MÉTODOS CUANTITATIVOS APLICADOS - … Didactico/MANUELAES... · Determinación del producto de solubilidad de un precipitado por espectrofotometría diferencial. Identificación

INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL UNIDAD PROFESIONAL INTERDISCIPLINARIA

DE BIOTECNOLOGÍA

MANUAL PARA LABORATORIO DE

MÉTODOS CUANTITATIVOS

APLICADOS

INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL

SECRETARÍA ACADÉMICA

DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN SUPERIOR

UNIDAD DE APRENDIZAJE: Métodos Cuantitativos Aplicados HOJA: 10 DE 11 RELACIÓN DE PRÁCTICAS

PRÁC-

TICA No.

NOMBRE DE LA PRÁCTICA

UNIDADES

TEMÁTICAS

DURACIÓN

LUGAR DE REALIZACIÓN

1

2

3

4

5 6 7

8

9

10

11

12

Normas de seguridad y uso correcto del material de vidrio, reactivos y equipo. Introducción al manejo de gráficas, relación de unidades, elaboración de informes, etc. Preparación y uso de disoluciones patrón ácido-base. Preparación y uso de disoluciones patrón oxidorreductoras. Preparación y uso de disoluciones patrón complejométricas. Preparación y uso de disoluciones patrón para precipitación. Valoraciones conductimétricas. Valoraciones potenciométricas. Análisis cualitativo y cuantitativo de compuestos orgánicos por cromatografía líquida de alta resolución. Análisis cualitativo y cuantitativo de uno y multicomponentes de compuestos orgánicos e inorgánicos por espectrofotometría visible. Determinación de la constante de acidez de un indicador colorido por espectrofotometría visible. Determinación del producto de solubilidad de un precipitado por espectrofotometría diferencial. Identificación de grupos funcionales por espectrofotometría de infrarrojo. Determinación de metales pesados en aguas residuales por espectrometría de absorción atómica.

I, II II II II

III III IV

V

V

V

V

V

6.0

3.0

3.0

6.0

3.0 3.0 6.0

6.0

3.0

3.0

3.0

9.0

Todas las prácticas se realizarán en el Laboratorio de Fisicoquímica.

EVALUACIÓN Y ACREDITACIÓN: La parte experimental se evaluará de la siguiente manera: en cada práctica se presentará un examen escrito (3%) que consistirá en preguntas relacionadas con el tema de la práctica a realizar, se presentará el cuaderno de notas de laboratorio con las búsquedas de información (3%) que solicite el protocolo de la práctica, un diagrama de bloques (3%) del desarrollo experimental a realizar y con los resultados experimentales (3%) obtenidos al llevar a cabo la práctica. En un seminario (6%), con la guía del profesor, se analizarán y discutirán los resultados experimentales de un bloque de prácticas determinado y se presentará un examen escrito (6%) con preguntas que abarcan el bloque de prácticas analizadas en cada seminario. Se presentará un informe (6%) por escrito de los resultados experimentales para cada práctica realizada.

Métodos Cuantitativos Aplicados Manual de Prácticas de Laboratorio(2010)

1

PRÁCTICA No. 1 PREPARACIÓN Y USO DE DISOLUCIONES PATRÓN ÁCIDO-BASE.

1. OBJETIVOS

1.1. El alumno preparará soluciones patrón ácido-base de HCl, ácido acético, amoniaco y NaOH 0.1 N.

1.2. El alumno realizará la estandarización de las soluciones ácido-base preparadas anteriormente.

1.3. El alumno practicará las diferentes formas para preparar un patrón primario a utilizarse en la estandarización de soluciones ácido-base.

2. INTRODUCCIÓN

La preparación y estandarización de soluciones son dos técnicas importantes en el análisis químico. Una disolución es una mezcla homogénea de un soluto y un solvente. El soluto es la sustancia que se encuentra en menor proporción, mientras que el solvente es aquel que está en mayor proporción. Existen soluciones sólidas, líquidas y gaseosas; algunos ejemplos de éstas son el aire limpio (mezcla de nitrógeno y oxígeno), agua endulzada y algunas aleaciones de latón (cobre y zinc). La forma de expresar la concentración para las soluciones es: molaridad (M), normalidad (N), formalidad (F), ppm, molalidad (m), soluciones porcentuales, etc. En Química Analítica es común utilizar soluciones molares y normales. Una vez que las soluciones son preparadas se debe conocer con exactitud la concentración del soluto respecto a la cantidad de disolvente, a éste proceso se le llama estandarización y para ello se utilizan sustancias llamadas patrones primarios y secundarios. Es importante estandarizar las soluciones preparadas porque sólo así pueden ser utilizadas en el análisis cuantitativo. 2.1 Sustancias ácido-base

En Química Analítica son de gran interés aquellos electrolitos cuyos iones provocan que la disolución sea ácida ó básica. Los iones que dan origen al comportamiento ácido son los protones y los iones hidróxido provocan el comportamiento alcalino. Por lo tanto, ácido es un electrolito que en disolución acuosa cede un protón y genera una base conjugada:

HA ⇄ H+ + A-

ácido base conjugada

Una base es una especie química que acepta un protón y genera un ácido conjugado:

B + H+ ⇄ HB

base ácido conjugado

De acuerdo con la capacidad que tenga un ácido para ceder protones al medio se le denomina fuerte o débil. Si el ácido está disociado más del 90% ó cede sus protones con suma facilidad al medio, se dice que es fuerte y si se disocia en un porcentaje ínfimo se


2

dice que es débil. Este mismo criterio se utiliza para una base pero la misma cede hidróxidos al medio. Para estandarizar sustancias ácidas se emplean patrones primarios alcalinos y para estandarizar sustancias básicas es necesario emplear patrones primarios ácidos. Una vez que las sustancias ácidas o básicas se han comparado con un patrón primario se les puede usar como patrones secundarios, por ejemplo NaOH, HCl, H2SO4, EDTA, etc.

Tabla 1. Principales patrones primarios para valoraciones ácido-base1

Patrones primarios ácidos Patrones primarios básicos Ftalato ácido de potasio Tris-hidroximetilaminometano Yodato ácido de potasio Óxido mercúrico

Ácido sulfamílico Carbonato de sodio Sal doble de ácido sulfosalicílico Bórax

2.1.1 Indicadores ácido-base La estandarización de sustancias ácido-base requiere de un método para identificar el punto final de dicha reacción, es decir, el punto donde la especie valorante sea ácido o base ha reaccionado estequiométricamente con la sustancia por valorar. Algunos métodos para identificar el punto final en una valoración son:

a) Método potenciométrico. Consiste en el monitoreo del pH de la solución que se está estandarizando, ya que una vez que la solución problema se estandariza el pH cambia drásticamente. Este método requiere de un potenciómetro y un electrodo para la medición del pH y una posterior gráfica de pH = f (vol. de valorante).

b) Utilización de un indicador químico. Las sustancias que se usan como

indicadores son sustancias orgánicas de carácter ácido-base muy débil, cuyos iones tienen un color diferente del de la forma sin disociar, y éste color va a depender del pH.

E l equilibrio para un indicador se puede escribir así:

HIn ⇄ H+ + In-

Forma no disociada Forma disociada

Color 1 Color 2

El color observado va a depender de la concentración de H+, es decir, del pH. Para seleccionar el indicador adecuado, en un caso específico se debe tomar en cuenta las siguientes condiciones: a) Debe tener un intervalo de vire que coincida con el pH del punto

estequiométrico de la valoración. Si el indicador elegido se aparta demasiado de ésta condición se obtendrá un error importante.


3

b) Debe usarse una cantidad pequeña de indicador. Los colores de los indicadores son tan intensos, que para 100 mL de disolución bastan dos gotas de indicador, los cuales se emplean en concentraciones muy diluidas (0.01-0.1 %).

c) El primer cambio de color detectable del indicador debe ser tomado como punto

final.

Tabla 2. Indicadores más usuales para las valoraciones ácido-base con sus intervalos de transición respectivos.1

Indicador Intervalo de transición pH

Color del ácido Color de la base

Anaranjado de metilo 3.1-4.4 Rojo Amarillo Rojo de metilo 4.8-6.0 Rojo Amarillo Fenolftaleína 8.0-9.6 Incoloro Rosa mexicano

Azul de bromotimol 6.0-7.6 Amarillo Azul

3. CUESTIONARIO PREVIO

3.1 Definir el concepto de molaridad (M), normalidad (N), formalidad (F), ppm y soluciones

porcentuales. 3.2 Definir el concepto de peso equivalente en un sistema ácido-base y ejemplificar el

concepto en ácidos de fórmula general HA, H2A y bases de fórmula general MOH, M(OH)2.

3.3 ¿Qué es el punto final o estequiométrico de una valoración? 3.4 Buscar en la literatura una lista de indicadores ácido-base e indicar el intervalo de vire de

cada indicador. 3.5 Realizar los cálculos para preparar 1L de cada una de las siguientes disoluciones de HCl

(pureza 36%, densidad 1.21 g/mL) al 0.1N, NaOH 0.1N, ácido acético (pureza 99%, densidad 1.05 g/mL) 0.1N y amoniaco ( pureza 28%, densidad 0.9 g/mL) 0.1N.

3.6 Buscar en la literatura la forma de preparar una disolución del indicador fenolfaleína y realizar los cálculos para preparar 10 mL de este indicador al 0.1% (W/V).

