Guia de Analisis Quimico

MANUAL DE PRÁCTICAS Análisis químico cualitativo y cuantitativo

UNED.

Dept. Enginyeria química M. Dolores Alvarez Nuria Garrido

Análisis cualitativo y cuantitativo UNED

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INDICE 0. INTRODUCCIÓN. ...........................................................................................................................1

0.1 INFORME DE LABORATORIO Y CUESTIONES PREVIAS...................................................................1 0.2 NORMAS BÁSICAS A SEGUIR DENTRO DEL LABORATORIO. ..........................................................1

1. SOLUCIONES QUE ESTARÁN HECHAS EN EL LABORATORIO.......................................3

2. ANÁLISIS CUALITATIVO INORGÁNICO. ...............................................................................4 2.1 INTRODUCCIÓN. .........................................................................................................................4 2.2 DISOLUCIÓN/ DISGREGACIÓN. ....................................................................................................4 2.3 DISPOSICIÓN DE LOS RESIDUOS QUE GENERA ESTA PRÁCTICA. ...................................................4 2.4 CUESTIONES...............................................................................................................................5

2.4.1 Cationes................................................................................................................................5 2.4.2 Aniones .................................................................................................................................5

3. DETERMINACIÓN DE CARBONATOS Y BICARBONATOS ................................................6 3.1 INTRODUCCIÓN Y FUNDAMENTO TEÓRICO..................................................................................6 3.2 MÉTODO EXPERIMENTAL. ..........................................................................................................6 3.3 DISPOSICIÓN DE LOS RESIDUOS QUE GENERA ESTA PRÁCTICA....................................................7 3.4 CUESTIONES...............................................................................................................................7 3.5 BIBLIOGRAFÍA............................................................................................................................7

4. DETERMINACIÓN DE CLORUROS POR EL MÉTODO DE MOHR....................................8 4.1 INTRODUCCIÓN Y FUNDAMENTO TEÓRICO..................................................................................8 4.2 MÉTODO EXPERIMENTAL ...........................................................................................................8

4.2.1 Realización del blanco .........................................................................................................8 4.2.2 Estandarización de la solución de AgNO3 0.1N...................................................................9 4.2.3 Determinación del contenido de cloruros del agua de abastecimiento público...................9

4.3 DISPOSICIÓN DE LOS RESIDUOS QUE GENERA ESTA PRÁCTICA....................................................9 4.4 CUESTIONES...............................................................................................................................9 4.5 BIBLIOGRAFÍA............................................................................................................................9

5. DETERMINACIÓN DE LA DUREZA DEL AGUA ..................................................................10 5.1 INTRODUCCIÓN Y FUNDAMENTO TEÓRICO................................................................................10 5.2 MÉTODO EXPERIMENTAL. ........................................................................................................10 5.3 DISPOSICIÓN DE LOS RESIDUOS QUE GENERA ESTA PRÁCTICA..................................................11 5.4 CUESTIONES A PRESENTAR JUNTO CON EL INFORME.................................................................11 5.5 BIBLIOGRAFÍA..........................................................................................................................11

6. DETERMINACIÓN DEL CONTENIDO DE HIPOCLORITO SÓDICO EN UNA LEJIA COMERCIAL...........................................................................................................................................12

6.1 INTRODUCCIÓN Y FUNDAMENTO TEÓRICO................................................................................12 6.2 MÉTODO EXPERIMENTAL. ........................................................................................................12

6.2.1 Normalización del tiosulfato. .............................................................................................12 6.2.2 Determinación del contenido de hipoclorito ......................................................................13

6.3 DISPOSICIÓN DE LOS RESIDUOS QUE GENERA ESTA PRÁCTICA..................................................13 6.4 CUESTIONES.............................................................................................................................13 6.5 BIBLIOGRAFIA..........................................................................................................................13

7. DETERMINACIÓN DE LA OXIDABILIDAD DEL AGUA.....................................................14 7.1 INTRODUCCIÓN Y FUNDAMENTO TEÓRICO................................................................................14 7.2 MÉTODO EXPERIMENTAL .........................................................................................................14

7.2.1 Normalización del permanganato potásico........................................................................14 7.2.2 Oxidabilidad del agua. .......................................................................................................14 7.2.3 Resultados ..........................................................................................................................14


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7.3 DISPOSICIÓN DE LOS RESIDUOS QUE GENERA ESTA PRÁCTICA..................................................15 7.4 CUESTIONES.............................................................................................................................15 7.5 BIBLIOGRAFÍA..........................................................................................................................15

8. DETERMINACIÓN GRAVIMÉTRICA DE NIQUEL EN UNA ALEACIÓN........................16 8.1 INTRODUCCIÓN Y FUNDAMENTO TEÓRICO................................................................................16 8.2 OBJETIVOS ...............................................................................................................................17 8.3 MÉTODO EXPERIMENTAL. ........................................................................................................17

8.3.1 Disolución de la muestra....................................................................................................17 8.3.2 Eliminación de interferencias.............................................................................................17 8.3.3 Precipitación homogénea. ..................................................................................................17 8.3.4 Tara del gresol filtrante......................................................................................................18 8.3.5 Filtrado y lavado. ...............................................................................................................18 8.3.6 Secado y pesado. ................................................................................................................18

8.4 DISPOSICIÓN DE LOS RESIDUOS QUE GENERA ESTA PRÁCTICA..................................................18 8.5 CUESTIONES.............................................................................................................................18 8.6 BIBLIOGRAFÍA..........................................................................................................................19

9. DETRMINACIÓN GRAVIMÉTRICA DE CALCIO.................................................................20 9.1 INTRODUCCIÓN Y FUNDAMENTO TEÓRICO................................................................................20 9.2 MÉTODO EXPERIMENTAL .........................................................................................................20 9.3 DISPOSICIÓN DE LOS RESIDUOS QUE GENERA LA PRÁCTICA ......................................................21 9.4 CUESTIONES.............................................................................................................................21 9.5 BIBLIOGRAFÍA..........................................................................................................................21

10. ANEJO I. EJEMPLO DE INFORME A PRESENTAR DE LA PRÁCTICA DE ANÁLISIS CUALITATIVO INORGÁNICO ...........................................................................................................22

