vaso de 600 ml 1 Pipeta vol. de 10 ml 1 Pipeta de 5 ml 1 Agitador magnético 4.- PROCEDIMIENTO A) PREPARACION DE SOLUCIONES 1-PREPRACION DEL EDTA ( ACIDO ETILENDIAMINOTETRACETICO ) a) Pesar 4 gramos de EDTA y 0.20 gramos de MgCl2 b) Disolver en agua y aforar a 1000 ml 2- PREPARACION DEL CaCO3 (SOLUCION ESTANDAR) a) Pesar 1 gramo de CaCO3 b) Diluir en la mínima cantidad de Hcl 4N ( dilución 1:3 )

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c) Aforar con agua hasta 1000 ml. Esta solución contiene 1 mg de CaCO3 por ml de solución. 3- PREPARACION DE LA SOLUCION BUFFER a) Pesar 6.8 gramos de NH4Cl b) Agregar 55 ml de NH4OH concentrado c) Aforar con agua hasta 100 ml. 4- PREPARACION DEL INDICADOR ENT ( ERIOCROMO NEGRO T ) a) Pesar 0.250 gramos de ENT b) Disolverlos en 50 ml de etanol. B) VALORACION DEL EDTA 1_ Medir 3 muestras de 10 ml de la solución de CaCO3 y colocarlas en 3 matraces de 125 ml 2_ Agregar 20 ml de agua destilada 3_ Agregar 1 ml de solución buffer 4_ Agregar 4 gotas del indicador ENT 5_ Introducir el imán y colocar en el agitador magnético 6_ Valorar con la solución de EDTA hasta el cambio de color del indicador 7_ Anotar el volumen de EDTA usado 8_ Calcular el título del EDTA ( 1 ml de EDTA = ? mg de CaCO3 ) C) DETERMINACION DE LA DUREZA TOTAL DEL AGUA Se sigue el procedimiento anterior, en el punto ( 1 ) las muestras son del agua que se va a analizar. La concentración de calcio y magnesio ( dureza del agua ) se determina en partes por millón ( ppm ) con la siguiente fórmula: ppm = ( ml de EDTA)(Título)(100)

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CUESTIONARIO 1.- Definir los siguientes conceptos: ión complejo, verseno, buffer 2.- Cuales son las reacciones que ocurren en la determinación de la dureza del agua? 3.-Que ventajas y desventajas existen en ésta determinación? 4.-Que función desempeña el ENT? 5.- Para qué se agrega la solución buffer?

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LABORATORIO DE QUIMICA ANALITICA II PRACTICA No. 4

DETERMINACIÓN DEL PORCENTAJE DE CARBONATO DE CALCIO POR RETROTITULACIÓN

1. OBJETIVO. Al finalizar la práctica el alumno será capaz de: Identificar una titulación y una retrotitulación

2. INTRODUCCION. Considerar los siguientes conceptos: Solubilidad en Agua: Los carbonatos son insolubles en su mayoría, excepto los del primer grupo de la Tabla Periódica y los de amonio; por lo que para su determinación se emplea un método indirecto. El Carbonato de Calcio (CaCO3) se disuelve en HCl de concentración conocida, agregando un exceso de este último. El exceso de HCl se titula con una base fuerte (NaOH), también de concentración conocida. La reacción que se lleva a cabo es: CaCO3 + 2HCl ------------------ Ca Cl2 + H2O + CO2 Se reconoce porque produce efervescencia al desprender CO2 El exceso de HCl se titula con: NaOH HCl + NaOH ---------------- Na+ + Cl- + H2O A este tipo de titulación se le conoce como: titulación por retroceso. Leyes de la estequiometría: La estequiometría es la parte de la Química que se relaciona con las proporciones en que se combinan los elementos o compuestos en las reacciones. Generalmente se expresan los resultados en términos de porcentaje, %: % 100 W P X X Px< W Px = Peso del elemento o compuesto de interés W = Peso total de la muestra

3. MARCO TEORICO Selección del indicador: En esta reacción el punto de equivalencia tiene un pH = 7, por lo que el

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indicador adecuado sería el azul de bromotimol (cuyo rango de 6.0 a 7.6); sin embargo se usa el anaranjado de metilo (3.2 a 4.4) debido al rango de vire, ya que de esta manera se evitan errores al pasarse de volumen durante la titulación, puesto que el azul de bromotimol reacciona con el CO2 del medio cambiando continuamente el pH de la solución y aparentando no llegar nunca al punto final (el color cambia constantemente de azul, punto final, a amarillo y viceversa). Para esta determinación se hace necesario manejar bien los siguientes conceptos: Gravimetría: Es la parte del análisis cuantitativo que se basa en la determinacón de un elemento o compuesto por la formación de un producto insoluble, estable y fácil de pesar, en el cual intervenga el elemento o compuesto a analizar. Todos los cálculos del análisis gravimétrico están basados en las leyes de la estequiometría.

4. MATERIAL Y REACTIVOS

MATERIALES REACTIVOS

• 1 frasco Problema • 1 bureta de 50 mL • 3 matraces erlenmeyer de 250 mL • Vaso de precipitados de 250 mL • 1 probeta de 50 mL (opcional) • 1 piseta con agua destilada • 1 espátula chica • matraz aforado de 250 mL

• Carbonato de calcio • Anaranjado de metilo • HCl 0.1 N

5. PROCEDIMIENTO PARA DETERMINAR EL PORCENTAJE DE CARBONATO DE CALCIO REQUISITO Dejar previamente un frasco problema perfectamente limpio, seco y rotulado con nombre y grupo, para poder colocar en él la muestra individual de carbonato de calcio y así poder desarrollar la presente práctica. El alumno que no deje su material, automáticamente no tendrá derecho a práctica, SIN EXCEPCIÓN. Muestra: carbonato de calcio Indicador: anaranjado de metilo 1. Se entrega a cada alumno su muestra de carbonato de calcio insoluble en agua y contaminado con otras sustancias, en diferentes proporciones. 2. Lavar adecuadamente el material de vidrio.

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3. Numerar tres matraces erlenmeyer. 4. Pesar en balanza digital, apróximadamente 0.5 g de muestra. 5. Vaciar la muestra a un matraz erlenmeyer enjuagando el papel encerado con agua destilada. 6. Repetir el paso 4 y 5 dos veces más. 7. Diluir la muestra, hasta que se haya disuelto totalmente, agregando con la bureta 50 mL de HCl 0.1N. 8. Si no se logra la total dilución , entonces agregar 25 mL más. 9. Ajustar el volumen del matraz a 100 mL con agua destilada. 10. Agregar a cada matraz de 2 a 3 gotas de anaranjado de metilo, quedando la solución de color rojo. 11. Enjuagar la bureta con NaOH , 0.1N. 12. Llenar la bureta con NaOH 0.1N. 13. Poner un fondo blanco para colocar el matraz a titular. 14. Titular la solución hasta obtener coloración canela o desparezca la tonalidad roja. 15. Leer en la bureta el volumen de NaOH utilizado y reportar. Efectuar la operación por triplicado. NOTA: Tanto el NaOH como el HCl tienen una normalidad teórica de 0.1N; sin embargo, para los cálculos de la práctica deberá considerarse el valor real, reportado a través de los propios 6. RESULTADOS Con los datos obtenidos en la retrotitulación, calcular el % de Carbonato de Calcio en la

solución problema y concluir.

7. CUESTIONARIO Pre-laboratorio 1. ¿Cómo sabes cuando una sustancia está disuelta? 2. ¿Qué diferencia existe entre ajustar volumen y aforar? 3. Si te pasas de volumen al aforar ¿qué debes hacer? 4. ¿Por qué se considera que la determinación del carbonato de calcio se efectúa por retroceso? 5. ¿Por qué es necesario conocer el pH en el punto de equivalencia? 6. ¿Cómo eliminas las burbujas de aire en la bureta? 7. ¿Por qué enjuagas la bureta previamente con la solución con la que después la vas a llenar para titular? 8. ¿Cuál es el indicador adecuado en el caso de la determinación del carbonato de calcio? Post-laboratorio 1.- ¿Por qué en la determinación del CaCO3 usas el HCl y cuál es la razón por la que debes medirlo en la bureta? 2.- a) ¿Qué diferencia existe entre Ka y Kb? b) A mayor Ka o Kb ¿es mayor o menor la disociación y por qué? 3.- ¿Qué es retrotitulacion?