4. PARTE EXPERIMENTAL

4.1 Material y reactivos

3 vasos de precipitados de 250 mL 2 vasos de precipitados de 30 mL 1 matraz volumétrico de 1000 mL 4 matraces Erlenmeyer de 250 mL 2 pipetas volumétricas de 10 mL 1 pipeta graduada de 10 mL 1 bureta de 25 mL 1 probeta de 10 mL

HCl concentrado NaOH Disolución alcohólica de fenolftaleína al 0.1% (W/V)


4

Disolución acuosa de anaranjado de metilo al 0.1% (W/V) Ftalato ácido de potasio Carbonato de sodio

4.2 Desarrollo experimental

4.2.1 Preparación de una disoluciones a) Disolución de hidróxido de sodio 0.1 N. En una balanza analítica pesar 0.4 g

de hidróxido de sodio en lentejas, pesando con una precisión de 0.1mg. El producto sólido no debe estar en contacto directo con la balanza, sino que debe utilizarse un vidrio de reloj ó un vaso de precipitados de 30 mL, previamente pesado. Cualquier partícula de sólido que accidentalmente se vierta, debe desecharse inmediatamente. Asegurarse de que el frasco que contiene el hidróxido de sodio quede perfectamente tapado después de utilizarlo. Transferir el hidróxido de sodio a un vaso de 50 mL limpio, adicionarle aproximadamente 10 mL de agua destilada, enseguida agitar con una varilla de vidrio hasta que el sólido se disuelva totalmente. Pasar cuantitativamente esta solución en un matraz volumétrico de 100 mL y llevar al aforo con agua destilada. Homogenizar la solución por inversiones y agitaciones repetidas. Pasar esta solución a un frasco de un litro limpio y seco y taparlo con un tapón de bakelita o de goma. Etiquetar el frasco haciendo constar su contenido, la fecha, el nombre del alumno y dejando espacio para reseñar la normalidad después de que se determine con exactitud.

b) Disolución de ácido clorhídrico 0.1 N. Medir 0.83 mL de HCl concentrado, llevar al aforo en un matraz volumétrico de 100 mL con agua destilada y guardar en un frasco limpio. Etiquetar el frasco haciendo constar su contenido, la fecha, el nombre del alumno y dejando espacio para reseñar la normalidad después de que se determine con exactitud.

c) Disolución de ácido acético 0.1 N. Medir 0.57 mL de CH3COOH concentrado, pasarlo a un matraz volumétrico de 100 mL que contenga 10 mL de H2O destilada, agitar ligeramente para que se disuelva y posteriormente llevar al aforo en un matraz volumétrico de 100 mL con agua destilada y guardar en un frasco limpio. Etiquetar el frasco haciendo constar su contenido, la fecha, el nombre del alumno y dejando espacio para reseñar la normalidad después de que se determine con exactitud.

d) Disolución de amoniaco (hidróxido de amonio) 0.1 N. Medir 0.67 mL de hidróxido de amonio, pasarlo a un matraz volumétrico de 100 mL que contenga 10 mL de H2O destilada, agitar ligeramente para que se disuelva y posteriormente llevar al aforo en un matraz volumétrico de 100 mL con agua destilada y guardar en un frasco limpio. Etiquetar el frasco haciendo constar su contenido, la fecha, el nombre del alumno y dejando espacio para reseñar la normalidad después de que se determine con exactitud.

e) Indicador de fenolftaleína al 0.1% (W/V). Pesar 0.1 g de fenolftaleína y disolver en 100 mL de etanol. Envasar.

f) Indicador de anaranjado de metilo al 0.1% (W/V). Pesar 0.1 g de anaranjado de metilo y disolver con 100 mL de agua destilada. Envasar y etiquetar.

4.2.2 Normalización de la disolución de hidróxido de sodio 0.1 N


a) Pesar exactamente en una balanza analítica 0.2040 g de biftalato de potasio, previamente desecado a 105–110 ºC durante una hora.

b) Disolver el biftalato de potasio en un matraz Erlenmeyer de 250 mL, con un volumen de agua destilada de 20 a 30 mL.

c) A cada uno de los matraces se le adiciona tres gotas de indicador fenolftaleína. d) Colocar la solución de NaOH preparada en una bureta limpia, titular cada uno

de los tres matraces con esta solución, hasta que aparezca un ligero color rosa persistente por 30 segundos por lo menos.

e) Anotar el volumen de hidróxido de sodio agregado y determinar la normalidad de la solución de NaOH.

f) Realizar el procedimiento anterior por triplicado g) La desviación media de estos tres resultados no debe exceder de 2%. La ecuación que deberá utilizar para este cálculo es:

NaOHbiftalato

biftalato

mLxVPEmgw

N)(

)(=

Donde:

w(mg)biftalado es el peso en miligramos de biftalato de potasio. PEbiftalato es el peso equivalente del biftalato de potasio. V(mL)NaOH es el volumen en mililitros de hidróxido de sodio gastado. N es la normalidad del hidróxido de sodio.

En la siguiente tabla puede vaciar los datos que se indican y los resultados. Tabla 3. Resultados experimentales para la estandarización de NaOH. Por triplicado.

5

Peso del biftalato (mg)

Vol. gastado de NaOH (mL)

Normalidad del NaOH

4.2.3 Normalización de la disolución de HCl 0.1 N a) Pesar exactamente en una balanza analítica 0.05 g de Na2CO3 , previamente

desecado a 200 ºC por 30 minutos. b) Disolver en un matraz Erlenmeyer con 50 mL de agua destilada. c) Adicionar tres gotas del indicador anaranjado de metilo. d) Colocar la solución de HCl preparada en una bureta limpia, titular el Na2CO3

con esta disolución hasta que el color amarillo vire a un color rojo canela persistente por 30 segundos por lo menos.

e) Anotar el volumen de ácido clorhídrico gastado y determinar la normalidad de la disolución de HCl.

f) Repetir el procedimiento anterior por triplicado. g) La desviación media de estos tres resultados no debe exceder de 2%.

La ecuación que deberá utilizar para este cálculo es:


HClCONa

CONa

mLxVPEmgw

N)(

)(

32

32=

Donde:

w(mg) Na2CO3 es el peso en miligramos de carbonato de sodio. PENa2CO3 es el peso equivalente del carbonato de sodio. V(mL)HCl es el volumen en mililitros de ácido clorhídrico gastado. N es la normalidad del ácido clorhídrico.

En la siguiente tabla puede vaciar los datos que se indican y los resultados: Tabla 4. Resultados experimentales para la estandarización de HCl. Por triplicado.

Peso del carbonato de sodio (g)

Vol. gastado de HCl (mL)

Normalidad del HCl

4.2.4 Normalización de la disolución de ácido acético 0.1 N

a) En una bureta colocar el NaOH valorado en el experimento 4.2.2 b) En un matraz Erlenmeyer colocar 10.00 mL de CH3COOH, medido con precisión. c) Adicionar tres gotas del indicador fenolftaleína y titular con la disolución de NaOH

hasta el vire del indicador de incoloro a rosa y que sea persistente por 30 segundos por lo menos.

d) El procedimiento anterior realizarlo por triplicado. e) La desviación media de estos tres resultados no debe exceder de 2%.

La ecuación que deberá utilizar para el cálculo de la normalidad es:

1

221 V

VNN =

Donde: N1 es la normalidad del ácido acético N2 es la normalidad del NaOH V1 es el volumen de la alícuota de ácido acético V2 es el volumen gastado de NaOH en el punto de equivalencia

En la siguiente tabla puede vaciar los datos que se indican y los resultados: Tabla 5. Resultados experimentales para la valoración de CH3COOH. Por triplicado.

Número de matraz Vol. gastado de NaOH (mL)

Normalidad del CH3COOH

4.2.5 Normalización de la disolución de amoniaco (hidróxido de amonio) 0.1 N a) En una bureta colocar la disolución de hidróxido de amonio.

6


b) En un matraz Erlenmeyer colocar 10.00 mL del HCl valorado en el punto 4.2.3, medido con precisión.

c) Adicionar tres gotas del indicador fenolftaleína y titular con la disolución de hidróxido de amonio hasta el vire del indicador de incoloro a rosa y que sea persistente por 30 segundos por lo menos.

d) El procedimiento anterior realizarlo por triplicado. e) La desviación media de estos tres resultados no debe exceder de 2%. La ecuación que deberá utilizar para el cálculo de la normalidad es:

1

221 V

VNN =

Donde: N1 es la normalidad del hidróxido de amonio N2 es la normalidad del HCl V1 es el volumen gastado de hidróxido de amonio en el punto de equivalencia V2 es el volumen de la alícuota de HCl

En la siguiente tabla puede vaciar los datos que se indican y los resultados: Tabla 6. Resultados experimentales para la valoración de NH4OH. Por triplicado.

Número de matraz Vol. gastado de NH4OH(mL)

Normalidad del NH4OH

5. ANÁLISIS DE RESULTADOS

5.1 Establecer la reacción química que se verifica entre biftalato de potasio e hidróxido de sodio

5.2 Establecer la reacción química que se verifica entre carbonato de sodio y ácido clorhídrico

5.3 Reportar la normalidad de las soluciones preparadas, indicando los cálculos realizados. Hacer el análisis dimensional pertinente.

5.4 Realizar el análisis estadístico demostrando que sus resultados no exceden el 2% de coeficiente de variación (CV). Llenar la siguiente tabla con los datos obtenidos para la valoración de NaOH y la de HCl.

Promedio de normalidad

Desviación estándar %C V

5.5 Calcular el error relativo y el error absoluto en la valoración de cada uno de las soluciones

valoradas. 5.6 Justificar ¿Por qué? Se utilizaron indicadores diferentes para las valoraciones anteriores,

usar para ello la bibliografía. 7


8

6. CONCLUSIONES

6.1 ¿Se lograron los objetivos de la práctica? 6.2 ¿Qué propone para mejorar los resultados de la práctica? 6.3 Obtener las conclusiones pertinentes.

7. BIBLIOGRAFÍA

7.1. Ayres, G. H. “Análisis Químico Cuantitativo” Editorial Oxford University Press, Madrid (1990), 740 pàgs:

7.2. Harris D.C. “Análisis Químico Cuantitativo”. Grupo Editorial Iberoamerica (1991), México, 981 págs

7.3. Orozco, D. Fernando “Análisis Químico Cuantitativo”, Porrúa, S.A. México (1987), 447 págs.

7.4. Skoog, D.A. y Leary J.J. “Análisis Instrumental”. 4ta edición. Ed. Mc Graw Hill. (1994) 7.5 Skoog, D.A. y West D. A. “Fundamentos de Quìmica Analìtica”, 8ava edición. Ed.

Thomson, Mèxico (2006), 1065 pàg 7.5. Vogel, A.I. “Química Analítica Cuantitativa” Kapelusz 2da. Edición, Buenos Aires 1960,

812 pàgs


9

PRÁCTICA No. 2 PREPARACIÓN Y USO DE DISOLUCIONES PATRÓN OXIDOREDUCTORAS

1. OBJETIVOS

1.1 Preparar y estandarizar una disolución de KMnO4. 1.2 Preparar y estandarizar una disolución de Na2S2O3.

2. INTRODUCCIÓN

Una reacción de oxidorreducción implica la transferencia de electrones de una especie a otra. Un agente oxidante toma electrones de otra sustancia y se reduce. Un agente reductor cede electrones a otra sustancia y se oxida. La mayoría de los agentes oxidantes pueden utilizarse como titulantes, entre los que se encuentran el MnO4

- en medio ácido, el Cr2O7= en medio

ácido y el Ce(IV) en medio ácido. Con lo que respecta a los titulantes reductores, estos son menos frecuentes debido a que suelen ser inestables en presencia del oxígeno atmosférico y, por tanto, deben conservarse en una atmósfera inerte. 2.1 Oxidación con permanganato de potasio

El permanganato contiene siempre impurezas de productos de reducción, por ejemplo MnO2. Además, se descompone fácilmente por la acción de los reductores: amoniaco, sustancias orgánicas, que se introducen con el agua, con el polvo, etc. Debido a ello, la concentración de la sulución de KMnO4 disminuye una vez preparada. De aquí se deduce que no se puede preparar una solución valorada de permanganato a partir de una porción pesada con precisión. Es indispensable determinar su concentración exacta. A fin de que la solución de KMnO4 sea suficientemente estable y su concentración no se modifique, es indispensable eliminar el precipitado de MnO2, puesto que acelera catalíticamente la descomposición de KMnO4. Hay que tener presente también que el permanganato oxida a la goma, tapones de corcho, papel y otras sustancias, por eso es indispensable evitar el contacto de la solución con estos materiales. Así, no se puede filtrar la solución de KMnO4 con filtros de papel, sino que se deben utilizar crisoles de vidrio sinterizado. La solución de permanganato se debe conservar al abrigo de la luz o en frasco de vidrio oscuro, puesto que la luz acelera la descomposición de KMnO4. Para estandarizar las soluciones de KMnO4 se han propuesto varias sustancias patrón primario, por ejemplo, H2C2O4.2H2O, Na2C2O4, As2O3, el hierro metálico, etc. Las sustancias más convenientes son: H2C2O4 . 2H2O y Na2C2O4, que deben ser químicamente puras y corresponder rigurosamente a sus fórmulas.