11. ANEJO II. MODELO DEL ESQUEMA OPERATIVO DE LAS PRACTICAS QUE DEBERÁ FIGURAR EN EL DIARIO DE LABORATORIO PARA CADA UNA DE LAS PRÁCTICAS A REALIZAR...................................................................................................................26

12. ANEJO III. IDENTIFICACIÓN DE LOS ANIONES: BROMUROS, BROMATOS, FOSFATOS, SULFITOS, CLORUROS, SULFATOS Y NITRATOS................................................29

13. ANEJO IV. CATIONES Y ANIONES OBJETO DE ESTUDIO ..........................................31


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0. INTRODUCCIÓN. La lectura previa y atenta de estas prácticas ha de permitir al alumno ir al laboratorio con una idea clara de cual es el objetivo del experimento que realizará y de porqué se utiliza un determinado procedimiento; solo así el trabajo de laboratorio será comprensible e interesante. Durante dicha lectura pueden surgir dudas que el alumno ha de resolver antes de empezar el trabajo en el laboratorio, bien mediante búsqueda bibliográfica bien consultando al profesor. Así pues hay un tiempo previo a la entrada en el laboratorio, que el alumno ha de dedicar a la comprensión y preparación de la práctica que realizará, esto incluye cálculos previos en aquellas prácticas que lo requieran. En cada práctica se incluye un apartado de “Cuestiones” que el alumno tendrá que entregar al profesor junto con el informe de laboratorio

0.1 Informe de laboratorio y cuestiones previas. Es obligatorio llevar un diario de prácticas (individual) que se sellará al finalizar cada sesión de prácticas. En ella se anotarán el esquema operativo de cada práctica (ver anejo), todas las observaciones realizadas, así como todos los cálculos necesarios para la realización de la práctica. En el anverso de la libreta se realizarán los informes de prácticas. Una semana después de finalizar las prácticas de laboratorio, se entregará al profesor la libreta con los informes para que la evalúe. El informe de prácticas debe tener los siguientes apartados - Objetivo de la práctica. (Breve) - Cálculos previos necesarios para la realización de la práctica. - Datos obtenidos experimentalmente, preferentemente tabulados. - Reacciones, cálculos finales y resultados. - Si procede:

- Gráficas - En caso de tratarse de rectas, ajuste de los puntos por mínimos cuadrados,

ecuación de la recta y coeficiente de regresión.

- Observaciones, si se cree necesario.

0.2 Normas básicas a seguir dentro del laboratorio. El alumno ha de traer al laboratorio:


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- Gafas protectoras (deberán utilizarse desde la entrada hasta la salida del laboratorio) - Una espátula - Papel de pH - Trapo - Un cronómetro - Una lupa Dentro de un laboratorio: - Las prácticas empiezan a una hora determinada, cualquier retraso (mayor de 5 min.)

implicará la no - realización de la práctica por tanto un 0 en la misma. - Las prácticas se realizarán de acuerdo con el planing establecido. La no asistencia al

laboratorio en el día y hora designado supondrá la no realización de la práctica y como consecuencia un 0 en la calificación. No existe la posibilidad de recuperación.

- Es obligatorio el uso de la bata para poder acceder al laboratorio (no estará permitida la entrada en el laboratorio a aquellas personas que no la lleven).

- Es obligado llevar el pelo largo recogido - No está permitido FUMAR, BEBER ni COMER - No tocar con las manos, ni oler, ni probar, los productos químicos - Está totalmente prohibido la realización de cualquier experimento que no esté

autorizado por el profesor. - Un laboratorio es un lugar de trabajo, por tanto se deberá mantener un ambiente

adecuado. - No trabajar separado de la mesa - En las mesas de trabajo, se tendrá únicamente el material mínimo necesario para la

práctica. - El material utilizado ha de lavarse con agua y jabón, tanto por dentro como por

fuera. Se revisará al finalizar cada práctica. - Las mesas de trabajo, son parte del material utilizado y deben limpiarse al finalizar

cada sesión de prácticas (también se revisarán). - Una vez terminada la práctica se recogerá y guardará tanto el material como los

productos empleados, una vez hayan sido revisados por el profesor.

El cumplimiento de estas normas es indispensable para el buen funcionamiento del laboratorio, cualquier irregularidad por parte del alumno puede ser la causa de expulsión del laboratorio. (y por tanto un 0 en dicha/s práctica/s).


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1. Soluciones que estarán hechas en el laboratorio En el laboratorio estarán hechos los siguientes reactivos: - Todos los reactivos necesarios para la realización de la práctica 1. Análisis

cualitativo - Ácido Clorhídrico 2M - Hidróxido Sódico 2M - Ácido Etilen diamin Tetracético. EDTA 0.02 N - Tampón pH 10 - Na2S2O3 0.1 N - Almidón - KMnO4 0.1 N - Àcido oxàlico 0.1 N - NH3 2M El resto de reactivos se prepararán en el momento de realizar la práctica o por dilución de los anteriores si es posible.


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2. ANÁLISIS CUALITATIVO INORGÁNICO. (Duración de la práctica 5 sesiones)

2.1 Introducción. La química analítica estudia la identificación de los componentes de una sustancia (análisis cualitativo) y la proporción de los mismos (análisis cuantitativo). Con frecuencia, el alumno cae en el error de infravalorar el análisis cualitativo frente al análisis cuantitativo, pero muchas veces el primero ha de preceder al segundo. La mayor parte de los problemas analíticos que la naturaleza o la industria plantean al químico son sólidos. Por eso, el esquema general de un análisis cualitativo completo abarca las siguientes etapas: - Toma preparación y examen de la muestra sólida. - Ensayos previos sobre el sólido. - Disolución y/o disgregación - Identificación de cationes y aniones - Expresión de los resultados. Todas estas etapas están recogidas en “ANALISIS CUALITATIVO INORGÁNICO, sin el empleo de ácido sulfhídrico” de Siro Arrivas Jimeno. Libro que es IMPRESCINDIBLE para la realización de estas prácticas. Con estas prácticas se pretende que el alumno se familiarice con este tipo de análisis. Para ello el profesor proporcionará a cada estudiante una muestra de la que tendrá que determinar la presencia o ausencia de determinados cationes y aniones.