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8. CONCLUSIONES 9. BIBLIOGRAFIA

• Harley, David. Química Analítica Moderna. Mc Graw Hill. Madrid (2002)

• Skoog and Leary. Química Analítica, Ed. Mc Graw Hill. Madrid (2000)

• Farmacopea de los Estados Unidos Mexicanos. Métodos generales de análisis. 7ª

Ed. SSA México (2001)

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LABORATORIO DE QUÍMICA ANALÍTICA II

PRÁCTICA°5

“DETERMINACIÓN DE CALCIO EN LECHE MEDIANTE GRAVIMETRÍA DE PRECIPITACIÓN “

1.-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. 2.-Fundamento Los métodos gravimétricos de análisis son aquellos que se basan en la medida de la masa de algún componente de la muestra o sustancia derivada. Los más utilizados son los métodos gravimétricos de precipitación, en los cuales el analito se convierte en un precipitado muy poco soluble que se filtra, se lava y se convierte, mediante un tratamiento térmico adecuado, en un producto de composición conocida que se pesa utilizando una balanza analítica.

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Idealmente, un agente precipitante gravimétrico debe reaccionar selectivamente con el analito para dar un precipitado cristalino, fácilmente filtrable y lavable, de solubilidad baja, que no reaccione con los componentes atmosféricos y que tenga una composición conocida. Entre los factores que favorecen la formación de precipitados cristalinos cabe destacar: • el empleo de disoluciones diluidas. • la adición lenta y con agitación del reactivo precipitante. • La precipitación en caliente. • El ajuste del pH del medio de precipitación cuando la solubilidad del precipitado

dependa de éste. Sin embargo, en las condiciones normales de un laboratorio, en lugar de precipitados cristalinos muchas veces se forman sólidos coloidales que no se pueden utilizar para el análisis gravimétrico porque sus partículas son demasiado pequeñas para poder ser filtradas fácilmente. Para poder conseguir precipitados más puros y fácilmente filtrables se puede calentar el precipitado durante una o más horas, en la misma disolución en la que se formó, proceso denominado peptización. Después de la filtración, el precipitado se lava, preferentemente con una disolución que contenga un electrolito, que se elimine fácilmente al calentar el precipitado, y se calienta hasta peso constante. Algunos precipitados deben calcinarse para descomponer el sólido y formar un compuesto de composición conocida, que será la especie pesada. La temperatura elegida, en cada caso, depende del precipitado formado. 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. 3.- MATERIAL Y REACTIVOS • Embudo de vidrio • Kitasato de 500 mL • Matraces aforados de 100 mL • Papel indicador de pH • Papel de filtro • Pinzas termogravimétricas • Pipeta de 50 mL • Placas filtrantes del nº 4 o filtros n°4 • Probeta de 50 mL • Vasos de precipitados de 250 y 500 mL • Vidrio de reloj

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• Baño termostático • Baño de hielo • Desecador • Estufa • Sistema de succión al vacío

4.-Reactivos utilizados - Acido tricloroacético - Amoníaco - Oxalato de sodio 5.- PROCEDIMIENTO 5.1- Pesada de la placa filtrante Se toman 3 placas filtrantes de vidrio del nº 4, asegurándose que están bien limpias, se etiquetan y se guardan dentro de una estufa a 110 ºC durante unos 30 minutos. Transcurrido este tiempo, se sacan las placas cogiéndolas con una pinza termogravimétrica y se colocarán dentro de un desecador durante unos 20 minutos. A continuación, se procederá a la pesada de las 3 placas filtrantes en balanza analítica. Una vez obtenido el peso de éstas, se mantendrán en el desecador hasta su empleo. 5.2- Extracción del calcio en la muestra de leche Se toman alícuotas (3 veces) de la muestra de leche, de 50 mL, y se transfieren a vasos de precipitados de 500 mL Se adicionan 50 mL de ácido tricloroacético al 24 % (p/v) y se agita la disolución para separar el calcio del resto de los componentes de la leche. Se observa la aparición de 2 fases, una fase líquida, el suero, que contiene el calcio y otra fase con aspecto de sólido pastoso que contiene el resto de los constituyentes de la leche, fundamentalmente proteínas y grasas. La separación de ambas fases se realiza empleando un embudo de vidrio y filtro de pliegues, para aumentar la velocidad del filtrado. Se lava el precipitado con agua destilada, recogiéndose las aguas de lavado, junto con el filtrado en un vaso de precipitados de 500 mL. 5.3- Precipitación del calcio en el suero. Sobre el líquido procedente del filtrado anterior se adiciona agua destilada hasta completar, aproximadamente, la mitad del vaso de precipitados. Se introduce el vaso en un baño termostático con una temperatura comprendida entre 60-80 ºC. Se deja durante unos 15 minutos para que alcance la temperatura del baño y se adicionan 30 mL de disolución de Na2C2O4 0.1 M y, a continuación, se adiciona lentamente una disolución de amoníaco 2 M, observándose la aparición de un precipitado de color blanco. La adición de la disolución de amoníaco debe continuar hasta alcanzar un pH entre 8-9 (realice la comprobación con papel indicador de pH). Compruebe que ya no precipita más calcio, mediante la adición de 1 mL más de oxalato de sodio. 5.4- Digestión, filtrado y lavado del precipitado

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Se agita y se mantiene la disolución durante unos 30 minutos en el baño termostático, añadiendo, de vez en cuando, unos mililitros de la disolución de amoníaco 2 M (con objeto de reponer las pérdidas de NH3 como consecuencia de la evaporación; de esta manera mantenemos el pH entre 8-9). Transcurridos los 30 minutos de digestión del precipitado, se enfría la suspensión en un baño de hielo durante unos 15 minutos y se procede al filtrado mediante un sistema de succión a vacío muy suave, utilizando las placas filtrantes previamente pesadas. Se recoge todo el precipitado ayudándose con una varilla de vidrio. Se debe lavar con abundante agua destilada para eliminar posibles impurezas que acompañen al precipitado. 5.5- Secado y pesada del precipitado Una vez lavado el precipitado, se llevará la placa filtrante a una estufa a 110-120 ºC, con la ayuda de pinzas termogravimétricas y se secará el precipitado de CaC2O4.H2O obtenido durante, aproximadamente, 1 hora. Transcurrido dicho tiempo, se introducirá la placa filtrante en el desecador hasta que llegue a temperatura ambiente y se pesa. 6.- Bibliografía 1.-Experimentación en Química Analítica. Universidad Rey Juan Carlos. 2.- Métodos analíticos en Alimentaria. Leche y productos lácteos. Panreac, reactivos para análisis.

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PRÁCTICA Nº 6 SOLUBILIDAD Y PRECIPITACION

1.- OBJETIVO Observar la variación de la solubilidad dependiendo de la naturaleza de soluto y disolvente y de la temperatura. Estudiar la disolución de precipitados por formación de complejos. 2.-INTRODUCCION Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias diferentes. A la sustancia que está en mayor proporción, o a la que forma la fase, se la suele llamar disolvente, y al componente que está en menor proporción se le llama soluto. Las moléculas o iones de soluto se encuentran rodeadas de moléculas de disolvente (solvatación), en el caso de que éste sea el agua se llama hidratación. El contenido de un soluto en una disolución se denomina concentración de la disolución. Hay varias formas de expresar esta concentración, tanto en unidades físicas (% en peso, % en volumen...) como en unidades químicas (formalidad, molaridad, normalidad ). Solubilidad Solubilidad de una sustancia es la máxima cantidad de soluto que se disuelve en una cantidad determinada de disolvente, en condiciones de equilibrio estable y a una temperatura y presión fijas. Cuando la disolución alcanza dicho límite se dice que está saturada. Una disolución no saturada es la que tiene menor concentración que la disolución saturada. Si la concentración es mayor, la disolución se llama sobresaturada, siendo ésta una disolución inestable. a) Factores internos que influyen sobre la solubilidad. La solubilidad de las sustancias varía mucho según los diversos disolventes. En general se observa que una sustancia tiende a disolverse en disolventes que son análogos a ella encuanto a su tipo de enlace. -"Lo semejante disuelve a lo semejante"-. b) Variación de la solubilidad con la temperatura. La mayoría de los sólidos muestran un aumento de la solubilidad con la temperatura. En algunos casos éste aumento es muy notable, por ejemplo, el nitrato de potasio, cuya solubilidad es de 13 g a 0 °C, pasa a 86 g a 50 °C por cada 100 mL de agua. En otros casos, como el cloruro de sodio, el aumento de la solubilidad con la temperatura es muy pequeño. Un caso interesante es el del sulfato de sodio decahidratado. La solubilidad de este