2.2 Reducción con tiosulfato de sodio El tiosulfato de sodio es el titulante reductor casi universal para el yodo. En soluciones neutras o ácidas, el tiosulfato (oxidándose a tetrationato) reduce el yodo a yoduro. La forma usual del tiosulfato, Na2S2O3.5H2O no es lo suficientemente pura para ser patrón primario. El tiosulfato suele estandarizarse haciéndolo reaccionar con una solución recién preparada de I2 a partir de KIO3 más KI ó con una solución de I2 estandarizada con As4O6.


3.1 Balancear las siguientes semirreacciones en medio ácido. a) MnO4

– ⇄ Mn2+


10

b) C2O42– ⇄ CO2 (g)

c) S4O62– ⇄ S2O3

2–

3.2 Realizar los cálculos para preparar las siguientes disoluciones. a) 100 mL de KMnO4 (pureza 99.2%) 0.02 M b) 100 mL de H2SO4 (pureza 96%, densidad 1.84 g/mL) 2.5 M c) 1000 mL de Na2S2O3 (pureza 99.9%) 0.07 M d) 50 mL almidón al 0.1% en peso

3.3 Buscar el potencial estándar de los siguientes pares oxidorreductores. a) MnO4

– / Mn2+

b) C2O42– / CO2(g)

c) S4O62– / S2O3

2– 4. PARTE EXPERIMENTAL

4.1 Material y reactivos 1 vaso de precipitados de 250 mL 1 vaso de precipitados de 150 mL 4 vasos de precipitados de 100 mL 2 matraces volumétricos de 100 mL 1 bureta de 25 mL 1 probeta de 100 mL 1 pipeta volumétrica de 5 mL 1 pipeta graduada de 10 mL 1 pipeta graduada de 1 mL 1 termómetro 1 pinza para bureta 1 soporte universal 1 parrilla de calentamiento 1 placa de agitación 1 agitador magnético Disolución de KMnO4 0.02 M Disolución de Na2S2O3 0.07 M Disolución de H2SO4 2.5 M Disolución de almidón al 0.1% en peso Yoduro de potasio Oxalato de sodio Yodato de potasio

4.2 Desarrollo experimental 4.2.1 Preparación de disoluciones

a) Disolución de KMnO4 0.02 M. En un vaso de precipitados de 250 mL poner a ebullición 200 mL de agua destilada. Pesar 0.319 g de KMnO4 y transferirla a un vaso de precipitados de 150 mL. Adicionar al KMnO4 50 mL de agua destilada en ebullición poco a poco, hasta que el sólido se disuelva completamente. Completar el volumen de la solución anterior con agua destilada hasta 130 mL


aproximadamente y dejar ebullir suavemente durante 30 minutos. Enfriar la solución, filtrarla con lana de vidrio y envasarla en un frasco ámbar.

b) Disolución de Na2S2O3 0.07 M. Pesar 1.74 g de Na2S2O3 y transferirlos a un vaso de precipitados de 100 mL. Disolver el Na2S2O3 con 30 mL de agua destilada previamente hervida y fría. Transferir el contenido del vaso a un matraz volumétrico de 100 mL y llevar hasta la marca con agua destilada hervida y fría. Envasar en un frasco ámbar.

c) Disolución de H2SO4 2.5 M. En un vaso de precipitados de 100 mL adicionar 50 mL de agua destilada. Colocar el vaso en un baño de hielo. Medir 14 mL de H2SO4 y adicionarlos al vaso de precipitados poco a poco y por las paredes de este, transferir el contenido del vaso a un matraz volumétrico de 100 mL y llevar a la marca del aforo con agua destilada.

d) Indicador de almidón al 0.1% (W/V).

4.2.2 Estandarización de una disolución de KMnO4 0.02 M a) Pesar con exactitud 50 mg de oxalato de sodio y colocarlos en un vaso de

precipitados de 100 mL. b) Adicionar 40 mL de agua destilada y 10 mL de H2SO4 2.5 M. c) Calentar a una temperatura de 55-60 °C y con agitación constante adicionar con

una bureta la disolución de KMnO4 gota a gota hasta el cambio de color de transparente a ligeramente rosa.

d) Realizar por triplicado la estandarización.

4.2.3 Estandarización de una disolución de Na2S2O3 0.07 M a) En un vaso de precipitados de 100 mL pesar con exactitud 30 mg de KIO3. b) Adicionar 40 mL de agua destilada y 10 mL de H2SO4 2.5 M. c) Agregar a la disolución anterior 2 g de KI sólido y con agitación constante

valorarla con Na2S2O3 hasta que el color de la solución sea ligeramente amarilla.

d) Adicionar 1 mL de almidón y continuar la valoración hasta el vire del color azul al incoloro.

e) Realizar por triplicado la estandarización. 5. ANÁLISIS DE RESULADOS

5.1 Llenar la siguiente tabla con los datos experimentales obtenidos.

Repetición Peso en mg de Na2C2O4

Vol. en mL de KMnO4 gastados

Mg de KIO3 Vol. en mL de Na2S2O3

gastados 1 2 3

5.2 Establecer la reacción que se verifica entre el oxalato de sodio y el permanganato de potasio.

5.3 Establecer la reacción que se verifica entre el yodato de potasio y el yoduro de potasio en medio ácido.

5.4 Establecer la reacción que se verifica entre el yodo y el tiosulfato de sodio. 5.5 Con los datos experimentales obtenidos, determinar la concentración exacta del

permanganato de potasio y del tiosulfato de sodio.

11


12

6. CONCLUSIONES

6.1 ¿Se lograron los objetivos de la práctica? 6.2 Obtener las conclusiones pertinentes.

7. BIBLIOGRAFÍA

7.1 Charlot G., “Curso de Química Analítica General”, 1ª edición, Tomo I, Editorial Toray-Masson, S.A., 1977, Barcelona, España, 282 páginas.

7.2 Charlot G., “Curso de Química Analítica General”, 1ª edición, Tomo II, Editorial Toray-Masson, S.A., 1977, Barcelona, España, 200 páginas.

7.3 Harris D.C., “Análisis Químico Cuantitativo”, 3ª edición, Editorial Iberoamerica S. A. de C.V., 1992, México, D.F., 886 páginas.

7.4 Skoog D.A., West D.M., Holler F.J., “Química Analítica”, 6ª edición, Editorial McGraw-Hill/Interamericana de México, 1995, México, D.F., 612 páginas


PRÁCTICA No. 3 PREPARACIÓN Y USO DE DISOLUCIONES PATRÓN COMPLEJOMÉTRICAS

1. OBJETIVOS

1.1. Preparar y estandarizar una disolución de EDTA 1.2. Determinar Ca2+ y Mg2+ (dureza total) en agua natural

2. INTRODUCCIÓN Las reacciones de formación de complejos son importantes en muchas áreas científicas y de la vida cotidiana. Estas reacciones, se emplean mucho en química analítica. Una de las aplicaciones principales de estas reacciones es la valoración volumétrica de cationes. Para que la reacción de formación de complejos se pueda emplear en volumetría, debe ser rápida, estequiométrica y cuantitativa. Muchos cationes metálicos reaccionan con dadores (ligandos) de pares de electrones para formar compuestos de coordinación o complejos. Los ligandos deben tener por lo menos un par de electrones sin compartir disponible para la formación del enlace. Son ejemplos de ligandos inorgánicos comunes, el agua, el amoniaco y los iones haluro. En realidad, muchos iones metálicos existen como complejos hidratados en disolución acuosa pero, en las ecuaciones químicas, habitualmente se simplifican estos complejos al escribir al ion metálico como si no formara parte de un complejo. De los ligandos orgánicos se pueden mencionar a la etilendiamina, el trifosfato de adenosina (ATP) y el más importante es el ácido etilendiaminotetraacético (EDTA) y su sal disódica.

En la industria alimenticia y particularmente la que se dedica a la fabricación de jugos y refrescos, el agua usada para la preparación de estas bebidas debe tener un estricto control de calidad. Uno de los controles que se le realizan al agua, es el contenido de sales de calcio y magnesio, es decir, la determinación de la dureza total del agua. Esta determinación es precisamente un ejemplo de importancia práctica en la que se usa la formación de complejos M–EDTA. 2.1 Equilibrios de formación de complejos

En las reacciones de formación de complejos, un ion metálico, Ma+, reacciona con un ligando, nLb–, para formar el complejo MLn

a – nb. La etapa de formación del complejo esta caracterizada por una constante de equilibrio llamada constante de formación del complejo (Kf). La inversa de la constante de formación del complejo es la constante de disociación (Kd). De manera general, la formación de un complejo se representa por el siguiente equilibrio:

Ma+ + nLb– ⇄ MLna – nb

[ ][ ][ ] d

nba

nban

f KLM

MLK 1==

−+

−

2.2 Formación de complejos M–EDTA

El ácido etilendiaminotetraacético (abreviado EDTA ) tiene la siguiente fórmula estructural:

13


El EDTA por sus propiedades ácido-base se puede representar como H4Y cuyos valores de pKa son: pKa1=2.00, pKa2=2.66, pKa3=6.16 y pKa4=10.24; por tanto las múltiples especies del EDTA se representan por: H4Y, H3Y–, H2Y2–, HY3– y Y4–. La sal disódica del EDTA se representa por Na2H2Y•2H2O. El EDTA forma complejos estables de estequiometría 1:1 con la mayoría de los iones metálicos, independientemente de la carga del catión. La reacción general para la formación de complejos entre el ion metálico Mn+ y el EDTA esta representada por el siguiente equilibrio:

Mn+ + Y4– ⇄ MYn – 4

Por lo tanto, la constante de formación del ion complejo MYn – 4 esta dada por la siguiente ecuación:

[ ][ ][ ]−+

−

= 4

4

LMMLK n

n

MY

2.2.1 Indicadores para valoraciones con EDTA Los indicadores de iones metálicos para valoraciones con EDTA son colorantes orgánicos que forman quelatos coloreados con iones metálicos en un intervalo de pM que es característico de cada catión y colorante. Es habitual que los complejos tengan un color intenso y sean discernibles a simple vista en concentraciones molares que van de 10–6 a 10–7 M. El eriocromo negro T es un indicador característico de iones metálicos que se utiliza en la valoración de diversos cationes comunes. Su fórmula estructural se muestra en la siguiente figura y su comportamiento como ácido débil se describe con los siguientes equilibrios:

H2In – ⇄ HIn 2– + H+ pKa = 6.3 rojo azul HIn 2– ⇄ In 3– + H+ pKa = 11.6 azul anaranjado

Los complejos metálicos del eriocromo negro T por lo general son rojos, como en el caso de H2In –. Por lo tanto, para la detección de iones metálicos es necesario ajustar el pH a un valor mayor a 7, de modo que la forma azul de la especie HIn 2–, predomine en ausencia de un ion metálico. En una valoración el indicador compleja el exceso de ión metálico de modo que la disolución es roja hasta el punto de equivalencia, ante el primer leve exceso de EDTA, la disolución se torna azul como consecuencia del siguiente equilibrio:

14


15

MIn – + HY3– ⇄ HIn 2– + MY2–

rojo azul


3.1 Realizar los cálculos y describir la forma para preparar a) 1000 mL de EDTA disódico 0.01 M, b) 20 mL de ENT al 0.1% en (w/v) en etanol y c) 50 mL de HCl 1:1.