2.2 Disolución/ disgregación. Se entiende por DISOLUCIÓN la acción de un líquido, generalmente polar (agua, ácidos, álcalis) sobre un sólido, mientras que la DISGREGACIÓN implica un conjunto de procesos en los que, mediante la fusión del problema con determinados sólidos a temperaturas elevadas, o por la acción de determinados gases o ácidos fuertes, también generalmente a temperaturas altas, se consigue la solubilización de la sustancia problema o la transformación de ésta en otra fácilmente soluble. Es decir, que la disgregación constituye un proceso al que se someten aquellas sustancias insolubles en los disolventes ordinarios para transformarlas en solubles en los mismos. Una vez la muestra está disuelta nos serviremos de la marcha analítica de Cationes y de aniones para determinar los componentes de ésta.

2.3 Disposición de los residuos que genera esta práctica.


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Todos los residuos que generan esta práctica, debido a su baja concentración (disoluciones diluidas acuosas) y baja toxicidad, pueden ser vertidos por el desagüe.

2.4 Cuestiones

2.4.1 Cationes 1. Realiza un esquema de la marcha analítica de cationes y escribe las reacciones de los cationes hallados en la muestra con cada uno de los reactivos generales y de identificación utilizados. Presentar informe según anejo.

2.4.2 Aniones 1. Durante la realización de los ensayos previos se han descartado una serie de aniones. Indicar el motivo. Presentar informe según anejo. 2. Escribe las reacciones de identificación de los aniones hallados. Presentar informe según anejo.


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3. DETERMINACIÓN DE CARBONATOS Y BICARBONATOS (Duración de la práctica 1 sesión)

3.1 Introducción y fundamento teórico El análisis de mezclas de carbonatos y bicarbonatos requiere de dos titulaciones, ambas requerirán ácido clorhídrico como agente valorante pero con un indicador de viraje alcalino (como la fenolftaleïna), y otra con un indicador de viraje ácido (como el anaranjado de metilo) Así por ejemplo, si la muestra sólo contuviera carbonatos:

AMF VV21

=

donde VF sería el volumen de ácido clorhídrico utilizado hasta viraje de la fenolftaleïna, y VAM sería el volumen total de ácido clorhídrico utilizado hasta viraje del anaranjado de metilo. Si por el contrario, la muestra sólo contiene bicarbonatos:

0=FV

0>AMV Si la muestra contuviera carbonatos y bicarbonatos:

AMF VV21

<

En este caso el punto final de la primera valoración , aquella que utiliza fenolftaleïna como indicador, nos dará el contenido de carbonatos presentes en la muestra, mientras que el punto final de la segunda, aquella que utiliza anaranjado de metilo como indicador, nos dará el contenido de bicarbonatos que estaban presentes desde un inicio en la muestra, más los que proviene de la neutralización de los carbonatos presentes en ella.

3.2 Método experimental. Para realizar la práctica es necesario saber la concentración de ácido clorhídrico que mas tarde se utilizará en la valoración de la muestra. Para ello estandarizaremos una alícuota de la solución de HCl 0.1 N (esta operación se realizará como mínimo tres veces) con NaOH, esta última se habrá estandarizado previamente con ácido oxálico (como mínimo tres veces).


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El profesor proporcionará al alumno una muestra sólida que puede contener bicarbonatos y carbonatos, se pesará una cantidad adecuada de muestra para que, suponiendo que la muestra está formada únicamente por bicarbonatos, se consuma en su valoración unos 15 ml de HCl 0.1 N. Esta cantidad pesada se disolverá en agua, se añadirá unas gotas de indicador fenolftaleïna y se titulará con HCl 0.1 N hasta viraje del indicador. A continuación se añadirá a la solución unas gotas de anaranjado de metilo y se continuará la valoración hasta viraje del mismo. Estas operaciones se realizarán como poco tres veces. Se calculará el % de carbonatos y el de bicarbonatos.

3.3 Disposición de los residuos que genera esta práctica. Todos los residuos que generan esta práctica, debido a su baja concentración y baja toxicidad, se pueden verter por el desagüe. Si sobra algún reactivo consultar con el profesor, su disposición adecuada.

3.4 Cuestiones 1. Buscar en la bibliografía el intervalo de viraje de la fenolftaleïna y de anaranjado de metilo. ¿ Por qué se utilizan estos indicadores para determinar el punto final de cada una de las valoraciones?, ¿se podrían utilizar otros indicadores ácido base, cuáles?. Razona las respuestas.

3.5 Bibliografía. -Skoog/West/Holler. Química Analítica. Mc Graw Hill.


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4. DETERMINACIÓN DE CLORUROS POR EL MÉTODO DE MOHR.

(Duración de la práctica 1 sesión)

4.1 Introducción y fundamento teórico. Uno de los métodos más usados para la determinación de cloruros presentes en una solución, es el llamado método de Mohr. Esta determinación de cloruros es un método volumétrico basado en una precipitación, (volumetrías de precipitación) se sirve de una sal de plata (AgNO3) para determinar la concentración de cloruros presentes, usando cromato potásico como indicador del punto de equivalencia. Cl- + Ag+ AgCl (s) (blanco) Cuando se ha precipitado todo el haluro, comienza a precipitar el ión cromato con la plata. K2CrO4 + 2 Ag 2 K+ + Ag2CrO4 (s) (Rojo) Esta solubilidad por fases de los compuestos de la plata se basa en la distinta solubilidad de los mismos. Esta precipitación debe hacerse en medio neutro o débilmente alcalino (pH 7.5 – 10) ya que, en medio ácido disminuye la solubilidad del indicador, y en medio excesivamente alcalino, precipita el hidróxido de plata antes que el cromato de plata.

4.2 Método experimental Se determinará la cantidad de cloruros presentes en el agua de abastecimiento público, mediante una valoración de precipitación con plata. Para ello es necesario estandarizar previamente la solución de nitrato de plata 0.1 N.

4.2.1 Realización del blanco Se hará una titulación blanco de una suspensión de carbonato de calcio exenta de cloruros. Se colocará una punta de espátula de carbonato de calcio en un erlenmeyer de 50 ml, se añadirá un poco de agua destilada, se comprobará el pH de la misma, si el pH no estuviera entre 7 y 10 se añadirá bicabonarto de sodio hasta pH deseado, se le añadirán 5 gotas de indicador y se valorará la solución con la solución de plata. El volumen de AgNO3 consumido se restará del volumen de plata consumido en la valoración del agua de abastecimiento y al volumen de plata consumido en la estandarización del nitrato de plata.