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compuesto aumenta de 0 °C hasta 12,4 °C, por encima de esta temperatura la solubilidad disminuye rápidamente debido a que la fase sólida estable es sulfato de sodio anhidro. c) Producto de solubilidad. Cuando una sal es poco soluble en agua, en la disolución saturada se establece un equilibrio entre los iones disueltos y la sal sólida que queda sin disolver. Tomando como ejemplo una disolución saturada de cloruro de plata, el producto de las concentraciones molares de los iones toma un valor constante para una temperatura determinada: (Cl-) (Ag+) = Ks. La constante Ks, que a veces se designa por Kps ó Ps, recibe el nombre de producto de solubilidad, y se calcula siempre expresando las concentraciones de los iones en molaridad. Precipitación El producto de solubilidad permite conocer cuando se formará un precipitado al mezclar dos disoluciones que contengan iones que formen una sal poco soluble, e incluso calcular la concentración de los mismos. Para que se forme un precipitado es necesario que el producto de la concentración de los iones, elevada a su correspondiente coeficiente sea superior a la Ks. Así por ejemplo, para el cloruro de plata, si: (Cl-) (Ag+) > Ks se origina precipitado (Cl-) (Ag+) = Ks disolución saturada (Cl-) (Ag+) < Ks no hay precipitado Solubilidad de los precipitados Según el equilibrio de solubilidad de un compuesto poco soluble: XM (s) <==> X- (aq) + M+ (aq) si de alguna manera se disminuye la concentración de X-, ó la de M+, el equilibrio se desplaza hacia la derecha, disolviéndose el compuesto XM. La disminución de la concentración de los iones se puede conseguir por formación de complejos, por una reacción de oxidación-reducción, o por adición de reactivos con un ión común con el precipitado, que formen un compuesto más estable. 3.- MTERIAL Y REACTIVOS Material Gradilla y tubos de ensayo. Pipetas pasteur. Mechero. Pipetas graduadas. Reactivos. 1.Sulfato de cobre. 9. Cloruro sódico sólido. 2.Etanol. 10.Cloruro sódico 0,1 M . 3.Eter de petróleo. 11.Bromuro sódico 0,1 M 4.Cloroformo 12.Yoduro potásico 0,1 M. 5.Tetracloruro de carbono. 13.Nitrato de plata 0,1 M

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6.Aceite. 14.Acido nítrico 2 M 7.Yodo. 15.Hidróxido amónico 0,5 M 8.Nitrato potásico sólido. 16.Hidróxido amónico concentrado. 4.-PROCEDIMIENTO 4.1.- Poner una pequeña cantidad de sulfato de cobre en cinco tubos de ensayo y añadir a continuación: en el primer tubo 2 mL de agua; en el segundo 2 mL de etanol; en el tercero 2 mL de éter de petróleo, en el cuarto 2 mL de cloroformo y en el quinto 2 mL de tetracloruro de carbono. Agitar y observar la distinta solubilidad, anotándola en el cuadro adjunto. 4.2.- Poner 2 gotas de aceite en cinco tubos de ensayo y añadir a continuación en cada tubo 2 mL de uno de los disolventes utilizados en el apartado anterior, operando de la misma forma. 4.3.- Poner una escama de yodo en cinco tubos de ensayo y repetir los ensayos de solubilidad con los disolventes utilizados en los apartados anteriores. En todos los ensayos se debe agitar y observar la distinta solubilidad, anotando los resultados en el cuadro siguiente:

Solubilidad Agua Etanol Eter petróleo Cloroformo Tetracloruro carbono Sulfato de cobre Aceite Yodo Ioduro

6.b. Influencia de la temperatura en la solubilidad de las sustancias. 2.1.- Poner 2 mL de agua en un tubo de ensayo, añadir una pequeña cantidad de nitrato de potasio y agitar añadiendo sucesivamente pequeñas cantidades de esta sal, agitando después de cada adición. Continuar añadiendo pequeñas dosis de sal hasta que una parte de ésta quede sin disolver. Calentar suavemente el tubo de ensayo y observar si ha variado la solubilidad con la temperatura. Seguir añadiendo pequeñas cantidades de nitrato de potasio, después enfriar la disolución poniendo el tubo de ensayo al chorro de agua fría. 2.2.- Repetir el ensayo anterior con cloruro sódico y observar el distinto comportamiento de esta sal. 6.c. Disolución de precipitados por formación de complejos. Si disminuye la concentración de alguno de los iones que forman un precipitado, de tal forma que el producto de sus concentraciones no supere el producto de solubilidad, el precipitado se disolverá. Esto es lo que ocurre con algunos haluros de plata, ya que debido a su

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diferente producto de solubilidad, se disuelven o no en amoníaco de distinta concentración por formación de un complejo amoniacal con el ión Ag+. La formación de este complejo provoca una disminución de la concentración del ión Ag+ , desplazando el equilibrio de solubilidad hacia la derecha, y se produce la disolución del precipitado: AgX <=====> Ag+ + X- Ag+ + 2 NH4OH <====> Ag(NH3)2+ + 2 H2O 3.1.- Tomar 3 tubos de ensayo y poner: en el primero 2 mL de disolución de cloruro de sodio 0,1 M; en el segundo tubo 2 mL de disolución de bromuro de sodio 0,1 M; y en el tercero 2 mL de disolución de yoduro potásico 0,1 M. A continuación añadir a cada tubo 2 ó 3 gotas de una disolución de nitrato de plata 0,1 M y 2 ó 3 gotas de ácido nítrico 2 M. Calentar suavemente cada tubo de ensayo y observar la formación de precipitados de distinta coloración. Seguidamente se reparten por igual en dos tubos de centrífuga los precipitados de BrAg y de IAg, centrifugando durante 5 minutos. A continuación se decanta el líquido que sobrenada en los precipitados y se añade a cada precipitado 2 mL de disolución de hidróxido amónico 0,5 M, observando lo que sucede. Volver a decantar el líquido de los tubos de ensayo que contienen bromuro de plata y yoduro de plata y añadir a cada uno de ellos 2 mL de amoníaco concentrado, observar lo que sucede. Completar la tabla adjunta con las observaciones efectuadas:

XAg Ks a 25ºC Ppdo. en agua Solubilidad NH4OH Fluoruro soluble No forma ----- Cloruro 1,8. 10-10 Blanco Soluble en diluido

Bromuro 4,9. 10-13

Ioduro 9,8. 10-17

Cuestionario. 1.- Relacionar la solubilidad de las sustancias con la naturaleza (polaridad, tipo de enlace químico, etc.) de soluto y disolvente, utilizando los ejemplos de los ensayos realizados en la práctica. 2.- Explicar como influye la variación de la temperatura, en los ensayos del apartado 2 de la práctica. 3.- Escribir y ajustar las reacciones químicas correspondientes al ensayo 3.1. 4.- La solubilidad del cloruro de plomo (II), a 25 °C, es de 0,99 g/100 mL. Calcular su Kps. Cuando una sal es poco soluble en agua, en la disolución saturada se establece un equilibrio entre los iones disueltos y la sal sólida que queda sin disolver.

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Tomando como ejemplo una disolución saturada de cloruro de plata, el producto de las concentraciones molares de los iones toma un valor constante para una temperatura determinada: (Cl-) (Ag+) = Ks. La constante Ks, que a veces se designa por Kps ó Ps, recibe el nombre de producto de solubilidad, y se calcula siempre expresando las concentraciones de los iones en molaridad

Solubilidad

. Precipitación El producto de solubilidad permite conocer cuando se formará un precipitado al mezclar dos disoluciones que contengan iones que formen una sal poco soluble, e incluso calcular la concentración de los mismos. Para que se forme un precipitado es necesario que el producto de la concentración de losiones, elevada a su correspondiente coeficiente sea superior a la Ks. Así por ejemplo, para el cloruro de plata, si: (Cl-) (Ag+) > Ks se origina precipitado (Cl-) (Ag+) = Ks disolución saturada (Cl-) (Ag+) < Ks no hay precipitado Solubilidad de los precipitados Según el equilibrio de solubilidad de un compuesto poco soluble: XM (s) <==> X- (aq) + M+ (aq) si de alguna manera se disminuye la concentración de X-, ó la de M+, el equilibrio se desplaza hacia la derecha, disolviéndose el compuesto XM. La disminución de la concentración de los iones se puede conseguir por formación de complejos, por una reacción de oxidación-reducción, o por adición de reactivos con un ión común con el precipitado, que formen un compuesto más estable. Procedimiento 2 6.a. Influencia de la naturaleza del soluto y del disolvente en la solubilidad de las sustancias. 1.1.- Poner una pequeña cantidad de sulfato de cobre en cinco tubos de ensayo y añadir a continuación: en el primer tubo 2 mL de agua; en el segundo 2 mL de etanol; en el tercero 2 mL de éter de petróleo, en el cuarto 2 mL de cloroformo y en el quinto 2 mL de tetracloruro de carbono. Agitar y observar la distinta solubilidad, anotándola en el cuadro adjunto. 1.2.- Poner 2 gotas de aceite en cinco tubos de ensayo y añadir a continuación en cada tubo 2 mL de uno de los disolventes utilizados en el apartado anterior, operando de la misma forma. 1.3.- Poner una escama de yodo en cinco tubos de ensayo y repetir los ensayos de solubilidad con los disolventes utilizados en los apartados anteriores. En todos los ensayos se debe agitar y observar la distinta solubilidad, anotando los resultados en el cuadro siguiente:

Agua Etanol Eter petróleo Cloroformo Tetracloruro carbono Sulfato de cobre Aceite Yodo Ioduro