3.2 Investigar como se prepara una disolución reguladora de NH4+/NH3 (pH=10).

3.3 Investigar los valores de las Kf de los complejos de EDTA con Ca2+ y Mg2+.

4. PARTE EXPERIMENTAL 4.1 Material y reactivos


4.2.1 Preparación de disoluciones a) Indicador de eriocromo negro T (ENT). Disolver 0.2 g de ENT en 15 mL de

trietanolamina más 5 mL de etanol absoluto. Envasar. Debido a la inestabilidad de la disolución líquida, el indicador se puede preparar en disolución sólida; para ello, pesar 0.5 g de ENT y 100 g de KCl, colocar los reactivos en un mortero y mezclar bien hasta integración completa. Envasar.

b) Indicador murexida. Pesar 20 mg de murexida y 5 g de KCl, colocar los reactivos en un mortero y mezclar bien hasta integración completa. Envasar.

c) Disolución reguladora de NH4+/NH3 (pH=10). Pesar 17.5 g de NH4Cl y disolverlos

en 142 mL de NH3 acuoso al 28% w/w. Transferir la mezcla a un matraz volumétrico de 250.00 mL y diluir hasta la marca del aforo con agua destilada.

d) Disolución de NaOH 6 M. En un vaso de precipitados de 100 mL pesar 24 g de NaOH, disolver con agua destilada. Transferir la mezcla a un matraz volumétrico de 100 mL y diluir hasta la marca con agua destilada. Envasar.

e) Disolución de oxalato de amonio al 10% (w/v) . En un vaso de precipitados de 100 mL pesar 10 g de la sal, disolver con agua destilada. Transferir la mezcla a un matraz volumétrico de 100 mL y diluir hasta la marca con agua destilada. Envasar.

f) Disolución de EDTA disódico 0.01 M. Secar 4 g de Na2H2Y•2H2O durante una hora a 80 oC y enfriar en un desecador. En un vaso de precipitados de 100 mL pesar 3.75 g de la sal con precisión del 0.1 mg, disolver con agua destilada. Transferir la mezcla a un matraz volumétrico de 1000 mL y diluir hasta la marca con agua destilada. Envasar.

g) Disolución acuosa de HCl 1:1. Añadir 10 mL de HCl concentrado a 10 mL de agua destilada, mezclar y envasar en un frasco gotero.

4.2.2 Estandarización de una disolución de EDTA disódico 0.01 M

a) Enjuagar con una pequeña porción de EDTA disódico una bureta previamente limpia. Llenar la bureta con la disolución de EDTA disódico y ajustarla a 0.00 mL.

b) Secar 500 mg de CaCO3 durante una hora a 100 oC y enfriar en un desecador. En un matraz erlenmeyer de 125 mL pesar 10-20 mg de CaCO3 con precisión del 0.1 mg, adicionar 30 mL de agua destilada. Posteriormente agregar una gota de HCl 1:1 y observar el burbujeo originado por la disolución del CaCO3, adicionar una gota mas de HCl 1:1 y observar. No agregar mas HCl si la disolución ya no burbujea. Nota: no excederse en la adición de HCl. Adicionar 10 mL de disolución reguladora de pH=10. Agregar una pequeña cantidad (20–30 mg) del indicador


16

ENT sólido. Titular con la disolución de EDTA disódico hasta el cambio de color de rojo vino a azul turquesa.

c) Anotar el volumen gastado de EDTA disódico hasta la centésima de mL. d) Realizar por triplicado el procedimiento anterior. e) Calcular la concentración exacta del EDTA disódico y etiquetar el envase con

este dato.

4.2.3 Determinación de Mg2+ en agua natural a) Llenar la bureta con la disolución de EDTA disódico y ajustarla a 0.00 mL. b) Medir 50.00 mL de agua de la llave con una pipeta volumétrica y transferirlos a

un vaso de precipitados de 100 mL. Adicionar 10 mL de disolución reguladora de pH=10 y 10 mL de disolución de oxalato de amonio al 10% w/w.

c) Dejar reposar la mezcla durante 30 minutos y posteriormente filtrar. Recoger el filtrado en un matraz erlenmeyer de 250 mL.

d) Lavar el precipitado con dos o tres porciones de 10 mL de agua destilada. e) A las aguas de filtrado, agregar una pequeña cantidad (20–30 mg) del indicador

ENT sólido. Titular con la disolución de EDTA disódico hasta el cambio de color de rojo vino a azul turquesa.

f) Anotar el volumen gastado de EDTA disódico hasta la centésima de mL. g) Realizar por triplicado el procedimiento anterior. h) Calcular el contenido de Mg2+ en la muestra*.

4.2.4 Determinación de Ca2+ y Mg2+ (dureza total) en agua natural a) Llenar la bureta con la disolución de EDTA disódico y ajustarla a 0.00 mL b) Medir con una pipeta volumétrica de 50.00 mL, agua de la llave y transferirlos a

un matraz erlenmeyer de 125 mL. Adicionar 10 mL de disolución reguladora de pH=10. Agregar una pequeña cantidad (20–30 mg) del indicador ENT sólido. Titular con la disolución de EDTA disódico hasta el cambio de color de rojo vino a azul turquesa.

c) Anotar el volumen gastado de EDTA disódico hasta la centésima de mL. d) Realizar por triplicado el procedimiento anterior. e) Calcular el contenido total de Ca2+ y Mg2+ en la muestra*. f) Calcular por diferencia el contenido de Ca2+ en la muestra*.

4.2.5 Determinación de Ca2+ en presencia de Mg2+ en agua natural

a) Llenar la bureta con la disolución de EDTA disódico y ajustarla a 0.00 mL b) Medir con una pipeta volumétrica de 50.00 mL, agua de la llave y transferirlos a

un matraz erlenmeyer de 125 mL. Adicionar 3 mL de NaOH 6 M, agitar y en caso de ser necesario ajustar el pH de la disolución entre 12 y 13 con la disolución de NaOH 6 M. Agregar 100 mg del indicador murexida sólido. Titular con la disolución de EDTA disódico hasta el cambio de color de rojo a violeta.

c) Anotar el volumen gastado de EDTA disódico hasta la centésima de mL. d) Realizar por triplicado el procedimiento anterior. e) Calcular el contenido total de Ca2+ en la muestra*. f) Comparar el contenido de calcio obtenido en los puntos 4.2.4 y 4.2.5



17

5.1 Establecer las reacciones que se llevan a cabo entre el indicador ENT y los iones Ca2+ y Mg2+.

5.2 Establecer las reacciones que se llevan a cabo entre el EDTA y los iones Ca2+ y Mg2+. 5.3 Establecer las reacciones que se llevan a cabo entre el indicador ENT y el EDTA. 5.4 Llenar la siguiente tabla con los datos experimentales obtenidos en la valoración del

EDTA:

Peso en mg de CaCO3 Volumen en mL de EDTA gastado

N (eq/L) del EDTA

1 2 3

5.5 Llenar la siguiente tabla con los datos experimentales obtenidos en la determinación de

Ca2+ y Mg2+ en el agua natural:

Dureza total (Ca2+ y Mg2+)*

Mg2+ * Ca2+ * por diferencia Ca2+ * directo

* Reportar los valores en términos de carbonato de calcio (CaCO3)

6. CONCLUSIONES 6.1 ¿Se lograron los objetivos de la práctica? 6.2 Obtener las conclusiones pertinentes.

7. BIBLIOGRAFÍA 7.1 Harris, D. C. Análisis Químico Cuantitativo. Segunda Edición. Editorial Reverté, S. A.

Barcelona, España. 2001. 981 págs. 7.2 Skoog, D. A.; West, D. M.; Holler, F. J.; Crouch, S. R. Fundamentos de Química Analítica.

Octava Edición. Editorial Thompson. México. 2005. 1065 págs.


18

PRÁCTICA No. 4

PREPARACIÓN Y APLICACIÓN DE UNA DISOLUCION PATRÓN MEDIANTE TITULACIÓN POR PRECIPITACIÓN (MÉTODO DE MOHR)

1. OBJETIVOS

1.1 El alumno aprenderá a valorar una disolución titulante de AgNO3 utilizando un estándar primario.

1.2 Determinar el porcentaje de cloruros (cloruro de sodio y cloruro cúprico) en una muestra sólida por medio de una titulación por precipitación (método de Mohr).

1.3 Determinar el porcentaje de cloruros, cloruro de sodio y cloruro cúprico en una muestra líquida por medio del método de Mohr.

2. INTRODUCCIÓN

En el método de Mohr se lleva a cabo una reacción de precipitación que se considera una titulación directa precisa y fácil de realizar, en la que se mide el volumen del titulante, nitrato de plata, y a la vez es el reactivo precipitante para que la reacción sea completa, permitiendo saber cuánto analito existe en la muestra.

En esta reacción se utiliza como indicador K2CrO4. La solución titulante es AgNO3, y el pH óptimo es de 6 a 10. A pH menor de 6 el precipitado de cromato de plata formado en el punto de equivalencia debido a la acidez del medio, da lugar a la formación de dicromato de plata que es mucho mas soluble que el cormato de plata, por lo tanto se consume más ion plata lo cual daría resultados erróneos, no permitiendo observar el color rojizo característico de este precipitado y por lo tanto el punto final. A pH mayor de 10, alcalino, la plata podría forma hidróxido de plata. Un pH de 8-8.3 es adecuado para la determinación.