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4.2.2 Estandarización de la solución de AgNO3 0.1N Se estandariza frente a NaCl. Se pesarán en la balanza analítica una cantidad de NaCl adecuada para que, suponiendo que la solución de AgNO3 es 0.1 N, se consuma en su valoración al menos media bureta. Se disolverá el NaCl pesado con un poco de agua se comprobará que el pH esté en los límites adecuados, se añadirá unas 5 gotas de indicador, se valorará con la solución de plata y se determinará la concentración de ésta. Esta operación se repetirá al menos tres veces.

4.2.3 Determinación del contenido de cloruros del agua de abastecimiento público

El agua de abastecimiento público tiene alrededor de unos 300 ppm de cloruros, para determinar exactamente esta cantidad se cogerá un volumen de agua adecuado para que, suponiendo que la solución de AgNO3 es 0.1 N, se consuma en su valoración al menos media bureta, se comprobará el pH de la misma, si el pH no estuviera entre 7 y 10 se añadirá bicarbonato de sodio hasta pH deseado, se añadirán unas 5 gotas de indicador y se procederá a su valoración con plata. Esta operación se realizará al menos tres veces. Se calculará el contenido de cloruros en el agua.

4.3 Disposición de los residuos que genera esta práctica. Todos los residuos que generan esta práctica, debido a su alta concentración de metales, se segregaran y dispondrán en un bidón señalizado “Disoluciones acuosas metálicas”. Si sobra algún reactivo consultar con el profesor, su disposición adecuada.

4.4 Cuestiones 1. ¿Qué es una titulación blanco y por qué se realiza en este caso? 2. Reacciones que tienen lugar durante la estandarización de AgNO3 y cálculo de la

concentración. 3. ¿Qué indicador se utiliza y cual es su coloración inicial y final? 4. En la determinación se producen dos precipitados: el AgCl y el Ag2CrO4. ¿Cuál de

los dos precipita primero y por qué?. ¿Cuáles son las reacciones de precipitación? 5. ¿Por qué se realiza el ensayo a pH entre 7 y 10? 6. Si en lugar de utilizar K2CrO4 al 10%, utilizasemos cromato de una concentración

distinta, ¿cambiaría le volumen de solución de plata que necesitaríamos para precipitar los cloruros?

4.5 Bibliografía Skoog / West / Holler. Química Analítica. Mc Graw Hill


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5. DETERMINACIÓN DE LA DUREZA DEL AGUA (Duración de la práctica 1 sesión)

5.1 Introducción y fundamento teórico. La dureza de un agua es debida a la presencia de calcio y magnesio en ésta. Para determinar la dureza se realiza una valoración complexiométrica con la sal del ácido etilen-diaminotetracetico (EDTA) que es un típico reactivo quelatante, y utilizando como indicador Negro de Eriocromo T (NET)

Sus constantes de acidez: pK1=1.99 pK2= 2.67 pK3= 6.16 pK4= 10.26 Calcio y magnesio reaccionan con EDTA a un pH tamponado de 10 formando los siguientes complejos: Ca2+ + HY3- CaY2- + H+ Mg2+ + HY3- MgY2- + H+ La estabilidad del complejo de calcio es mayor que la del magnesio. Por otro lado el NET forma un complejo de color vino con el magnesio, mucho más estable que con el calcio. Existen muchas maneras de expresar la dureza de un agua, pero una de las más utilizadas consiste en dar el contenido de calcio y magnesio como ppm de CaCO3.

5.2 Método experimental. Tomar 100 ml de la muestra a analizar. Añadir 5 ml de la solución tampón pH 10 y unas gotas de indicador NET. Valorar la solución con EDTA 0.02 N hasta viraje del indicador de rojo a azul. Calcula la dureza del agua analizada expresada en ppm de CaCO3.


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5.4 Cuestiones a presentar junto con el informe 1. Busca en algún libro que es un grado hidrométrico francés y uno alemán 1. Expresar la dureza hallada en grados hidrométricos franceses y alemanes. 2. ¿Por qué se realiza el ensayo a pH 10? 3. ¿Qué catión reacciona antes con el EDTA?. Razona la respuesta en base a

constantes de formación? 4. Describe brevemente el método hidrotrimétrico para la determinación de la dureza

5.5 Bibliografía Skoog/West/Holler. Química Analítica. Mc Graw Hill


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6. DETERMINACIÓN DEL CONTENIDO DE HIPOCLORITO SÓDICO EN UNA LEJIA COMERCIAL.

(Duración de la práctica 1 sesión)

6.1 Introducción y fundamento teórico. El hipoclorito es un anión extremadamente oxidante, hasta el punto que libera yodo de los yoduros en medio alcalino. ClO- + 2I- + 2H+ Cl- + I2 + H2O Las disoluciones comerciales suelen contener un 8 y un 15 % de hipoclorito, mientras que las que se utilizan comúnmente contienen menos de un 5%. El método analítico en el que se basa la determinación de hipoclorito se denomina yodometria. Ésta consiste en tratar al hipoclorito con un exceso de yoduro potásico, formándose yodo y, este yodo se determina mediante retroceso con una solución patrón de tiosulfato sódico, utilizando almidón como indicador. 2 S2O3

2- +I2 S4O62- + 2I-

La disolución de tiosulfato sódico se normaliza frente a yodato potásico como se explica en el método experimental. IO3

- + 5I- + 6H+ 3I2 + 3 H2O 2 S2O3

2- +I2 S4O62- + 2I-

6.2 Método experimental.

6.2.1 Normalización del tiosulfato. Se pesa en un vidrio reloj una cantidad exacta de yodato potásico tal que suponiendo que el tiosulfato sea 0.1 N se consuman unos 15 ml del mismo. Se transfiere cuantitativamente, el yodato pesado, a un erlenmeyer, se acidula con 2 o 3 ml de ácido sulfúrico concentrado (hasta pH ácido) y se añade yoduro potásico en exceso hasta desaparición del precipitado. Esta solución se valora con la disolución de tiosulfato que tendremos en la bureta, cuando la disolución que hay en el erlenmeyer adquiera una coloración amarilla muy clara, se añade 1 o 2 ml de almidón (indicador de punto final), entonces la disolución adquiere un color azul fuerte, se sigue adicionando tiosulfato hasta cambio de color a blanco o incoloro. Esta operación se repetirá como mínimo tres veces.


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Calcular la normalidad del tiosulfato.