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6.b. Influencia de la temperatura en la solubilidad de las sustancias. 2.1.- Poner 2 mL de agua en un tubo de ensayo, añadir una pequeña cantidad de nitrato de potasio y agitar añadiendo sucesivamente pequeñas cantidades de esta sal, agitando después de cada adición. Continuar añadiendo pequeñas dosis de sal hasta que una parte de ésta quede sin disolver. Calentar suavemente el tubo de ensayo y observar si ha variado la solubilidad con la temperatura. Seguir añadiendo pequeñas cantidades de nitrato de potasio, después enfriar la disolución poniendo el tubo de ensayo al chorro de agua fría. 2.2.- Repetir el ensayo anterior con cloruro sódico y observar el distinto comportamiento de esta sal. 6.c. Disolución de precipitados por formación de complejos. Si disminuye la concentración de alguno de los iones que forman un precipitado, de tal forma que el producto de sus concentraciones no supere el producto de solubilidad, el precipitado se disolverá. Esto es lo que ocurre con algunos haluros de plata, ya que debido a su diferente producto de solubilidad, se disuelven o no en amoníaco de distinta concentración por formación de un complejo amoniacal con el ión Ag+. La formación de este complejo provoca una disminución de la concentración del ión Ag+ , desplazando el equilibrio de solubilidad hacia la derecha, y se produce la disolución del precipitado: AgX <=====> Ag+ + X- Ag+ + 2 NH4OH <====> Ag(NH3)2+ + 2 H2O 3.1.- Tomar 3 tubos de ensayo y poner: en el primero 2 mL de disolución de cloruro de sodio 0,1 M; en el segundo tubo 2 mL de disolución de bromuro de sodio 0,1 M; y en el tercero 2 mL de disolución de yoduro potásico 0,1 M. A continuación añadir a cada tubo 2 ó 3 gotas de una disolución de nitrato de plata 0,1 M y 2 ó 3 gotas de ácido nítrico 2 M. Calentar suavemente cada tubo de ensayo y observar la formación de precipitados de distinta coloración. Seguidamente se reparten por igual en dos tubos de centrífuga los precipitados de BrAg y de IAg, centrifugando durante 5 minutos. A continuación se decanta el líquido que sobrenada en los precipitados y se añade a cada precipitado 2 mL de disolución de hidróxido amónico 0,5 M, observando lo que sucede. Volver a decantar el líquido de los tubos de ensayo que contienen bromuro de plata y yoduro de plata y añadir a cada uno de ellos 2 mL de amoníaco concentrado, observar lo que sucede. Completar la tabla adjunta con las observaciones efectuadas:

XAg Ks a 25ºC Ppdo. en agua Solubilidad NH4OH Fluoruro soluble No forma ----- Cloruro 1,8. 10-10 Blanco Soluble en diluido

Bromuro 4,9. 10-13

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Ioduro 9,8. 10-17

Cuestionario 1.- Relacionar la solubilidad de las sustancias con la naturaleza (polaridad, tipo de enlace químico, etc.) de soluto y disolvente, utilizando los ejemplos de los ensayos realizados en la práctica. 2.- Explicar como influye la variación de la temperatura, en los ensayos del apartado 2 de la práctica. 3.- Escribir y ajustar las reacciones químicas correspondientes al ensayo 3.1. 4.- La solubilidad del cloruro de plomo (II), a 25 °C, es de 0,99 g/100 mL. Calcular su Kps

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LABORATORIO DE QUÍMICA ANALÍTICA II PRÁCTICA°7

DETERMINACION DE CLORUROS EN UNA MUESTRA ACUOSA MEDIANTE LOS METODOS DE PRECIPITACION MOHR Y VOLHARD

1.-OBJETIVOS

• Aplicar los principios teóricos de las volumetrías de precipitación mediante los métodos de Mohr y Volhard.

• Determinar la concentración de cloruros en una muestra acuosa mediante los métodos de Mohr y Volhard.

2.- INTRODUCCION

1.1 CLORUROS (Cl-): El ion cloruro (Cl-), es uno de los aniones inorgánicos principales en el agua natural y residual.

Los contenidos de cloruros de las aguas son variables y se deben principalmente a la naturaleza de los terrenos atravesados. Habitualmente, el contenido de ion de cloruro de las aguas naturales es inferior a 50 mg/L.

En el agua potable, el sabor salado producido por el Cl- es variable y depende de la composición química del agua.

VOLUMETRIAS DE PRECIPITACIÒN: En las volumetrías de precipitación se mide el volumen de solución tipo, necesario para precipitar completamente un catión o anión del compuesto que se analiza.

Los métodos del Mohr y Volhard son ejemplos de volumetrias de precipitación.

. Método de Mohr: El método se utiliza para determinar iones cloruro y

bromuro de metales alcalinos, magnesio y amonio.

La valoración se hace con solución patrón de AgNO3. El indicador es el ion cromato CrO4 =, que comunica a la solución en el punto inicial una coloración amarilla y forma en el punto final un precipitado rojo ladrillo de cromato de plata, Ag2CrO4. Las reacciones que ocurren en la determinación de iones cloruro son:

Cl - + Ag+ AgCl (Precipitado blanco)

CrO4= + 2Ag+ Ag 2CrO4 (Precipitado rojo ladrillo)

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La solución debe tener un pH neutro o cercano a la neutralidad. Un pH de 8.3 es adecuecuado para la determinación.

La solución patrón de AgNO3 se puede preparar por el método directo dado que el nitrato de plata es un reactivo tipo primario; con el objeto de compensar los errores en la precipitación del punto final se prefiere el método indirecto y la solución se valora con NaCl químicamente puro. Cuando la solución tipo se prepara por el método indirecto no es necesario el ensayo en blanco, porque el exceso empleado en la valoración de la sustancia problema se compensa con el empleado en la valoración del AgNO3 .

Método de Volhard. Este método de titulación se usa para la determinación de

plata y compuestos de plata, aniones que se precipitan con plata como Cl- , Br - , I - , SCN- y AsO4 -4 .

Para el caso de determinación de un anión , se acidula con HNO3, se agrega un exceso de solución tipo de AgNO3 para precipitar el anión y se valora por retroceso el exceso de Ag+, con solución patrón de tiocianato de potasio; el indicador es el Fe+3 , que proporciona color rojo a la solución.

Las reacciones que ocurren en la determinación de iones cloruro son:

Ag+ + Cl- AgCl

Ag+ + SCN- AgSCN

Fe+3 + SCN- FeSCN+2

3.-MATERIALES, REACTIVOS Y EQUIPOS

MATERIALES: 1 pipeta de 1mL, 1 pipeta aforada de 10 mL, una pipeta

aforada de 15mL, una bureta de 25 mL, 2 erlenmeyer de 250 mL, 1 probeta de 50 mL, 1 agitador de vidrio, 1 frasco lavador, papel indicador universal.

REACTIVOS: NaCl 0.010 F, K2

1.2 Determinación de cloruros por el método de Mohr:

CrO 4 al 5 % (p/v), solución de AgNO3

aproximadamente 0.01 F, H2SO4 0.02 N, una muestra de solucione acuosa con iones Cl-, HNO3 concentrado, solución de tiocianato de potasio aproximadamente 0.010 F, nitrato férrico al 60% (p/v), fenolftaleína al 0.1% (p/v) en etanol, nitrobenceno.

EQUIPOS: Balanza analítica

4.-PROCEDIMIENTO

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Valoración de la solución de AgNO3, aproximadamente 0.01 F. Vierta 10 mL de la solución de NaCl 0.0100F en un erlenmeyer de 250mL; agregue 15 mL de agua y 1 mL de solución de cromato de potasio, titule la solución de AgNO3, hasta coloración rojo ladrillo. Determine el volumen de AgNO3, como el promedio de dos valoraciones que no difieran en más de 0.2 mL ; calcule la formalidad de solución de nitrato de plata.

Determinación de cloruros en una muestra: Mida 10mL de la muestra en un

erlenmeyer de 250ml; adicione 3 gotas de fenoftaleína. Si la solución se torna color rosado, titule con H2SO4 0.02N hasta que desaparezca la coloración.

Adicione 15 mL de agua destilada y 1 mL de indicador K2CrO 4 , titule con solución patrón de nitrato de plata hasta que aparezca color rojo ladrillo que permanezca por lo menos 30 segundos. Determine el volumen de AgNO3 como el promedio de dos valoraciones que no difieran en más de 0.2mL. Calcule la concentración de cloruros de la muestra

DETERMINACIÓN DE CLORUROS POR EL MÉTODO DE VOLHARD

- Valoración de la solución de KSCN aproximadamente 0.010F. Vierta 10mL de la solución tipo de nitrato de plata en un erlenmeyer de 250 mL; agregue 15mL de agua destilada, 1 mL de HNO3 concentrado y 2 mL de nitrato férrico y titule con la solución de tiocianato hasta que aparezca color rojo. Halle la formalidad de la solución a partir del promedio de dos valoraciones que no difieran en más de 0.2 mL.