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

Cl – + Ag+ → AgCl↓ (precipitado blanco)

El cloruro de plata se forma después de que todos los cloruros han reaccionado.

CrO4-2 + 2Ag+ → Ag2CrO4↓ (Precipitado rojo ladrillo en el punto final)

(amarillo)

El cromato de plata es resultado del primer exceso de titulante.

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 donde la solución se valora con NaCl químicamente puro. Cuando la solución tipo se prepara por el método indirecto no es


19

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.

Este método se emplea satisfactoriamente en la determinación de Cl –, Br – y CN –; El ion cloruro (Cl –), es uno de los aniones inorgánicos principales en el agua natural y residual. No es eficiente para determinar yoduros o tiocinato por la adsorción de estros iones sobre el precipitado de plata.


3.1 ¿Cuál es la característica de los compuestos iónicos que se generan en las titulaciones

de precipitación? 3.2 ¿Qué otros métodos de presipitación existen? Describa brevemente el cada uno de

ésto. 3.3 investigar cual es el limite de cloruros permitido en agua naturales. 3.4 investigue la reacción de valoración y la reacción indicadora. 3.5 ¿cuando es recomendable trabajar con el método potenciométrico para la determinación

de cloruros? 3.6 Sugiera un método de titulación para determinar Cu2+ en una solución. 3.7 Para muestras o soluciones problema ácidas, ¿qué método debe ser usado? 3.8 Calcule la concentración de Cl – en 25 ml de solución si el punto final requiere 20 mL de

nitrato de plata 0.1 M.


4.1 Material y reactivos

• nitrato de plata (preferentemente seco previemente por 2 hrs. a 100oC) • cromato de potasio • cloruro de sodio • fenolftaleína • papel indicador de pH • bureta de 25 ml • 6 matraces erlenmeyer de 250 ml • 1 frasco ámbar • matraz de aforo de 500 ml • matraz de aforo de 10 ml • soporte universal • pinzas para bureta


20


4.2.1 Preparación de la solución estándar e indicador 1. Preparación del estándar de AgNO3.

a) Calcular los gramos necesarios para preparar 500 ml de una solución 0.02N. b) Pesar los gramos calculados, disolverlos en agua destilada contenida en un vaso deprecipitado y aforar en un matraz volumétrico. Guardar la solución en un frasco ámbar.

2. Preparar el indicador, solución de K2CrO4 al 0.5% (W/V) a) Cacular los miligramos necesarios para preparar 10 ml de solución de K2CrO4 al 0.5% b) Pesar la sal de K2CrO4, disolver y aforar a 10 ml con agua destilada.

4.2.2 Valoración de la solución de AgNO3. (consultar esquema 1) Precaución: el nitrato de plata tiñe ropa y piel, Cualquier salpicadura debe de enjuagarse con agua inmediatamente. a) Pesar con exactitud y por triplicado 0.2 a 0.25 g de NaCl. NOTA: Se utiliza sal grado reactivo, secada toda la noche y llevada a temperatura ambiente. b) Disolver en 50 ml de agua destilada contenida en tres matraces erlenmeyer de 250 ml. c) Ajustar el pH de las soluciones adicionando pequeñas cantidades de NaHCO3 solo hasta

que la efervescencia desaparezca. d) Agregar de 3 a 5 gotas de indicador al 0.5%. La solución se pondrá amarilla. e) Llenar y aforar una bureta de 25 o 50 ml con solución estándar de AgNO3 por valorar. f) Titular cada uno de los matraces que contienen el estándar primario y el indicador hasta

que se presente el primer vire permanente de amarillo a color rojizo. g) Registrar los gasto de para calcular la normalidad del AgNO3.

e NaCl = e AgNO3

(a/Eq) NaCl = (V * N) AgNO3

N = (a/V*Eq) = (TNaCl/AgNO3/ Eq)

Donde:

N = normalidad del Nitrato a = mg del NaCl (estándar primario) V = volúmen gastado de nitrato (ml) Eq = peso equivalente del NaCl T = título en términos de mg de NaCl/ ml de AgNO3

NOTAS:


a. Este cálculo de efectuará por triplicado y al menos dos resultados deben coincidir hasta centésimas.

b. En caso de haber más de tres integrantes por equipo, cada uno realizará una determinación.

c. Calcular un promedio con aquellos resultados que coincidan hasta la tercera cifra decimal. Colocar los resultados obtenidos en la siguiente tabla:

Tabla 1. Estandarización del AgNO3numero de replica muestra de NaCl

(g) (a) volumen de AgNO3 (ml) gastados (V)

concentración N de AgNO3 (N)

blanco ---------- ---------- 1 2 3

Promedio Nprom=

Esquema 1. Valoración del AgNO3 0.02 N

Titular con la solución de AgNO3hasta el vire de color Rosa salmón.

AgNO3

0.2-0.25 g de NaCl en 50 ml de agua destilada y 2-3 gotas de K2CrO4

4.2.3 Determinación de cloruros en la muestra problema (muestra sólida) a) Secar por triplicado las muestras a 110OC durante 1 hora y enfriar en el desecador b) Pesar de 0.3-0.5 g del material seco y disuelva en 50 ml de agua destilada contenida en

Matraces de 250 ml. Con papel indicador verificar el pH de cada solución, el pH debe ser neutro.

a. si la solución es básica agregar a cada matraz 1 gota de fenolftaleína y después agregue gota a gota de ácido nítrico diluido (1 ml en 150 de agua) hasta que el color del indicador desaparezca.

21


22

b. si la solución es ácida agregar a cada matraz 1 gota de fenolftaleína, adicione NaOH 0.1N hasta que la solución este ligeramente rosa. Posteriormente añada 1 a 2 gotas del ácido nítrico diluido hasta que el color del indicador desaparezca.

c) Agregue 5 gotas del indicador K2CrO4 al 0.5%, la soluciónes se pondrán amarillas. d) Titule con nitrato de plata estándar hasta el primer vire de amarillo a rosa salmón. Tratar cada

muestra de la mima manera. El precipitado de cromato de plata es de color rojizo, pero con el color amarillo del cromato de potasio, la tonalidad cambia a rosa salmón .

e) Efectuar la lectura del volumen de AgNO3 gastado en cada uno de los matraces. Complete la tabla 2.

f) Con la estequiometría de la reacción y el número de moles de la solución estándar necesarios para alcanzar el punto final, calcular el porcentaje de cloruros, cloruro de sodio y cloruro cúprico en la muestra problema.

g) Repetir el procedimiento desde el punto b de esta sección usando CaCO3 como blanco. h) Calcular el % de NaCl:

% NaCl ={[(N * V) AgNO3 * EqX ] / b} * 100

Donde: N = normalidad del nitrato de plata V = gasto del nitrato de plata en la muestra (ml) menos gasto en el blanco b = masa (en gramos) o volumen (en ml) de la muestra problema EqX = peso equivalente de la sustancia por analizar, ej. cloruros, cloruro de calcio, cloruro de sodio, etc.

Tabla 2. Titulación de muestras sólidas. Replica de la muestra problema

peso en g de la muestra (0.2- 0.25g)

ml de titulante gastados

% Cl- en cada muestra

1 2 3

Promedio

4.2.4 Determinación de cloruros en la muestra problema (muestra liquida) Este método es recomendado para aguas con concentraciones de cloruros entre 1.5 y 100

mg/l. Para aguas cuya concentración de cloruros sea inferior a 30 ppm no utilizar este método. Nota: si se determinará cloruros en aguas potables o superficiales es importante que no tengan excesico color o turbidez.

a) Eliminar la maetria orgánica mediante filtración. Proceda por triplicado como sigue: b) Pipetee 10 ml de muestra en un matraz de 250 ml con 40 ml de agua destilada


23

c) Agregue 5 gotas del indicador K2CrO4 al 0.5%, d) Titule con nitrato de plata estándar hasta el primer vire de amarillo a rosa salmón. e) Efectuar la lectura del volumen de AgNO3 gastado en cada uno de los matraces.

Complete la tabla 3. f) Calcular la concentración en mol/litro del en Cl- y de NaCl en el agua diluida y no

diluida. g) Repetir el procedimiento desde el punto b de esta sección usando CaCO3 como blanco.

esta muestra trabaja como se describe en el apartado 4.2.2.2. Se recomienda realizar una prueba de titulación para familiarizarse con la coloración del punto final.

Tabla 3. Titulación de muestras liquidas.

replica de la muestra problema

volumen en ml de la muestra

ml de titulante gastados

%Cl- en cada muestra diliuda

%Cl- en cada muestra no diliuda

1 2 3

promedio

5. ANÁLISIS DE RESULTADOS • realice la deducción de la ecuación con la que se realiza el % de NaCl en muestras

sólidas y líquidas, así como su analisis dimensional • Desarolle las reacciones que ocurren en la valoración • Discuta sus resultados, comparelos con los de otos equipos, y si es posible con los

resultados téoricos reportados • recomedaciones y/o propuestas para el desarollo de la práctica

6. CONCLUSIONES 6.1 ¿Se lograron los objetivos de la práctica? 6.2 Desarolle las conclusiones pertinentes.

7. BIBLIOGRAFÍA

7.1 Gary D. Christian. Analytical Chemistry. Ed. Wiley. fifth edition. 7.2 Kraemer E. O. and Stamm A. J. Mohr’s Method for the Determination of Silver and

Halogens in other than Neutral Solutions. J. Am. Chem. Soc.; 1994; 46(12); 2707 7.3 R.A. Day J.R. and A.L. Enderwood. Química analítica cuantitativa. Ed. pHH. 5a, edición. 7.4 Skoog D. A.; West D. M.; Holler F. J. Fundamentals of Analytical Chemistry, 7th Edition.

1996. 7.5 Sheen R.T. and Kahler H. L. Effects of Ions on Mohr Method for Chloride Determination,

Ind. Eng. Chem. Anal. Ed.; 1938; 10(11); 628-629.


24

PRÁCTICA No. 5 VALORACIONES CONDUCTIMÉTRICAS ÁCIDO-BASE

1. OBJETIVOS

1.1 Determinar las curvas de valoración conductimétricas de un ácido fuerte con una base fuerte y de una mezcla de dos ácidos (fuerte y débil) con una base fuerte.

1.2 Determinar con precisión el punto final de una valoración conductimétrica de un ácido

fuerte con una base fuerte y de una mezcla de dos ácidos (fuerte y débil) con una base fuerte.