6.2.2 Determinación del contenido de hipoclorito Realizar una disolución 10/100 de la muestra a analizar (lejía comercial) y tomar 25 ml de la disolución. Se acidula con ácido sulfúrico concentrado (hasta pH ácido), se añade yoduro potásico en exceso hasta desaparición del precipitado. Se realiza la valoración con tiosulfato exactamente igual que en el apartado anterior. Calcular los g/l de cloro activo en la muestra.


6.4 Cuestiones 1. Define que se entiende por cloro activo. 2. Escribir las reacciones y semireacciones de reducción y oxidación que tienen lugar

durante la estandarización del tiosulfato. 3. Escribir las reacciones y semireacciones de reducción y oxidación que tienen lugar

durante la valoración del hipoclorito. 4. ¿ Por qué se acidula? 5. Durante la valoración del tiosulfato y durante la valoración del hipoclorito al añadir

KI, se forma un precipitado que desaparece al añadir exceso de KI. ¿ Qué es ese precipitado? ¿ Por qué se disuelve al añadir exceso de KI?

6. ¿Por qué se adiciona el almidón cerca del punto de equivalencia?

6.5 Bibliografia - Skoog/West/Holler. Química Analítica. Mc Graw Hill - Bermejo martinez, Fco. Tratado de Química Analítica Cuantitativa. Seminario

Santiago Compostela - Vogel, Arthur. Química Analítica Cuantitativa. Dapesluz.


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7. DETERMINACIÓN DE LA OXIDABILIDAD DEL AGUA (Duración de la práctica 1 sesión)

7.1 Introducción y fundamento teórico Las materias orgánicas y algunas sustancias presentes en el agua se pueden oxidar con permanganato potásico en caliente o en frío. Según la acidez del medio y la temperatura, la oxidación es más o menos enérgica. Este test convencional permite apreciar el contenido de materias orgánicas al mismo tiempo que otras sustancias reductoras.

7.2 Método experimental

7.2.1 Normalización del permanganato potásico. Se tomará un volumen de ácido oxálico 0.01 N tal que, suponiendo que el permanganato es 0.01 N se gasten 15 mI de permanganato para su valoración. Se transferirá dicho volumen a un erlenmeyer y se acidulará con ácido sulfúrico concentrado. Se calienta la solución y se empieza la valoración (en caliente) con permanganato. El permanganato debe añadirse en un principio muy despacio ya que tarda en decolorarse, tal como va transcurriendo la valoración, la decoloración es mucho más rápida y podemos añadir el valorante más rápidamente. El punto final viene indicado porque al añadir una gota más de permanganato, este ya no se decolora. Esta operación se repetirá tres veces como mínimo.

7.2.2 Oxidabilidad del agua. Medir 100 mI de agua a analizar, (el alumno puede traer la muestra de agua si lo desea), introducirla en un erlenmeyer de 250 mI, y añadir 5 mI de ácido sulfúrico concentrado, comprobar el pH del medio. Hervir durante 5 minutos para eliminar los sulfuros y nitritos. Seguidamente se introducen 10 mI de permanganato potásico O. O 1 N, se mantiene la ebullición durante 10 minutos y transcurrido ese tiempo se añaden 10 mI de ácido oxálico 0.01 N y se mantiene en caliente hasta total decoloración. Se valorará el exceso de oxálico con permanganato potásico 0.01 N hasta que éste no se decolore. Esta operación se repetirá tres veces como mínimo.

7.2.3 Resultados


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Tabular los siguientes resultados: - Equivalentes de permanganato añadidos al agua - Equivalentes de oxálico añadidos al agua - Equivalentes de oxálico que no han reaccionado con el permanganato. - Equivalentes de permanganato que han reaccionado con las sustancias presentes en el agua. (a) \ - Oxidabilidad del agua expresada en mg 02/1. teniendo en cuenta que: mg 02/1 = a x 8000/ V de muestra en litros


7.4 Cuestiones 1. Escribir las reacciones y semireacciones que tienen lugar tanto en la estandarización

del permanganato, como en la determinación de la oxidabilidad del agua. 2. ¿ Por qué se acidula el medio tanto en el apartado 1 como en el 2? 3. ¿ Qué indicador de punto final redox utilizas en estas valoraciones? ¿ Se podría

utilizar otro indicador? Razona la respuesta.

7.5 Bibliografía - Skoog/West/Holler. Química Analítica. Mc Graw Hill - Bermejo martinez, Fco. Tratado de Química Analítica Cuantitativa. Seminario



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8. DETERMINACIÓN GRAVIMÉTRICA DE NIQUEL EN UNA ALEACIÓN

(Duración de la práctica 1 sesión y media)

8.1 Introducción y fundamento teórico. Es frecuente que un químico tenga que determinar la cantidad de una sustancia que está en disolución. Un camino utilizado tradicionalmente para hacerlo es añadir otra sustancia que reaccione con la primera formando un producto insoluble. El precipitado que se forma se separa de la fase acuosa, se seca y se pesa. El peso del precipitado obtenido y su composición permiten conocer la cantidad de soluto en la muestra original. Dicha precipitación ha de ser cuantitativa, por tanto es importante la elección de un agente precipitante y unas condiciones adecuadas. Para ello es necesario considerar: - Para que la precipitación sea cuantitativa es necesario que la cantidad de sustancia

que queda en disolución sea negligible. pKs - pH - Tamaño de partículas - Mecanismos para aumentar el tamaño de las partículas La determinación de Ni en una aleación se basa en la precipitación cuantitativa de Ni2+ empleando dimetilglioxina como reactivo precipitante. El contenido de Niquel se determinará a partir del peso del precipitado obtenido, por tanto es una determinación gravimétrica .


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8.2 Objetivos El objetivo de esta práctica es que el alumno sepa determinar mediante método gravimétrico la concentración de Ni existente en una aleación. El alumno ha de saber, antes de empezar la práctica, el significado de conceptos como: - Método gravimétrico - Producto de solubilidad: pKs. - Agente precipitante - Precipitación cuantitativa. Para realizar esta práctica, es necesario que el alumno traiga una aleación.