- Determinación de cloruros en una muestra. Mida 5mL de la muestra en un erlenmeyer de 250mL y acidule con HNO3; agregue 10 mL de la solución tipo de AgNO3 y 1 mL de nitrobenceno; agite vigorosamente hasta que el precipitado coagule. Agregue 2 mL de nitrato férrico y valore por retroceso con la solución tipo de tiocianato hasta que aparezca color rojo semejante al obtenido en la titulación de la solución tipo. Informe el volumen consumido como el promedio de dos valoraciones que no difieran en más de 0.2mL. Determine la concentración de cloruros en la muestra.

PREGUNTAS Y CALCULOS

• Complete la siguiente tabla y calcule la formalidad de la solución de nitrato de plata

AgNO3 . Adicione los cálculos respectivos.

TABLA DE DATOS

INFORMACION REQUERIDA ENSAYO 1 ENSAYO 2 Volumen de NaCl (mL) Volumen de AgNO3 consumido(mL) Concentración de la solución de NaCl (F) Formalidad del AgNO3 promedio

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• ¿Por qué la solución que se analiza mediante el método de Mohr debe tener pH neutro o cercano a la neutralidad?

• Complete la siguiente tabla y calcule la concentración de cloruros de la muestra en g/L, mediante el método de Mohr. Adiciones los cálculos respectivos.

TABLA DE DATOS

INFORMACIÓN REQUERIDA ENSAYO 1 ENSAYO 2 Volumen de AgNO3 adicionado (mL) Formalidad del Ag NO3 (promedio) Cloruros (g/L) Volumen de muestras (mL)


• Complete la siguiente tabla y calcule la formalidad de la solución de KSCN. Adiciones los cálculos respectivos.

TABLA DE DATOS

INFORMACIÓN REQUIRIDA ENSAYO1 ENSAYO 2 Volumen de AgNO3 (mL) Volumen de KSCN consumido (mL) Formalidad del AgNO3 (promedio) Formalidad del KSCN (promedio)

• ¿Por qué la solución que se analiza mediante el método de Volhard debe tener pH ácido?

• Complete la siguiente tabla y calcule la concentración de cloruros de la muestra mediante el método de Volhard

TABLA DE DATOS

INFORMACIÓN REQUERIDA ENSAYO1 ENSAYO 2 Volumen de AgNO3 adicionado (mL) Volumen de KSCN consumido (mL) Formalidad del AgNO3 (promedio) Formalidad del KSCN (promedio)

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Cloruros (g/L) (promedio)


• Aplique el t de student y la prueba F a los resultados Cl- (g/L)en la muestra , obtenidos por cada uno de los grupos mediante los métodos de Mohr y Volhard. Tome como resultados aceptados, los obtenidos mediante el método de Mohr. Haga los comentarios respectivos.

• Explique brevemente por qué en el método de Volhard el precipitado formado debe eliminarse antes de eliminar por retroceso el exceso de ion plata en la determinación de iones cloruro.

• Qué función cumple el nitrobenceno que se agrega a la solución que contiene cloruros en la determinación mediante el método de Volhard.

• Una muestra de feldespato que pesa 2g produce una mezcla de NaCl y KCl que pesa 0.2558g. Si se agregan 35ml de AgNO3 0.1F a los cloruros disueltos y el exceso de Ag+ requiere 0.92ml de solución de KSCN 0.02F para la titulación, ¿cuál es el porcentaje de potasio en la solución?

BIBLIOGRAFIA CONSULTADA

APHA, AWWA, WPCF. Métodos normalizados para el análisis de aguas potables y residuales. Ed. Díaz de Santos, S.A. Madrid. 1992. Pag 4-76-4-78 API. Recommended Practice for Analysis of Oil-Field Testing Water-Based Drilling Fluids. 1 Ed. Washigton. 1990. Pág 16. API. Recommended Practice Standard Procedure for Rield Testing Water-Based Drilling Fluids . 1 Ed. Washington. 1990. Pág 26 CRISTIAN, D. Química Analítica. 2 Ed. Limusa. Mexico. 1981 Pág 287-290. SKOOG, D y WEST, D. HOLLER F. Química Analítica. 6 Ed. Mc Graw Hill. México. 1995. Pág 227-234

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LABORATORIO DE QUÍMICA ANALÍTICA II PRACTICA° 8

ANÁLISIS CUANTITATIVO DE VITAMINA C EN BEBIDAS 1.- OBJETIVOS El alumno aprenderá a determinar la vitamina C en Diferentes bebidas comerciales. 2.- INTRODUCCION La Vitamina C o enantiómero L del ácido ascórbico, es un nutriente esencial para los mamiferos. La presencia de esta vitamina es requerida para un cierto número de reacciones metabólicas en todos los animales y plantas y es creada internamente por casi todos los organismos, siendo los humanos una notable excepción. Su deficiencia causa escorbuto en humanos de ahí el nombre de ascórbico que se le da al ácido. Es también ampliamente usado como aditivo alimentario. El farmacóforo de la vitamina C es el ion ascorbato. En organismos vivos, el ascorbato es un antioxidante, pues protege el cuerpo contra la oxidación .y es un cofactor en varias reaciones enzimáticas vitales. Los usos y requerimientos diarios de esta vitamina son origen de un debate. Las personas que consumen dietas ricas en ácido ascórbico de fuentes naturales, como frutas y vegetales son más saludables y tienen menor mortalidad y menor número de enfermedades crónicas. Sin embargo, un reciente metanalisis de 68 experimentos confiables en los que se utilizó la suplementación con vitamina C, y que involucra 232,606 individuos, concluyeron que el consumo adicional de ascorbato a través de suplementos puede no resultar beneficioso como se pensaba. 3- MATERIAL Y REACTIVOS NUM. NOMBRE DEL REACTIVO CANTIDAD

1 Ácido ascórbico anh. y puro 2 Una suspensión de almidón al 1 % 3 Una solución de yodo al 0.1 M 4 Agua destilada en pisetas

CANTIDAD DESCRIPCIÓN 3 Matraces erlenmeyer de 250 ml. 1 Bureta de 25 ml. Con llave de teflón 1 Pipeta volumétrica de 25 ml. 1 Pipeta de 10 ml. 1 Soporte 1 Pinza para bureta

http://es.wikipedia.org/wiki/Nutriente_esencial�

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Reacci%C3%B3n_metab%C3%B3lica&action=edit&redlink=1�



http://es.wikipedia.org/wiki/Escorbuto�

http://es.wikipedia.org/wiki/Aditivo_alimentario�

http://es.wikipedia.org/wiki/Farmac%C3%B3foro�

http://es.wikipedia.org/wiki/Ion�

http://es.wikipedia.org/wiki/Antioxidante�

http://es.wikipedia.org/wiki/Oxidaci%C3%B3n�

http://es.wikipedia.org/wiki/Enzima�

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4.- PROCEDIMIENTO. 2.1. Solución de almidón al 1% 2.1.1 Pesar 1g. de almidón y colocar en un vaso de pp seco de 100 ml. 2.1.2 Agregar 20 ml de agua destilada a punto de ebullición y agitar. Dejar enfriar y transvasar a un matraz aforado de 100

aforar con agua destilada. ml y

2.2

Determinación del factor de conversión

2.2.1

Pesa en balanza analítica 25 mg de vitamina C

(ác.

Ascórbico), colócala en un matraz erlenmeyer de 125 ml y

disuélvela por completo en 25 ml de agua destilada

2.2.2.- Agregar 10 gotas de suspensión de almidón al 1% 2.2.3 Llena una bureta limpia con disolución de yodo y anota el volumen inicial. 2.2.4 Añade lentamente disolución de yodo al matraz mientras lo agitas suavemente en círculos. Continúa hasta que se alcance el punto final (Cuando el primer indicio de color azul permanece durante al menos 20 segundos de agitación). Una hoja de papel blanco colocada abajo del matraz te ayudara a distinguir el color. 2.2.5 Anota el volumen final de la bureta. Calcula el volumen de disolución de yodo empleado en la titulación. 2.2.6 Calcula el número de miligramos de vitamina C que corresponde a 1 ml. de disolución de yodo. Esto se hace dividiendo 25 mg. de vitamina C entre el volumen (en mililitros) de la disolución de yodo empleada en la titulación. 2.2.7 Anota en la columna “Factor de conversión” de tu tabla de datos el valor que calculaste (El factor tiene unidades de mg de vitamina C por ml. de disolución de Yodo.) 2.3 Análisis de vitamina C en bebidas. 2.3.1 Mide 25 ml. de la bebida en un matraz erlenmeyer de 125 ml. 2.3.2 Sigue los pasos 4.1.2.2 a 4.1.2.5 . Ten en cuenta que el color de una bebida puede afectar el color del punto final. Por ejemplo, bebida roja + color azul de almidón con yodo --------- punto final púrpura. 2.3.3 Escribe el volumen de la solución de yodo que empleaste en la titulación en tu tabla de datos. Anota también el valor del factor de conversión del punto 4.1.2.7 2.3.4 Utiliza la fórmula para obtener la masa (mg) de vitamina C en la muestra. 2.3.5 Por último, ordena por número (1-5) las cinco bebidas, del nivel más alto de vitamina C (No. 1) al más bajo (No. 5) 2.3.6 Lava tus manos perfectamente antes de salir del laboratorio

3

Nota: Traer Vitamina C comprar en la farmacia 1 tableta (ac. Ascobico) Y traer muestras a analizar pueden ser jugos que contengan vitamina C, refrescos o alguna bebida que contenga vitamina C RESULTADOS CONCLUSIONES

1

Laboratorio de Química Analítica II Práctica 9

ELECTROQUIMICA 1.- OBJETIVOS El alumno aprenderá a realizar un celda electroquímica y determinara cuanto voltaje producen las reacciones redox. 2.- INTRODUCCION.