2. INTRODUCCIÓN

La concentración de una disolución de un ácido se puede valorar midiendo la variación de la conductancia que se observa cuando se le agrega una base de concentración conocida, pues a partir de las medidas conductimétricas se deduce fácilmente el punto final de la reacción de neutralización. Este tipo de valoraciones conductimétricas se ve muy favorecido en el caso de reacciones ácido-base por el hecho de que las conductancias equivalentes iónicas a dilución infinita del ion H+ y el ion OH – son muy grandes comparadas con las de los demás iones. La valoración conductimétrica correspondiente a la reacción de un ácido y una base fuerte, por ejemplo el HCl y NaOH, se basa en la siguiente reacción iónica:

H+Cl – + Na+OH – → H2O + Na+Cl –

En la valoración del HCl, al adicionar el NaOH se consumirán los iones H+ y se acumularan en la disolución iones Na+ y por consiguiente disminuirá la conductancia de la disolución hasta llegar al punto de equivalencia. En este punto, la conductancia sólo se debe a los iones Cl – y Na+ presentes en el medio. Pero si se sigue añadiendo más cantidad de base fuerte los iones OH – aparecerán en la disolución, con el consiguiente aumento de la conductancia de la misma.


3.1 Realizar los cálculos para preparar las siguientes disoluciones: a) 100 mL de HCl 0.1 M (Pureza 36%, densidad = 1.21 g/mL). b) 100 mL de una mezcla de HCl y CH3COOH, ambos en concentración 0.1M (densidad

del ácido acético = 1.05 g/mL, pureza = 99%). c) 500 mL de NaOH 0.1M

3.2 Buscar los valores de las conductividades equivalentes iónicas a dilución infinita de las siguientes especies: H+, Na+, OH – y CH3COO –.

3.3 Esquematizar la forma de la curva de valoración conductimétrica de un ácido fuerte con una base fuerte.

3.4 Escribir la reacción que se verifica para los siguientes casos: a) El ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio. b) El ácido acético y el hidróxido de sodio.

3.5 Establecer el cuadro de variación de concentraciones para la valoración de: a) HCl con NaOH. b) Una mezcla de HCl y CH3COOH con NaOH.


3.6 Describir el principio de funcionamiento de una celda conductimétrica. 3.7 Buscar que tipo de valoraciones ácido-base son difíciles de realizar por medición del pH. 3.8 Elaborar un diagrama de flujo donde se indique la secuencia experimental.

. 4. PARTE EXPERIMENTAL

4.1 Material y reactivos 1 probeta de 50 mL 1 probeta de 25 mL 1 pipeta volumétrica de 10 mL 1 bureta de 25 mL 1 agitador magnético 1 placa de agitación 1 pinza para bureta 1 celda conductimétrica 1 conductímetro papel absorbente para secar la celda. 1 jeringa 1 soporte universal 1 piceta Disolución de HCl de concentración 0.1 M Mezcla de ácidos en disolución (HCl y CH3COOH en concentración ≅ 0.1 M c/u). Disolución estandarizada de NaOH 0.1M

4.2 Desarrollo experimental 4.2.1 Valoración de un ácido fuerte con una base fuerte.

Bureta con NaOH

25

celda

Conductímetro probeta

Placa de agitación

Fig. 1 Sistema para medir conductancia.

a) Montar el dispositivo de la figura 1.


26

b) Tomar una alícuota de 10.00 mL de disolución de HCl de concentración desconocida y transferirla a una probeta de 50 mL.

c) Adicionar 10 mL de agua desionizada. d) Conectar el conductímetro. e) Introducir a la probeta, el agitador magnético y la celda conductimétrica. Tomar

la lectura de conductancia al inicio de la valoración (0.0 mL de reactivo titulante agregado).

f) Llenar una bureta de 25.00 mL con la disolución estándar de NaOH 0.1 M y ajustar la marca a 0.00 mL.

g) Valorar la disolución de HCl con adiciones de alícuota de 1.00 mL. h) Registrar el volumen agregado de titulante y la conductancia en cada punto. i) Conforme transcurra la valoración graficar la conductancia en función del

volumen agregado de titulante. j)

4.2.2 Valoración de una mezcla de ácidos con una base fuerte. a) Montar el dispositivo de la figura 1. b) Tomar una alícuota de 10.00 mL de la mezcla de ácidos y transferirla a una

probeta de 50 mL. c) Repetir los pasos c) a i)

5. ANÁLISIS DE RESULTADOS 5.1 Reportar los resultados obtenidos en una tabla que contenga la siguiente información.

Valoración conductimétrica de HCl con NaOH 0.1M. mL de NaOH Conductancia mL de NaOH Conductancia

Valoración conductimétrica de una mezcla de ácidos (HCl y CH3COOH) con NaOH 0.1 M. mL de NaOH Conductancia mL de NaOH Conductancia mL de NaOH Conductancia


27

5.2 Construir las gráficas de conductancia en función del volumen agregado de titulante. 5.3 Localizar con ayuda del diagrama conductancia en función del volumen de hidróxido de

sodio los puntos finales de cada valoración. 5.4 Con los puntos finales de la valoración calcular la concentración del HCl, la concentración

de la mezcla de ácidos y la concentración de cada uno de los componentes de la mezcla de ácidos.

6. CONCLUSIONES


7. BIBLIOGRAFÍA

7.1 Charlot G., “Curso de Química Analítica General”, 1ª edición, Tomo I, Editorial Toray-Masson, S.A., 1977, Barcelona, España, 282 páginas.

7.2 Charlot G., “Curso de Química Analítica General”, 1ª edición, Tomo II, Editorial Toray-Masson, S.A., 1977, Barcelona, España, 200 páginas.

7.3 Meloan C.E y Kiser R.M., “Problemas y Experimentos en Análisis Instrumental”, 1ª edición, Editorial Reverté Mexicana, 1973, México, D.F., 560 páginas.

7.4 Skoog D.A. y Leary J.J., “Análisis Instrumental”, 4ª edición, Editorial Mc Graw Hill/Interamarcana de España, 1994, Madrid España, 935 páginas.

7.5 Vassos B.H., Ewing G. W., “Electroquímica Analítica”, 1ª edición, Editorial Limusa, S. A. de C.V., 1987, México, D. F., 303 páginas.

7.6 Willard H.H., Merrit L.L., Dean J.A. y Settle F.A., “Métodos Instrumentales de Análisis, 1ª edición, Editorial Iberoamérica S.A. de C.V., 1991, México, D.F., 884 páginas.


28

PRÁCTICA No. 6 VALORACIONES POTENCIOMÉTRICAS ÁCIDO-BASE

1. OBJETIVOS

1.1 Obtener la curva de valoración potenciométrica de una disolución problema de Na2CO3. 1.2 Determinar la concentración de una disolución problema de Na2CO3.

2. INTRODUCCIÓN Los ácidos y las bases se emplean como reactivos o catalizadores en diversos procesos industriales. Por ejemplo, el nitrato de amonio que se emplea para fabricar fertilizantes y explosivos, se prepara a partir de la neutralización de ácido nítrico y amoniaco; y el ácido fosfórico se usa como catalizador en la producción de alcohol etílico. En muchos procesos biológicos participan también ácidos y bases; por ejemplo, la acumulación de ácido láctico en el tejido muscular durante una sesión de ejercicio pesado produce dolor muscular; este mismo ácido es el responsable del olor y sabor característico de la leche agria. El ácido clorhídrico es un componente de los jugos digestivos estomacales; si se encuentra en cantidad excesiva provoca úlceras y si la cantidad es demasiado pequeña, en ocasiones se produce anemia. Diversos medicamentos como la aspirina y la vitamina C son ácidos. El vinagre es una disolución diluida de ácido acético, la limonada contiene los ácidos cítrico y ascórbico. La leche de magnesia es una base, al igual que el carbonato de sodio. Los blanqueadores, los limpiadores de horno y la mayor parte de los destapacaños son bases. Las reacciones entre los ácidos y las bases constituyen uno de los tipos más importantes de reacciones químicas y es fundamental comprender su funcionamiento en las diversas áreas del conocimiento. Ácidos tales como el H2CO3 y el H3PO4 que contienen más de un hidrógeno intercambiable se llaman polipróticos. El ión hidrógeno que se intercambia más fácilmente da origen a la constante Ka de mayor valor, los siguientes valores de Ka son progresivamente más pequeños. En la valoración de ácidos polipróticos, si la diferencia entre los valores sucesivos de pKa es por lo menos de cuatro unidades, se observan puntos de equivalencia separados, mostrando cada uno un amplio cambio de pH. La valoración de ácidos polipróticos o bases polipróticas tiene gran importancia y es de gran interés práctico; por ejemplo, si se valora una disolución de Na2CO3 10 –1 M con HCl 10 –1 M, en el transcurso de la valoración se presentan las siguientes reacciones sucesivas:

CO32– + H+ ⇄ HCO3

–

HCO3– + H+ ⇄ H2CO3

El cuadro de variación de concentraciones y las ecuaciones simplificadas que imponen el pH en el transcurso de la valoración se encuentran en la siguiente tabla.


CO32– + H+ → HCO3

– Ecuaciones

X=0 i

Co

CopKapH

21

217 2 ++=

0<X<1

APE

(1-x)Co

εCo≅0

xCo

[ ][ ]−

−

+=3

23

2 logHCOCO

pKapH

⎟⎠⎞

⎜⎝⎛ −

+=x

xpKapH 1log2

21

=x PE21

Co21 εCo ≅0 Co

21

2pKapH =

X=1

PE

εCo ≅0

εCo ≅0

Co 2

12 pKapKapH

+=

HCO3– + H+ → H2CO3

X´=0

i

Co

2

12 pKapKapH

+=

0<X´<1

APE

(1-x)Co

εCo≅0

xCo

[ ][ ]32

31 log

COHHCO

pKapH−

+=

⎟⎠⎞

⎜⎝⎛ −

+=´

´1log1 xxpKapH

21´=x PE

21

Co21 εCo ≅0 Co

21

1pKapH =

X´=1

PE

εCo ≅0

εCo ≅0

Co CopKapH log

21

21

1 −=

X´>1

DPE

εCo ≅0

(x´-1)Co

Co

pH=-log[H+]=-log{(x´-1)Co}

La curva de valoración se representa en la siguiente figura.

Curva teórica de valoración deNa2CO3 0.1M con HCl 0.1M

0

2

4

6

8

10

12

0 1 2 3x (fracción de la especie titulada)

pH

29


30


3.1 Busca cuales son las partes de las que esta constituido un electrodo para medir pH. 3.2 Describe el principio de funcionamiento del electrodo combinado para medir pH. 3.3 Con ayuda de las ecuaciones que imponen el pH en el transcurso de la valoración de

Na2CO3 0.1 M con HCl 0.1 M. Trazar la curva teórica de valoración (pH=f(x) de esta titulación.