8.3 Método experimental. Se procederá como sigue:

8.3.1 Disolución de la muestra. Se desengrasará la aleacióncon alcohol o cloroformo. Una vez seca se pesará en la balanza analítica. Se introducirá en un vaso de precipitados de 50 ml al que se le añadirán 10 ml de HNO3 concentrado ( Vitrina y poco a poco). Tapar el vaso con un vidrio reloj y calentar suavemente, si es necesario, hasta disolución total. Si llegado un determinado momento no hay evolución de vapores nitrosos y aún queda sólido por disolver, añadir 5 ml más de HNO3 concentrado. Cuando se haya disuelto totalmente evaporar hasta desaparición de vapores nitrosos. Una vez fría, trasladar cuantitativamente la solución a un matraz aforado de 250 ml y enrasar.

8.3.2 Eliminación de interferencias. Pipetear 10 ml de la disolución anterior a un vaso de precipitados de 400 ml y añadir agua destilada hasta aproximadamente la mitad del volumen total del vaso. Añadir 4-5 g de ácido tartárico y agitar hasta disolución. Adicionar NH3 2M hasta que el pH este entre 8-9 (papel de pH). Si se forma un precipitado o la solución no es clara, se añade mas ácido tartárico hasta que quede transparente, si se mantiene el precipitado se filtra. Acidificar con HCl 2M hasta reacción ligeramente ácida.

8.3.3 Precipitación homogénea. Traslada el baso de precipitados a un baño de agua termostatizado a 60-80 ºC. Añade 75 ml de la solución de DMG (solución alcohólica al 1%). Poco a poco y con agitación añade NH3 2M hasta pH 8-9. Añadir 1 ml mas de la solución de DMG, comprobando que no se forma más precipitado. Agitar fuertemente y dejar la solución en el baño de agua durante 1/2 hora. Transcurrido este tiempo que puedes dedicar a responder las preguntas que se te plantean más adelante, deja enfriar la solución.


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8.3.4 Tara del gresol filtrante. Pesa en la balanza analítica un crisol filtrante limpio y seco (colocar en la estufa a 100 ºC si es necesario y una vez seco guárdalo en un desecador antes de tararlo y hasta que lo utilices).

8.3.5 Filtrado y lavado. Filtra por succión según las especificaciones del profesor, es crítico que recojas todo el precipitado utilizando el flascón lavador y una varilla de vidrio. Comprueba que el pH del filtrado está entre 8-9 y añade unas gotas de DMG para comprobar si la precipitación ha sido cuantitativa, en caso de que aparezca mas precipitado volver a filtrar. Lava el precipitado con agua fría.

8.3.6 Secado y pesado. Lleva el crisol a la estufa. Comprobando que está a 110 ºC. (Aquí es fácil confundir tu crisol con el de un compañero, toma precauciones). Una hora después sácalo y pásalo a un desecador donde se enfriará sin absorber humedad del ambiente. Una vez frío pésalo y anota el peso. Vuelve a colocar el crisol en la estufa 15 minutos, y repite la operación anterior anotando el peso. Si la diferencia entre los dos pesos es mayor de 1 mg repite el proceso hasta peso constante. Una vez pesado se sumergirá el crisol en agua regia ( HCl:HNO3 3:1), calentando en la vitrina hasta que esté limpio.

8.4 Disposición de los residuos que genera esta práctica. Todos los residuos que generan esta práctica, debido a su baja concentración (disoluciones diluidas acuosas) y baja toxicidad, pueden ser vertidos por el desagüe., a excepción de la solución nítrica de la aleaciónque se dispondrá en un bidón señalizado “Disoluciones acuosas metálicas”. Si sobra algún reactivo consultar con el profesor, su disposición adecuada.

8.5 Cuestiones 1. Define brevemente:

- Método gravimétrico - Producto de solubilidad: pKs. - Agente precipitante - Precipitación cuantitativa.

2. ¿Qué es una precipitación homogénea? 3. Cálculos para la preparación de los reactivos necesarios para realizar la práctica.


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4. Realiza los cálculos pertinentes para hallar el % de Ni en la moneda.

5. ¿Por qué se añade ácido tartárico? (apartado 2 del procedimiento)

6. Al añadir la DMG no se forma precipitado. Al añadir el NH3 sí. ¿Cuál es el reactivo precipitante? Razona la respuesta.( apartado 3)

7. ¿Seria lo mismo añadir NaOH en lugar de NH3? ¿Por qué? (apartado3)

8. ¿Para ir deprisa podría añadir el NH3 de una sola vez? ¿ Por qué no lo hacemos

así? (apartado 3)

9. ¿ Por qué dejamos la solución con el sólido formado a 60-80 ºC durante 1/2 hora?(apartado 3)

10. ¿ Por qué lavamos el precipitado?¿ Qué pasaría si laváramos con agua caliente?

(apartado5)




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9. DETRMINACIÓN GRAVIMÉTRICA DE CALCIO

9.1 Introducción y fundamento teórico Es frecuente que un químico tenga que detenninar la cantidad de una sustancia que está en disolución. Un camino utilizado tradicionalmente para hacerlo es añadir otra sustancia que reaccione con la primera formando un producto insoluble. El precipitado que se forma se separa de la fase acuosa, se seca y .se pesa. El peso del precipitado obtenido y su composición permiten conocer la cantidad de soluto en la muestra original. Dicha precipitación ha de ser cuantitativa, por tanto es importante la elección de un agente precipitante y unas condiciones adecuadas. Para ello es necesario considerar: - Para que la precipitación sea cuantitativa es necesario es necesario definir un grado de cuantitividad, en general se considera suficiente el 99.9 %. - pH - Tamaño de partículas - Mecanismos para aumentar el tamaño de las partículas Al alcalinizar con amoníaco, por encima de pH 4, una solución ácida de una sal de calcio y ácido oxálico, se produce la precipitación del calcio en forma de oxalato monohidratado, que es un polvo blanco, fino y poco soluble en agua fría, pero algo soluble en agua caliente.