El concepto de Electroquímica implica transformaciones que requieren la presencia

de electrodos. Dos electrodos sumergidos en un electrólito y unidos externamente por un conductor metálico forman lo que se conoce como celda electroquímica. Si en la celda ocurre una reacción química que da lugar a una corriente eléctrica, se llama pila o celda galvánica. Si por el contrario, una corriente externa da lugar a una reacción química, entonces se llama celda o cuba electrolítica.

1.A.- CELDAS GALVÁNICAS.

En el estudio de la celdas galvánicas hay dos cosas a determinar, una la fuerza electromotriz de la celda, y otra la reacción responsable de tal fuerza electromotriz. Consideremos una celda Daniell. Como se indica en la figura, ésta consta de un electrodo de cinc sumergido en una disolución de ZnSO4 y otro de cobre sumergido en una disolución de CuSO4.

Pila Daniell. a) Con puente salino. b) Con tabique poroso

2.- OBJETIVO DE LA PRÁCTICA.

El objetivo de esta práctica es doble. En primer lugar, se pretende llevar a cabo un estudio comparativo del poder oxidante de distintos pares redox, a través de la construcción de pilas galvánicas preparadas a partir de distintos pares redox, o semiceldas.

2

Esto nos permitirá construir una escala de potenciales normales a partir de los datos obtenidos experimentalmente. En segundo lugar se tratará de estudiar un proceso electrolítico que nos permitirá aplicar las leyes de Faraday.

3.- MATERIAL Y PRODUCTOS.

3.1.- MATERIAL.

1 Electrodo de cobre 1 Electrodo de cinc 2 Electrodos de grafito 4 Matraces Aforados de 100 ml, con boca esmerilada y tapón de plástico 5 Vasos de Precipitado de 100 ml 1 Pipeta de 10 ml 4 Pinzas Metálicas de cocodrilo 3 Trozos de Hilo de cobre de 25 cm 1 Hoja de Papel de filtro 1 Frasco Lavador Papel de lija 1 Pie 2 Nueces 2 Pinzas 1 Bureta de 50 ml 1 Matraz de 500 ml 1 Pipeta de 5 ml 1 Trozo de cable de línea eléctrica de cobre 1 trozo de chapa de cobre de unos 12 gramos 1 Fuente de alimentación de 12 V a 4 A

3.2.- PRODUCTOS.

Sulfato de Cobre Sulfato de Cinc Iodo Ioduro Potásico Sulfato de Hierro

3

(II) Nitrato de Hierro (III) NaCl Acetona

4.- PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL.

4.1.- MONTAJE Y ESTUDIO DE DIVERSAS CELDAS GALVÁNICAS.

(A) PREPARACIÓN DE LAS DISOLUCIONES.

Para esta práctica se necesitan las siguientes disoluciones:

100 ml de disolución de CuSO4, 0.1 M 100 ml de disolución de ZnSO4, 0.1 M 100 ml de disolución de I2, 0.1 M 100 ml de disolución de KI, 0.1 M 100 ml de disolución de Fe(NO3)3, 0.1 M 100 ml de disolución de FeSO4, 0.1 M disolución de NaCl

(B) PREPARACIÓN DE LAS

SEMICELDAS. Semicelda Cu2+/Cu Una barra u hoja de Cu limpio (previamente lijado) se introduce en unos 20 ml

de disolución de CuSO4 0.1 M contenido en un vaso de precipitado de 100 ml. Semicelda Zn2+/Zn

Una barra u hoja de Zn limpio (previamente lijado) se introduce en unos 20 ml de disolución de ZnSO4 0.1 M contenido en un vaso de precipitado de 100 ml.

Semicelda I2/2I-

En un vaso de precipitado de 100 ml se introduce una mezcla de 10 ml, medidos con pipeta, de disolución de I2 0.1 M y 10 ml de disolución de KI 0.1 M. También se introduce un electrodo limpio de grafito. Semicelda Fe3+/Fe2+

En un vaso de precipitado de 100 ml se introduce una mezcla de 10 ml, medidos con pipeta, de disolución de Fe(NO3)3 0.1 M y 10 ml de disolución de FeSO4 0.1 M. También se introduce un electrodo limpio de grafito.

(C) MONTAJE DE LAS CELDAS.

4

Cada una de las celdas, o pilas, se prepara uniendo un par de semiceldas por un puente salino. El puente salino se prepara humedeciendo una tira de papel de filtro en una disolución de NaCl, e introduciendo cada extremo en una de las semiceldas. Una vez hecho esto, puede medirse la diferencia de potencial entre los dos electrodos, uniendo estos mediante un hilo conductor que estará conectado a un voltímetro.

(D) ESTUDIO DE LAS CELDAS

Se montan las siguientes celdas, midiendo su diferencia de potencial, con el voltímetro, y anotando el resultado (téngase cuidado con el signo):

1.- Semicelda Zn2+/Zn con semicelda Cu2+/Cu 2.- Semicelda I2/2I- con semicelda Cu2+/Cu 3.- Semicelda Zn2+/Zn con semicelda I2/2I-

4.- Construir un sistema como el de la figura para medir el potencial de la semicelda Zn2+/Zn respecto de I2/2I-, referenciadas ambas al electrodo Cu2+/Cu.

5

5.- Semicelda I2/2I- con semicelda Fe3+/Fe2+

6.- Semicelda Fe3+/Fe2+ con semicelda Cu2+/Cu 7.- Construir un sistema similar al de (4) para medir el potencial de la semicelda de

Fe3+/Fe2+ respecto a la de I2/2I-, referenciadas ambas al electrodo Cu2+/Cu 4.2.- ELECTRÓLISIS DE UNA DISOLUCIÓN DE ÁCIDO SULFÚRICO.

Preparar 500 ml de disolución de ácido sulfúrico 0.1 M. Viértase esta disolución en un vaso de 1000 ml. Disponer una bureta invertida con su extremo bien sumergido en la disolución. Introducir un trozo de cable de hilo de línea de cobre, con unos 8 cm de metal expuesto, por el extremo sumergido de la bureta, cuidando que no quede ningún trozo de Cu expuesto que no esté dentro de la misma. Este cable actuará como cátodo en el proceso de la electrólisis.

Tomar un trozo de chapa de Cu de unos 12 g que actuará como ánodo y

pesarlo exactamente en la balanza (son necesarias al menos 3 cifras decimales). A continuación, sumergirlo en la disolución de ácido sulfúrico.

Con la fuente de corriente apagada, conectar el borne positivo al ánodo, y el negativo al cátodo, cuidando que las pinzas que sirven para efectuar la conexión no estén en contacto con el líquido. Succionar a través de la llave de la bureta y enrasarla. Anótese la lectura inicial.

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Conectar la fuente eléctrica anotando la hora de comienzo del experimento.Comenzará a

observarse un desprendimiento de burbujas en el cátodo, y progresivamente, la disolución tomará

2

un tono celeste propio de la especie Cu(H 2O)6 . Al cabo de cierto tiempo, entre 5 y 10 min., la bureta se habrá llenado de gas. Detener

el experimento desconectando la fuente, anotando el tiempo transcurrido desde su inicio. Determinar exactamente el volumen de gas recogido. Anotar igualmente la presión atmosférica y la temperatura de la disolución. Dicho volumen de gas debe corregirse teniendo en cuenta la presión de vapor de agua sobre la disolución de ácido sulfúrico 0.1 M.

Desconectar el trozo de chapa de cobre que ha actuado como ánodo, enjuagarlo con acetona y pesarlo. Determinar la pérdida de peso que experimentó durante la electrólisis.

Formular las semireacciones que han tenido lugar en cada electrodo y la reacción global asociada al proceso de electrólisis. Determinar la intensidad media de la corriente a lo largo de este proceso.