3.4 Describe en que consiste cada uno de los siguientes métodos para la determinación del punto de equivalencia en una valoración potenciométrica. a) Método del paralelogramo b) Método de la primera derivada c) Método de la segunda derivada d) Método de la gráfica de Gran

3.5 Realizar los cálculos para preparar las siguientes disoluciones: a) 100 mL de HCl 0.1 N (Pureza 36%, densidad = 1.21 g/mL). b) 100 mL de Na2CO3 0.1 N


4.1 Material y reactivos 2 vasos de precipitados de 250 mL 1 pipeta graduada de 10 mL 1 pipeta volumétrica de 10.00 mL 1 matráz volumétrico de 100.00 mL 1 bureta de 50.00 mL 1 soporte universal 1 pinzas para bureta 1 electrodo para medir pH 1 agitador magnético 1 placa de agitación 1 potenciómetro Disolución de HCl 0.1 N. Disolución de Na2CO3 0.1N.


4.2.1 Preparación de disoluciones a) Disolución de HCl 0.1 N. Medir 0.83 mL de HCl concentrado, llevar al aforo en un

matraz volumétrico de 100 mL con agua destilada y guardar en un frasco limpio. Etiquetar el frasco haciendo constar su contenido, la fecha, el nombre del alumno y dejando espacio para reseñar la normalidad después de que se determine con exactitud.

b) Disolución de Na2CO3. 4.2.2 Calibración del potenciómetro Fisher Scientific

a) Manejar en forma cuidadosa el electrodo combinado para medir pH debido a que es muy frágil y puede romperse.

b) Conectar el potenciómetro a la corriente eléctrica. Conectar el electrodo combinado a la entrada correspondiente del aparato.

c) Siempre colocar el botón de “function” del potenciómetro en la posición “STD BY” para sacar, introducir, cambiar o enjuagar el electrodo. El electrodo se debe secar con un papel suave y absorbente para que no se raye.


d) Introducir el electrodo en la disolución buffer de pH = 7.0. Colocar el botón de “function” en la posición pH y ajustar el valor a 7.0 usando la perilla marcada como “standarize”.

e) Enjuagar el electrodo con agua destilada, secarlo e introducirlo en la disolución buffer de pH = 4.0. Ajustar el valor de pH en el potenciómetro con la perilla marcada como “slope”. Enjuagar el electrodo y secarlo.

f) Repetir los pasos d) y e) tantas veces como sea necesario, hasta que al introducir el electrodo de pH en las soluciones buffer, el potenciómetro marque el valor de pH de la disolución sin realizar ningún ajuste.

Fig. 2 Potenciómetro Fisher Scientific.

Conección para el electrodo

standardize

temperature slope

function

4.2.3 Valoración de Na2CO3 10 –1 M con HCl 10 –1 N

31


a) Montar el dispositivo de la figura 1. b) Tomar una alícuota de 10 mL de Na2CO3. Agregar 40 mL de agua destilada e

introducir el electrodo lenta y cuidadosamente en la disolución de Na2CO3 cuyo pH se va a determinar. Evitar que la barra magnética al girar, golpee al electrodo. Tomar la lectura de pH al inicio de la valoración (0.00 mL de reactivo titulante agregado).

c) Llenar una bureta de 25.00 mL con la disolución estándar de HCl y ajustar la marca a 0.00 mL.

d) Valorar la disolución de Na2CO3 con adiciones de alícuota de 0.50 mL. e) Registrar el volumen agregado de titulante y el pH en cada punto. f) Conforme transcurra la valoración graficar el pH en función del volumen agregado

de titulante. 5. ANÁLISIS DE RESULTADOS

5.1 Reportar los resultados obtenidos en una tabla que contenga la siguiente información.

Valoración potenciométrica de Na2CO3 con HCl. mL de HCl pH mL de HCl pH

32


33

5.2 Construir la gráfica de pH en función del volumen agregado de titulante. 5.3 Localizar con ayuda del diagrama de pH en función del volumen de HCl el punto de

equivalencia de la valoración potenciométrica por los siguientes métodos. a) Método del paralelogramo b) Método de la primera derivada c) Método de la segunda derivada d) Método de la gráfica de Gran

5.4 Con el punto de equivalencia de la valoración calcular la concentración del Na2CO3.

6 CONCLUSIONES 6.3 ¿Se lograron los objetivos de la práctica? 6.4 Obtener las conclusiones pertinentes.

7 BIBLIOGRAFÍA

7.1 Ayres, G. H. “Análisis Químico Cuantitativo” Ed. Harper and Row, Madrid (1990). 7.2 García-Avila J. "Apuntes de Química Analítica". UPIBI. IPN. 7.3 Harris D.C. Análisis Químico Cuantitativo. Editorial Reverté (2001). 7.4 Orozco, D. “Análisis Químico Cuantitativo”, Porrúa, S. A. México (1987). 7.5 Skoog, D. A. , West,D.M. Holler, F.J. y Crouch, S.R. "Fundamentos de Química Analítica"

8a. edición Ed. Thompson. (2005). 7.6 Skoog, D. A. y Leary J.J.. "Análisis Instrumental".4ta edición. Ed. Mc Graw Hill. (1994). 7.7 Vogel, A. I. “Química Analítica” Kapeluz 5ª. Edición


34

PRÁCTICA No. 7

Evaluación de la calidad de los alimentos mediante la identificación y

cuantificación de HMF por HPLC.

1. OBJETIVOS

1.1. Realizar las curvas de calibración para un estándar de HMF 1.2. Separar e identificar el HMF en alimentos

1.3. Cuantificar los niveles de HMF en diversas muestras de alimentos

1.4. Evaluar la calidad de los alimentos en base al contenido de HMF

2. INTRODUCCIÓN

Los alimentos ricos en azucares reductores que son sometidos a altas temperaturas desarrollan un oscurecimiento café no enzimático denominado reacción de Maillard. Esta reacción ocurre entre azucares reductores y aminoácidos causando alteraciones en el color (melanoidinas), sabor (aldehídos y cetonas) y valor nutricional (bloqueo o destrucción de lisina) de los alimentos. Durante la preparación de los alimentos, los factores que favorecen esta reacción son temperaturas mayores a 180oC en combinación con agitaciones superiores a 100 rpm y contenidos de humedad menores del 15%. En alimentos con contenido de humedad intermedio y alto contenido de proteínas y carbohidratos, la reacción es favorecida durante su almacenamiento y transporte a temperaturas mayores de 50oC y pHs de entre 4 a 7.

Las etapas tempranas de la reacción de Maillard pueden ser evaluadas mediante la determinación de furosina, un aminoácido formado durante la hidrólisis ácida de fructosil-lisina, lactulosil-lisina y maltulosil-lisina, mediante la reacción de los grupos ε-amino de la lisina con glucosa, lactosa y maltosa. Otros de los productos intermediarios de la reacción de oscurecimiento no enzimáticos que se forman por la degradación de los azucares a altas temperaturas son el furfural, metilfurfural y el 5-hidroximetil furfural (HMF).

De tal manera que la reacción de Maillard puede ser monitoreada mediante inmunoensayos, bioensayos de crecimiento de células de mamíferos, pruebas microbiológicas, y mediante métodos químicos en los que se mide el contenido de diversos compuestos furánicos, como el HMF. Actualmente los métodos colorimétricos están siendo remplazados por las técnicas cromatográficas debido a su mayor especificidad y precisión. La más común es la cromatografía líquida de alta resolución (HPLC), que debido a su amplia versatilidad es empleada para la identificación y cuantificación de diversos compuestos en alimentos y bebidas. Recientemente se ha empleado en la determinación de HMF en jugos y concentrados de frutas, leche, café, vino y cereales para bebés, y en alimentos con altos contenidos de humedad, principalmente.

Para lograr lo anterior, la muestra del alimento a analizar será llevada, mediante el flujo de una fase móvil liquida, hacia una fase estacionaria localizada dentro de una columna. La separación del HMF ocurrirá por su interacción con cada una de las dos fases del equipo de cromatografía. Dicho equipo deberá de estar integrado de (figura 1):


A) Depósitos para la fase móvil (disolventes)

Los recipientes que se utilicen para almacenar la fase móvil deben de ser inertes. Suelen ser botellas de vidrio y tubos de teflón. Estarán provistos de unos filtros o aditamentos, indispensables para eliminar los gases disueltos y partículas que pudiera contener la fase móvil. La fase móvil podrá ser un solvente puro o una mezcla de solventes.

B) Sistema de bombeo Necesario para conseguir y regular la presión y la velocidad del flujo de la fase móvil. Cuando la fase móvil es una mezcla de solventes, la bomba podrá programarse para que tome los solventes de las diferentes botellas en una proporción determinada y llevarlos hacia la cámara de mezclado

Figura 1. Esquema de los elementos de un equipo de HPLC. Referido en el texto. C) Sistema de inyección de muestras

Son válvulas dosificadoras que permiten regular la aplicación de la muestra en volúmenes de 5 a 500 µl.

D) Columna cromatográfica de acero inoxidable

Deberá contener las micropartículas de la fase estacionaria. Pudiera estar equipada con precolumnas y de termostatos reguladores de temperatura.

E) Detectores selectivos

35


36

Responderán a una propiedad del soluto en la fase móvil. Pueden ser detectores UV/VIS, de fluorescencia y electroquímicos. Existen los detectores universales que responden a los cambios en alguna propiedad de la fase móvil debido a la presencia de la muestra; el más común es el detector de índice de refracción.

F) Sistema para el tratamiento de datos y registrador

Indispensable para registrar los cambios en alguna propiedad en función del tiempo. La representación gráfica de estos registros se denomina cromatogramas. En estos registros aparecerá una serie de picos simétricos sobre el eje de los tiempos para la identificación cualitativa (posición en el eje) y cuantitativa (área bajo los picos) de los componentes de una muestra. Para las determinaciones cuantitativas se comparará la altura o área de un pico con la de un estándar primario. Mientras que en las determinaciones cualitativas se comparará la posición del pico (tiempo de retención) con cromatogramas estándares.


3.1. Investigue qué otros compuestos pueden emplearse como parámetros para evaluar la calidad de los alimentos durante su procesamiento y/o almacenamiento.

3.2. En que alimentos podemos encontrar furfuraldehídos. Ejemplos

3.3. La acumulación de furfuraldehídos, furfural y metilfurfural, en los alimentos ¿qué indica?

3.4. investigue las estructuras del hidroximetilfurfural, furfural y metilfurfural

3.5. Describa la reacción de Maillard.

4. PARTE EXPERIMENTAL 4.1. Materiales

Todo el material debe estar libre de polvo. Es importante lavarse las manos para evitar contaminación por grasa.