9.2 Método experimental Pesar aproximadamente, pero con precisión unos, 0.5 g de muestra que proporcionará el profesor y colocarla en un vaso de precipitados de 250 mI, añadir 10 mI de agua y 10 mI de ácido clorhídrico concentrado hasta disolución. Diluir ahora hasta unos 100 mI con agua destilada y calentar hasta ebullición. A continuación y agitando continuamente, se añaden 50 mI de una disolución reciente de oxalato de amonio al 6% (P/v). Añadir dos gotas de rojo de metilo y a continuación amoniaco diluido (1:3) gota a gota, hasta que el indicador vire al amarillo (pH 4.5 a 5.5) más unas gotas en exceso. Digerir el precipitado en caliente durante 30 minutos y dejar enfriar a temperatura ambiente. Una vez frío, se filtra con un filtro de papel sin cenizas por gravedad, lavando el precipitado y los restos de éste que pudieran haber quedado en el vaso, con porciones de unos 30 mI de oxalato amonico 0.25 %. Se coloca el filtro que contiene el precipitado dentro de un crisol de porcelana previamente tarado, se calienta a la llama y se calcina a una temperatura de 500 °C durante 1 h. Se enfría el crisol y su contenido en un desecador y se pesa. Calcular el % de calcio presente en la muestra teniendo en cuenta que el precipitado es


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carbonato de calcio.

9.3 Disposición de los residuos que genera la práctica Todos los residuos que generan esta práctica, debido a su baja concentración y baja toxicidad, se pueden verter por el desagüe. Si sobra algún reactivo consultar con el profesor, su disposición adecuada.

9.4 Cuestiones 1. Escribe todas las reacciones que tienen lugar durante la precipitación del calcio y durante su calcinación. 2. ¿Por qué lavamos el precipitado con oxalato amónico? ¿ Podría lavarse con agua caliente? 3. ¿ Con qué fin se utiliza el desecador? 4. ¿ Por qué se incinera el filtro con el precipitado a la llama de un Bunsen antes de calcinarlo a 500 o C? 4. ¿ Qué volumen de CO, a una temperatura y presión determinadas, podría obtenerse

a partir de 0.8000 g de oxalato cálcico monohidratado por calefacción a 500 °C?




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10. Anejo I. Ejemplo de informe a presentar de la práctica de análisis cualitativo inorgánico

PRÀCTICA ANÀLISIS QUALITATIU DE CATIONS. EXEMPLE DE INFORME A PRESENTAR. Suposem una mostra de cations en la que sols s’han trobat Fe3+ i Ni2+ . En l’informe s’han de fer constar les reaccions d’aquests dos cations amb els reactius generals de la marxa, així com les reaccions dels dos cations amb el reactius específics d’identificació. Així per exemple: Mostra Nº:……… Na2CO3.

Fins alcalinitat Precipitat Solució Grup 1 Fe(OH)3 Bru; 2Fe3+ + 3CO3

2- 2 Fe(OH)3 + 3 CO2 NiCO3 Verd Poma; Ni2+ + CO3

2- NICO3 HNO3. Conc. Fins sequedat. (NH4)NO3 + HNO3 No apareix Precipitat Solució Grup 3 i Següents. Per tant no hi ha cap catió del Grup 2. HCl 2N No Apareix Precipitat Solució Grup 4 i Següents Per tant no hi ha cap catió del Grup 3 (NH4)2SO4 No Apareix Precipitat Solució Grup 5 i Següents Per tant no hi ha cap catió del Grup 4 NH3 . Conc. Precipitat Grup 5 Solució Grup 6 Fe(OH)3 Bru. Ni (NH3)4

2+. Blau Clar Fe3+ + 3 NH3 + 3 H2O Fe(OH)3 + 3 NH4

+ Ni2+ + 4 NH3 Ni (NH3)42+.

Reaccions de identificació dels catió Fe3+ - Grup 5 es dissol en HCl: Fe (OH)3 + n Cl- (FeCln)3-n


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- Reacció d’identificació: a) 4 Fe3+ + 3 Fe(CN)6

4- (Fe(CN)6) 3 Blau Prussia b) 4 Fe3+ + 6 SCN - Fe(SCN)6

3- Vermell Intens Reaccions de identificació del catió Ni2+ O OH Ni2+ + 2 NH3 + 2 CH3-C=NOH CH3-C=N N=C-CH3 CH3-C=NOH Ni

CH3-C=N N=C-CH3

OH O


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PRÀCTICA ANÀLISIS QUALITATIU DE ANIONS. EXEMPLE D’INFORME A PRESENTAR. Suposem una mostra d’anions en la que sols s’han trobat Iodur i Sulfats . En l’informe s’ha de fer constar els motius per els quals s’ha descartat la presencia de determinats anions a la mostra, així com les reaccions dels anions presents a la mostra, amb els diferents reactius dels assaigs previs en els que s’ha observat alguna cosa. També cal escriure les reaccions dels anions presents amb els reactius específics d’identificació. Així per exemple: Per tal de explicar els motius per els quals un determinat anió s’ha descartat, es pot fer en forma de taula, tal com es mostra a continuació:

ANIÓ MOTIU DE L’ELIMINACIÓ IO3

- No hi ha oxidants a la mostra ….. …..

Després de descartar la presencia d’alguns anions cal especificar els anions dels que se sospita la seva presencia:

ANIONS QUE NO S’HAN POGUT DESCARTAR I- SO4

2- ……

Reaccions dels anions presents amb els reactius dels assaigs previs a) Prova anions reductors: S’observa la desaparició de la coloració violeta característica del permanganat, degut a la formació de Mn2+, sota l’acció dels iodurs presents. 10 I- + 16 H+ + 2 MnO4

- 5 I2 + 2 Mn2+ + 8 H2O b) Assaig amb acetat de Bari i Calci S’observa la formació d’un precipitat blanc (BaSO4) insoluble en àcid acètic i en àcid clorhídric. Ba2+ + SO4

2- BaSO4 (s) BaSO4(s) + CH3COOH BaSO4(s) + CH3COOH. Persistència del precipitat. BaSO4(s) + HCl BaSO4(s) + HCl. Persistència del precipitat. c) Assaig amb nitrat de plata S’observa l’aparició d’un precipitat groc (AgI) insoluble en àcid Nítric i en amoníac, però soluble en presencia de cianurs. Ag+ + I- AgI (s)


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AgI (s) + HNO3 AgI (s) + HNO3 . Persistència del precipitat. AgI (s) + NH3 AgI (s) + NH3 . Persistència del precipitat. AgI (s) + CN- Ag(CN)n

1-n + I-. Redisolució del precipitat Reaccions d’identificació dels anions a) Identificació del Iodur: Al tractar-lo amb nitrit en medi àcid, formació de iode, extraible amb cloroform: 2 I- + 2 NO2

- + 4H+ I2 + 2 NO+ 2 H2O b) Identificació del Sulfat: Ba2+ + SO4

2- BaSO4(s) Precipitat blanc, insoluble en HCl. BaSO4(s) + HCl BaSO4(s) + HCl . Persistència del precipitat.