1


ARBOL DE PLATA – REACCION OXIDO REDUCCION

1. OBJETIVO.

El alumno el experimento llamado “árbol de plata”, por cristalización de la plata sobre cobre y analizará todas las reacciones redox presentes

2. INTRODUCCION. Desde la época caldea existió una asociación entre los planetas y los metales, y la luna se

asoció a la plata, por su color y brillo, y así se representó (véase Simbología Química 1, en

la sección de Didáctica de la Física y Química de esta web). Esta asociación fue

desarrollada por los neoplatónicos, y la escuela de Alejandría, y así se considera en toda la

obra alquímica. La asociación mitológica de la diosa Diana con la Luna1

Desde el siglo XVI, era muy conocido, sin que pueda atribuirse su paternidad a nadie. Hay múltiples recetas para su obtención. La primera referencia científica, es del alquimista italiano Juan Bautista Porta, a finales del siglo XVI. Sin embargo, ya en el siglo XV aparece un manuscrito de Eck von Sulzbach en el que se describe un experimento entre el azogue y la piedra infernal

[1] , hizo que la

plata a su vez lo hiciera con la diosa Diana. Por eso el metal plata se adjudicó a la diosa

Diana, y por eso la aparición de un precipitado de plata, en forma arborescente, fue

denominado “árbol de Diana” y en la obra alquímica era el “Arbor Dianae” o “Arbor

Philosophorum”)

2 [2] . En 1614, Ángelo Sala, habla de los “crystalli Dianae”3

Nicolás Lemery, en 1683, da una receta de obtención disolviendo una “onza de plata pura en acqua fortis, diluyendo con 20 onzas de agua, y agregando dos onzas de mercurio” Cien años después el holandés Homberg, da una receta en la que justifica el árbol de Diana como una amalgama con plata. Por fin Marggraf, lo publica en 1749, en una Memoria de la Academia de Berlin. Primero explica como se puede producir luna córnea (cloruro de plata), después explica: “Se disuelve la luna córnea en amoniaco, y se mezclan

[3] , que se podían obtener a partir de la piedra infernal (nitrato de plata) y mercurio.

2

seis partes de mercurio con una parte de luna córnea, se deja reposar y al día siguiente se encuentra un bello árbol de Diana, que no es mas que una amalgama de plata”.

Este es el árbol de Diana original, que se divulgó a través del sistema de obtención de plata por el método de amalgamación, usado en México ya en 1557, por el sevillano Bartolomé de Medina4 [4] .

Después de este árbol, el que actualmente se toma como árbol de Diana, es el que se forma con el cobre. Los dos árboles son completamente distintos como se verá a través de la parte experimental en la química a la gota.

3. MARCO TEORICO

El proceso químico que tiene lugar es una reacción redox. En el caso del arbor Dianae original es el siguiente:

REDUCC: 2AgNO3 + 2e- = 2Ag + 2NO3-

OXIDAC: 2Hg -2e- = Hg2 2+

_______________________________________

2AgNO3 + 2Hg = Hg2(NO3)2

MATERIALES

+ 2Ag


REACTIVOS

Vaso de precipitados

Bureta

Matraz aforado 250 ml

AgNO3 al 1%

alambre de cobre o una moneda de cobre

agua destilada

5. PROCEDIMIENTO Se toma una moneda de cobre de 1cm de diámetro ó un alambre de cobre y se

baña con una disolución de nitrato de plata diluida. Si la concentración de

nitrato de plata es superior al 1%, el proceso de formación se realiza

rápidamente y solo al final se produce el óxido de cobre(I).

3

6. RESULTADOS

Las fotografías que se muestran tienen un intervalo de 15 minutos, y el tiempo total

no alcanza las dos horas.

7. CONCLUSIONES 8. BIBLIOGRAFIA





1


DETERMINACION DE CONTENIDO DE CLORO ACTIVO POR OXIDO-REDUCCION.

1. OBJETIVO. Determinar el contenido de cloro activo en desinfectantes

comerciales aplicando volumetrías de oxido-reducción. 2. MARCO TEORICO. Los desinfectantes comerciales tienen en su composición hipoclorito de sodio NaOCl

en medio ácido el hipoclorito desprende cloro libre, activo o naciente: OCl + 2H + Cl ----------- Cl2 + H2O Si el desinfectante se trata en medio acido con yoduro potásico, el cloro activo oxida

a los iones yoduro: Cl + 2I ---------------- 2Cl + I2 Ambos procesos pueden ser representados por una ecuación global: OCl + Cl + 2I ------------------- I2 + 2Cl + H2O La cantidad de Iodo que se desprende es equivalente a la cantidad de hipoclorito de

sodio que contiene la muestra y es valorado con una solución estándar de tiosulfato de sodio utilizando almidón soluble como indicador del punto final.

2Na2S2O3 + I2 --------------- 2NaI + Na2S4O

3. REACTIVOS Y MATERIALES

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MATERIALES REACTIVOS 1 Bureta de 25 ml Yoduro de potasio sólido grado reactivo 1 probeta de 25 ml Acido acético glacial 1 matraz aforado de 250 ml Almidón 10 % 2 vidrios de reloj Tiosulfato de sodio estándar 0.1 N 2 matraz erlenmeyer de 250 ml 100 ml de CLORO COMERCIAL * Pinzas para bureta • El cloro comercial lo deberá de

traer el equipo 1 Soporte universal 1 pizeta para agua destilada 1 pipeta de 10 ml y propipeta 1 Espátulas Balanza electrónica

2

4. PROCEDIMIENTO:

4.1 Determinación del hipoclorito de sodio:

Tomar 25 ml del cloro desinfectante comercial y diluya con agua destilada hasta el aforo en un matraz aforado de 250 ml. Tome una alícuota de 25 ml en un matraz erlenmeyer de 250 ml, añada 1 g de KI y 5 ml de acido acético glacial. Titule con solución estándar de tiosulfato de sodio 0.1 N hasta la aparición de un amarillo pálido, a continuación agregue 2 gotas de indicador de almidón y continúe la valoración hasta que la solución se decolore. Anote el volumen gastado y calcule el % de hipoclorito de sodio en la muestra.

4.2 Calculos: % p/v NaCl = (g NaOCl )/(ml muestra) x 100 4.3 RESULTADOS: El alumno deberá de presentar los resultados obtenidos

5. PREGUNTAS 1. Defina que es volumetría de oxido-reducción 2. Presente las reacciones químicas balanceadas por el método de Ion-electrón

para la determinación del hipoclorito 3. ¿Porqué el indicador de almidón se agrega al final de la valoración? 4. Una muestra de 5 g de blanqueador de uso comercial es analizada con el fin

de determinar el contenido de cloro activo. Primeramente la muestra pesada es tratada con agua destilada hasta lograr su disolución. Una vez disuelta, el licor obtenido se diluye con agua destilada en un matraz aforado de 500 ml. De esta solución se toma una alícuota de 25 ml en un matraz de 250 ml a la que se agregan 1 g de KI y 5 ml de acido acético glacial. Luego se titula con solución estándar de Tiosulfato de Sodio 0.1 N hasta la aparición de un amarillo palido, a continuación se agregan 2 ml de indicador de almidón y se continua la valoración hasta que la solución se decolora, gastando un volumen de tiosulfato de sodio de 6 ml. Presente todas las reacciones químicas balanceadas que tienen lugar durante la determinación y calcule el % de cloro libre en la muestra expresado como % CaCl(OCl).

6. CONCLUSION el alumno deberá de incluir la conclusión de la practica realizada conforme a los resultados obtenidos 7.BIBLIOGRAFIA. El alumno deberá de incluir la bibliografía utilizada para el reporte de la práctica, mínimo 3 referencias bibliográficas.

1


PRÁCTICA Nº 12

DETERMINACIÓN DE Fe(II) EN UN PREPARADO FARMACÉUTICO MEDIANTE VALORACIÓN POTENCIOMÉTRICA CON KMnO

1. OBJETIVO. Aplicar los conceptos de electroquímica para realizar la valoración potenciométrica de Fierro en un preparado comercial

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2. INTRODUCCION.

En una valoración potenciométrica el punto final se detecta determinando el volumen en el cual ocurre un cambio de potencial relativamente grande cuando se adiciona el agente valorante.

Este método instrumental se puede utilizar para todas las reacciones adecuadas

para los propósitos volumétricos: ácido-base, rédox, precipitación y formación de complejos. Se selecciona un electrodo indicador adecuado y con un electrodo de referencia (de calomelanos o de Ag/AgCl) se completa la celda electroquímica, siendo su potencial:

Ecelda = EInd. - ERef.

El EInd. contiene la información que se requiere sobre la concentración de analito. Para determinar el punto final se pueden utilizar varios métodos. El más directo es

el de la gráfica E vs. V, en la cual el punto medio de la porción ascendente de la curva se considera como el punto final. Otros métodos que pueden utilizarse son los que usan la representación de la primera derivada (∆E/ ∆V) vs. Vmedio y en este caso el máximo de la curva corresponde al punto final; y el que utiliza la representación de la segunda derivada (∆2E/ ∆V2) vs. Vmedio

, en la que el corte con el eje de abcisas determina el punto final.