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11. Anejo II. Modelo del esquema operativo de las practicas que deberá figurar en el diario de laboratorio para cada una de las prácticas a realizar.

La no preparación del esquema de la práctica a realizar supondrá la no realización de la misma y por tanto su no evaluación. EJEMPLO: DETERMINACIÓN GRAVIMÉTRICA DE NIQUEL EN UNA ALEACIÓN 1.- Desgrasar la muestra con alcohol o cloroformo 2.-Secar y pesar la muestra 3.- Colocar la muestra en un v.ppdo. de 50 ml. 4.- Añadir lentamente 10 ml de HNO3 conc. Hacerlo en la vitrina 5.- Tapar el vaso de ppdo. Con un vidrio de reloj y calentar suavemente hasta disolución de la muestra y desaparición de los vapores nitrosos. 6.- Si queda muestra sin disolver añadir 5 ml de HNO3 y operar como en 5. 7.- Evaporar hasta desaparición de los vapores nitrosos. 8.- Enfriar y trasladar cuantitativamente la solución a un matraz aforado de 250 ml y enrasar. 9.- Pipetear 1º ml de la solución del matraz aforado y colocarlos en un v. Ppdo de 400ml 10.- Añadir agua destilada hasta unos 200 ml aprox. 11.- Añadir 4-5 g de ácido tartárico y agitar hasta su disolución.


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12.- Adicionar NH3 2M hasta pH 8-9, Mirar con papel de pH 13.- Si se forma precipitado o la solución no es clara se añade mas ácido tartárico hasta que quede transparente. Si se mantiene el precipitado se filtra 14.- Acidificar hasta reacción ligeramente ácido con HCl 2M (comprobar con papel de pH) 15.- Colocar el vaso de ppdo. En el baño maria a 60-80ºC 16.- Añadir 75 ml de DMG (solución alcohólica al 1%) 17.- Añadir poco a poco y agitando NH3 2M hasta pH 8-9 18.- Añadir 1 ml de DMG y comprobar si no se forma ppdo. 19.- Agitar fuertemente y dejar la solución en el baño maria durante ½ hora. 20.- Lavar el crisol y secarlo en la estufa a 100ºC 21.- Una vez seco dejarlo enfriar en el desecador. Una vez frío pesarlo y guardarlo en el desecador 22.- Filtrar la solución a presión reducida. 23.- Comprobar el pH del filtrado. Comprobar si la precipitación ha sido completa añadiendo unas gotas de DMG. 24.- Si aparece ppdo. Añadir más DMG y filtrar. 25.- Lavar el ppdo con agua destilada fría.


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26.- Secar el crisol en la estufa a 110ºC 27.- Pasada 1 hora sacar el crisol de la estufa. Enfriar en el desecador y pesar 28.- Colocar el crisol en la estufa durante 15 min. 29.- Sacar el crisol de la estufa. Enfriar en el desecador y pesar. 30.- Repetir el 28 hasta peso constante (diferencia entre dos pesadas consecutivas menor de 0.1 mg). 31.- Lavar el crisol sumergiéndolo en un vaso de ppdo con agua regia (HCl/HNO3 3/1) 32.- Lavar el crisol con abundante agua.


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12. Anejo III. Identificación de los aniones: Bromuros, Bromatos, Fosfatos, Sulfitos, Cloruros, Sulfatos y Nitratos.

BROMUROS: En un tubo de ensayo, se coloca 1 ml de muestra y 2 gotas de permanganato 2 N. Por otro lado se toma un trozo de papel de filtro sobre el que se coloca una gota de Fluoresceína. En el tubo de ensayo se añaden 5 gotas de ácido sulfúrico 2 N, y se tapa el tubo con el papel de filtro rápidamente, y sujetándolo con unas pinzas se pone a calentar en un baño de agua. Si hay bromuros el papel se torna rosa. BROMATOS En un tubo de ensayo, se coloca 1 ml de muestra y una punta de espátula de Zn. Por otro lado se toma un trozo de papel de filtro sobre el que se coloca una gota de Fluoresceína. En el tubo de ensayo se añaden 5 gotas de ácido sulfúrico 2 N, y se tapa el tubo con el papel de filtro rápidamente, y sujetándolo con unas pinzas se pone a calentar en un baño de agua. Si hay bromatos el papel se torna rosa. FOSFATOS En un tubo de ensayo, se coloca 1 ml de muestra, se añaden 5-10 gotas de Molibdato amónico y 2 gotas de SnCl2 en glicerina. Si la solución se trona azul es señal que existen fosfatos. SULFITOS En un tubo de ensayo se colocan 5 gotas de verde de malaquita y se añaden 5 gotas de muestra. La decoloración del verde de malaquita indica la presencia de sulfitos. CLORUROS En un tubo de ensayo, se coloca 1 ml de muestra, y se añade Nitrato de plata. La aparición de un precipitado blanco, soluble en amoniaco concentrado indica la presencia de cloruros.


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SULFATOS En un tubo de ensayo, se coloca 1 ml de muestra, y se añade Cloruro de bario. La aparición de un precipitado blanco, insoluble en ácido nítrico concentrado indica la presencia de sulfatos. NITRATOS En una placa de toque se coloca, una punta de espátula de brucina y 2 gotas de ácido sulfúrico concentrado mezclando con la ayuda de una varilla. A continuación se añade una gota de muestra. La aparición de una coloración roja, indica nitratos.


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13. Anejo IV. Cationes y aniones objeto de estudio CATIONES Plata (I) Hierro (III) Plomo (II) Hierro (II) Mercurio (II) Cromo (III) Mercurio (III) Cromo (VI) Bismuto (III) Níquel (II) Cobre (II) Cobalto (II) Cadmio (II) Zinc (II) Arsénico (III) Calcio (II) Arsénico (V) Estroncio (II) Estaño (II) Bario (II) Estaño (IV) Magnesio (II) ANIONES Arsenito Ferricianuro Arseniato Cianuro Cromato Tiocianato Fluoruro Cloruro Oxalato Bromuro Fosfato Yoduro Yodato Nitrito Sulfato Nitrato Sulfito Clorato Sulfuro Bromato Ferrocianuro Tiosulfato

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