2

3. MATERIALES Y REACTIVOS - Disolución de KMnO4

- Disolución de H 0’02 N de factor conocido (PM = 158 g/mol).

2SO4

- Disolución de H

1:4.

3PO4

al 85%

Material e instrumentación necesarios

- Vaso de precipitados de 250 ml.

- Bureta de 50 ml.

- Matraz aforado de 100 ml

- Pipeta de 10 ml.

- Potenciométro.

- Electrodo de Pt .

- Electrodo de Ag/ClAg.

- Agitador magnético.

4. PROCEDIMIENTO 4.1 Preparación de la muestra Se toma una pastilla de FERO-GRADUMET y se pulveriza en un mortero de vidrio. A continuación, el polvo obtenido se trasvasa a un matraz aforado de 100 ml arrastrandolo con un poco de agua destilada, se añaden 5 ml de de la disolución de H2SO4 1:4 y se enrasa con agua destilada. [Según indica el fabricante cada pastilla contiene 525 mg de FeSO4

4.2 Procedimiento operatorio

, lo que equivale a 105 mg de Fe(II)].

En un vaso de precipitados de 250 ml, introducir 10 ml de la disolución de muestra

problema preparada anteriormente, añadir 5 ml de la disolución de H2SO4 1:4, 2 ml de H3PO4 al 85% y diluir posteriormente con agua hasta 200 ml. Llenar la bureta con la disolución de KMnO4 0’02 N e instalarla de modo que el pico toque la disolución a valorar. Introducir los electrodos de Pt y Ag/ClAg en el vaso de modo que no se rocen con la varilla agitadora. Añadir desde la bureta sucesivas porciones de 1 o 0’5 ml (según corresponda) y tras un breve tiempo de agitación leer el valor de E (mV). En las proximidades del punto de equivalencia añadir porciones de 0.2 ml y continuar la adición hasta rebasar el punto de equivalencia y llegar a un volumen final de agente valorante de 20 ml.

3

5. RESULTADOS: 1.- Representar gráficamente sobre papel milimetrado a) E(mV) vs. V (ml) b) Primera derivada: (∆E/ ∆V) vs. Vmedio 2.- Deducir de las gráficas el contenido de Fe(II) en la pastilla de FERO-GRADUMET y comparar con el valor especificado por el fabricante. 6. CONCLUSIONES 7. BIBLIOGRAFIA.

(ml)





1


PRÁCTICA Nº 13

“DETERMINACIÓN DE CONTENIDO DE AGUA OXIGENADA

POR OXIDO REDUCCIÓN”

1. OBJETIVOS

El objetivo de esta práctica será la determinación del contenido de agua oxigenada de una disolución, por valoración con permanganato potásico.

2. INTRODUCCION

El agua oxigenada o peróxido de hidrógeno H2O2

H

, es un compuesto que se utiliza como decolorante - blanqueante, en procesos como el teñido del cabello de rubio, blanqueador de papel,.... El agua oxigenada puede experimentar fundamentalmente tres procesos:

a) Se descompone fácilmente:

2O2 H2O + ½ O

H

2

La concentración de la botella se suele expresar en volúmenes y el número de volúmenes equivale al número de litros de oxígeno que desprende un litro de agua oxigenada cuando se descompone. Por ej. 10 volúmenes equivalen a un 3 %.

b) Se reduce frente a reductores, del siguiente modo:

2O2 + 2 H+ + 2e- 2 H2

H

O

c) Se oxida frente a oxidantes como el permanganato, del siguiente modo:

2O2 - 2e- O2 + 2 H+

En este último proceso que es el que se emplea en la práctica, el agua oxigenada actúa de agente reductor oxidándose en el transcurso de la operación, mientras el permanganato que actúa de agente oxidante experimenta un proceso de reducción.

2


- Erlenmeyer de 250 ml - Pipetas (de 10 y 25 ml) - Bureta de 25 ml - Disolución valorada de permanganato potásico 0,1 N

- Ácido sulfúrico 3 M: preparar a partir de Acido Sulfúrico 96% diluyendo convenientemente (tener la precaución de añadir el ácido sulfúrico sobre el agua, nunca a la inversa, ya que se producirían salpicaduras muy corrosivas)

- Agua oxigenada

4. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Se colocan en un Erlenmeyer 25 ml de la disolución a estudiar sobre los que se añaden 10 ml de ácido sulfúrico 3 M. Se llena la bureta con la disolución valorada de permanganato y se procede a la valoración, hasta observar la aparición de un tinte rosa-violeta débil permanente y se mide el volumen de permanganato consumido. Se repite la operación y se elabora el cuadro de resultados.

5. Resultados

Volumen de agua oxigenada: Normalidad del KMnO4: Volúmenes de KMnO4 gastado: 1ª ......... 2ª ........ MEDIA ........ Normalidad del Agua oxigenada: g/l de agua oxigenada: Volúmenes (l de O2 que desprende 1 l) del agua oxigenada:

1


PRÁCTICA Nº14

ESPECTROFOTOMETRIA

OBJETIVO:

o Examinar las curvas espectrales de absorción del permanganato de potasio y del dicromato de potasio. Obetener la longitud de onda de maxima absorción. Adquirir habilidad en el manejo del aparato.

INTRODUCCIÓN: Al pasar un haz de luz a través de una solución se produce un fenomeno de absorción parcial. Ciertas longitudes de onda quedan detenidas por el medio; otras logran atravesarlo y se observa un color determinado. La relacion entre la energia radiante transmitida y la incidente es una constante a la que se llama transmitancia definida por: T=P/Po Al logaritmo en base 10, del reciproco de la transmitancia T, se le llama absorbancia(A). A=log 1/T A=-log T

Es importante señalar que todas las sustancias tienen la capacidad de absorber energía radiante.

Incluso el vidrio, que se caracteriza por ser absolutamente transparente, tiene en su haber la

capacidad de absorción de las longitudes de ondas que forman parte de todo el amplio espectro visible. El agua, por su parte, es la encargada de la absorción fuerte en toda la región infrarroja.

En cuanto a esa energía radiante que mencionamos, la misma no puede producir ningún

efecto sin antes ser absorbida. Esto se produce cuando la luz atraviesa de par en par una

sustancia específica y cuando parte de la energía se absorbe por entero. Además, la absorción es

un proceso que va a requerir de una serie de factores para que se produzca de manera adecuada.

Por ejemplo, la absorción de las radiaciones ultravioletas – sobre las cuales haremos

referencia posteriormente – como de las visibles y también las infrarrojas van a requerir de una

estructura especial de las moléculas, es decir, van a estar siempre en un completo estado de

dependencia de las mismas. Esto también es algo propio de las sustancias de índole química. Por

otro lado, el color que poseen las sustancias se relaciona directamente con la labor de éstas. Es

decir, las sustancias se encargan del proceso de absorción de las longitudes de onda de luz blanca

que, además, va a incidir sobre ellas. Por esta razón, nuestros ojos solo podrán observar aquellas

longitudes de onda que no hayan sido previamente absorbidas.

2

En définitiva, la espectrofotometría visible se ocupa de las medidas de las cantidades relativas de la luz que se absorbe para una muestra particular, siempre en función de una longitud de onda. Por estas razones mencionadas, todos los componentes de la solución van a tener un patrón de absorción de luz determinado. Por otra parte, la identidad y la concentración de todos los componentes que se encuentran disueltos en la muestra (también conocida como solución incógnita) podrán ser determinadas una vez que se haya comparado la longitud de onda y la intensidad máxima de absorción de la luz de la muestra con todas esas soluciones consideradas como estándares. La espectrofotometría visible consiste, entonces, en una técnica que se basa en la capacidad para absorber una serie de moléculas para determinadas radiaciones

o Espectrofotometro

. Material:

o Balanza analitica o Matraces de aforacion o Vaso precipitado o Pipeta o Probeta

Reactivos:

o Permanganato de potasio(KMnO4) 5*10-4M. calcular la cantidad necesaria para un litro. Disolver en 500ml de agua destilada, agregar 15ml de acido sulfurico concentrado, mezclar y aforar a un litro.

o Dicromato de potasio(Kr2Cr2O7) 5*10-4M. proceder la misma forma que el permanganato.

PROCEDIMIENTO:

1. se determina la absorbancia de una solucion de permanganato de potasio 5*10-4M en un rango de 400-600nm, de longitud de onda en el espectrofotometro designado. Luego se determina la absorbancia en intervalos mas cortos de longitud de onda(de 20 en 20) donde los cambios estructurales sean evidentes.

2. se repite lo anterior, pero usando la solucion de dicromato de potasio 5*10-4M .

Manual quimica analitica

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