• Vasos de precipitados de 10 ml • Pipetas volumétricas de 1 ml • Pipetas graduadas de 10 ml • Matraz kitazato de 1 lt • unidad de filtración millipore • Jeringa de vidrio de 10 µl • Equipo de HPLC con todos los aditamentos y equipos requeridos.

o bomba o columna C-18 o detector UV-VIS VARIAN

• Sonicador • Bomba de vacío • Jeringas con soporte para membranas de 0.22-0.45 m


37

• Filtros de nylon o de acetato de celulosa de 0.22-0.45 µm

4.2. Reactivos

NOTAS: 1. Todos los reactivos empleados en esta práctica deben ser de grado reactivo. 2. Para evitar las obstrucciones, todas las soluciones y muestras deben de filtrarse en

membranas de 0.22-0.45 µm

• Agua desionizada • Solución de HMF (Merck, Darmstandt, Germany) a 200 mg/L (en metanol) para preparar las

soluciones patrón de 0.02-0.5 y 0.5-5.0 mg/L (en agua)

• Solución de clarificación:

1. solución Carrez I: 15% (w/v) de ferrocianuro de potasio 2. solución Carrez II: 30% (w/v) de acetato de zinc

4.3. Desarrollo experimental

4.3.1 Parámetros experimentales. Referencia, García Villanova B. et al, 1993.

a) fase fija: Columna C18 en fase inversa. b) fase móvil: agua-acetonitrilo (95:5). c) condiciones de flujo: 1 ml/min d) cantidad de muestra a inyectar: 20 µl de las muestras o soluciones previamente filtradas e) longitud de onda: realizar las lecturas en el detector UV a 280-285 nm f) espectro experimental que se debe emplear como referencia para los resultados de esta

práctica. Tr= 6 – 8 minutos con un tiempo de corrimiento de 15 minutos.

Primera sesión 4.3.2 Explicación teórica de las bases de HPLC (seminario por los alumnos)

a) Fundamentos teóricos b) Conceptos empleados en cromatografía de líquidos c) Aplicaciones

• Comparación con otros métodos cromatográficos • Partes que integran el equipo de HPLC

d) Presentación del equipo de HPLC y explicación para su operación (por los maestros)


38

Un día antes de la segunda sesión

a) Filtrar la fase móvil a través de membranas de 0.45 µm. b) Desgasificar la fase móvil que será empleada en la segunda y tercera sesión. Si el equipo

no cuenta con desgasificadores, este procedimiento debe realizarse mediante ultrasonido. Colocar la fase móvil en el sonicador durante 20 minutos y posteriormente en el cromatógrafo.

c) Purgar el equipo haciendo fluir a través de la columna 1.2 ml/min de por lo menos 60 ml de

fase móvil o hasta la desaparición de las burbujas de aire.

Segunda sesión

4.3.3 Curva de calibración a) Una vez seleccionadas las condiciones de trabajo (parámetros experimentales de

referencia), construir una curva de calibración para el HMF. b) Con siete puntos, construir una curva tipo de calibración empleando las disoluciones de

HMF de 0.02 a 0.5 y de 0.5 a 5 mg/L.

o Se debe de inyectar 1 ml de cada disolución patrón de modo de saturar y limpiar el loop del inyector (consultar el anexo del equipo).

o Cada punto de la curva se deberá leer por triplicado. o Graficar el área del pico en función de la concentración.

c) Mediante regresión lineal se deberán obtener dos ecuaciones, una para cada rango de concentración, del tipo: Y = m X + b, donde Y es la altura del pico (calculada por el alumno), y X es la concentración de HMF

d) Con una soluciones patrón empleada para la curva de calibración, realizar variaciones en la

longitud de onda del detector. Discutir la longitud de onda de trabajo

Tercera sesión

4.3.4 Preparación y análisis de la (s) muestra (s)

a) Pesar 0.4 g de muestra molida en tubos de centrífuga de 10 ml. La muestra puede ser cornflakes, pan casero o pan tostado comercial. La determinación de HMF se puede realizar en la superficie y/o en el cuerpo del pan.

b) Adicionar 7 ml de agua desionizada, agitar vigorosamente con el vortex durante 1 minuto c) Centrifugar durante 10 min a 5000 rpm. Repetir los paso anteriores una vez mas


39

d) Recuperar el sobrenadante y clarificar agregando 1 ml de cada solución Carrez I y II.

e) Mezclar y centrifugar 10 minutos a 5000 rpm. Recuperar el sobrenadante y didluirlo con

agua desionizada hasta 25 ml.

f) Antes de inyectar al cromatógrafo, filtrar 2 ml de la muestra anterior a través de un filtro de membrana de acetato de celulosa o de Nylon de 0.22-0.45 µm.

• El filtrado se puede llevar a acabo con una jeringa de 5 ml unida al filtro.

Descartar el primer mililitro de filtrado y el resto se recoge en un recipiente limpio.

• El volumen de muestra por inyectar debe ser lo más pequeño posible. ¿Para

que? Consultar los parámetros experimentales. • Si es necesario, la (s) muestra (s) debe (n) de ser diluida (s) para obtener

valores dentro del intervalo de la curva de calibración.

g) Esperar la aparición del pico y registrar el tiempo de retensión

Muestra Tr Área bajo la curva = Y 1. 2. 3.

h) Con la ecuación obtenida en la primera sesión calcular la concentración de HMF en la

muestra problema y comparar este resultado con las lecturas del equipo.

Opcional para una cuarta sesión

4.3.4 Pueden realizarse variaciones en el flujo de análisis, a longitud de onda constante, para que el alumno discuta la eficiencia de la separación.

5. TRATAMIENTO Y ANÁLISIS DE LOS RESULTADOS

5.1. En el cromatograma del HMF represente la anchura del pico, el tiempo vacío o muerto, el tiempo de retención y el tiempo de retención corregido.

5.2. Compare el valor del HMF de la muestra analizada con los valores reportados. Qué puede

discutir respecto a la calidad, procesamiento y almacenaje del alimento analizado.

5.3. Calcule en número de platos teóricos de la columna para la separación del HMF y discuta

su relación con la eficiencia de la columna.


40

5.4. Propuestas para mejorar las condiciones experimentales de esta práctica. 6. CONCLUSIONES


7. BIBLIOGRAFÍA

7.1. García Villanova B., Guerra Hernández E., Martínez Gómez E. y Montilla J. (1993) Liquid Chromatography for the Determination of 5-(Hydroxymethyl)-2-furaldehyde in Breackfast Cereals. J.Agric.Food Chem 41, 1254-1255.

7.2. María Rocha S., A.Coimbra M. y Delgadillo I. (2004) Occurrence of furfuraldehydes during

the processing of Quercus suber L. cork. Simultaneous determination of furfural, 5-hydroxymethylfurfural and 5-methylfurfural and their relation with cork polysaccharides. Carbohydrate Polymers 56, 287–293

7.3. Principios de Análisis Instrumental. 5ª ed (2001). Douglas A. Skoog, F.J. Holler,T.A.

Nieman. Mc Graw-Hill Interamericana.

7.4. Química Analítica. 8ª ed. (2005). Skoog, West, Holler. Crouch. Thomson

7.5. Ramírez-Jiménez A., García Villanova B. y Guerra.Hernández E.. (2000). Hydroxymethylfurfural and methylfurfural content of selected bakery products. Food Research International 33, 833-838

7.6. Ramírez-Jiménez A., Guerra.Hernández E. y García Villanova B. (2000). Browning

Indicators in Bread. J. Agric. Food Chem. 48, 41764181


41

PRÁCTICA No. 8 ANÁLISIS CUALITATIVO Y CUANTITATIVO DE UNO Y MULTICOMPONENTES

DE COMPUESTOS ORGÁNICOS E INORGÁNICOS MEDIANTE ESPECTROFOTOMETRÍA VISIBLE

1. OBJETIVOS.

1.1 Obtener el espectro de absorción del verde de bromocresol y el espectro de absorción del anaranjado de metilo.

1.2 Determinar la longitud de onda de máxima absorción del verde de bromocresol y del

anaranjado de metilo. 1.3 Trazar la curva de calibración del verde de bromocresol y del anaranjado de metilo. 1.4 Determinar el coeficiente de absortividad molar, ε, del verde de bromocresol y del

anaranjado de metilo. 1.5 Realizar un análisis cuantitativo para determinar la concentración de verde de bromocresol

y anaranjado de metilo cuando estos componentes forman parte de una muestra problema.

2. INTRODUCCIÓN. Para un sistema de dos componentes la expresión matemática derivada que describe la absorción de la radiación electromagnética en función de la concentración y la longitud del trayecto recorrido por un haz monocromático, es idéntica a la ley de las aditividades y se expresa de la siguiente manera. A la longitud de onda máxima del componente 1, λmax1, se tiene:

A = A1 + A2 A = ε1

λmax1 b C1 + ε2 λmax1 b C2

A la longitud de onda máxima del componente 2, λmax2, se tiene:

A = A1 + A2 A = ε1

λmax2 b C1 + ε2 λmax2 b C2

ε1

λmax1 y ε2 λmax1 son los coeficientes de absortividad molar en [cm–1 L mol–1] para los

componentes 1 y 2, respectivamente, evaluados a la longitud de onda máxima del componente 1, λmax1.

ε1λmax2 y ε2

λmax2 son los coeficientes de absortividad molar en [cm–1 L mol–1] para los componentes 1 y 2, respectivamente, evaluados a la longitud de onda máxima del componente 2, λmax2.

C1 y C2 son las concentraciones de los componentes 1 y 2, respectivamente, en [mol L–1]. Con los valores conocidos de ε1

λmax1, ε2 λmax1, ε1

λmax2, ε2 λmax2 y b se tiene un sistema de dos

ecuaciones con dos incógnitas que se puede resolver con facilidad.


42

La ley citada tiene diversas aplicaciones en el desarrollo y adecuación de técnica analíticas espectrofotométricas, para demostrar que ε es una constante verdadera dentro de un intervalo estrecho de longitudes de onda cercano a la λ máxima en el cálculo de la absorbancia o transmitancia de un haz monocromático a partir de resultados obtenidos con un haz policromático con longitudes de onda cercano a la λ máxima y en la determinación experimental de constantes termodinámicas aparentes y condicionales como las de la acidez, complejación, hidratación y deshidratación de equilibrio y potencial de electrodo. Los resultados experimentales esperados para un indicador ácido-base pueden predecirse ya que estos indicadores son ácidos monopróticos débiles, capaces de participar en el equilibrio ácido-base consecutivo, generando dos especies, la ácida HIn y la básica In–, las cuales tienen propiedades químicas y físicas propias.


3.1 Realizar los cálculos para preparar las siguientes disoluciones: a) 250 mL de HCl 0.1 M (densidad 1.21 g/mL, pureza 36%). b) 25 mL de verde de bromocresol de concentración 1000 ppm en etanol-agua (50:50). c) 25 mL anarajado de metilo de concentración 1000 ppm en etanol-agua (50:50).

3.2 Buscar en la bibliografía la fórmula condensada y estructura del verde de bromocresol y del anaranjado de metilo.

3.3 Buscar en la bibliografía el valor de la λmax para la forma ácida del verde de bromocresol y el valor de la λmax para la forma ácida del anaranjado de metilo.

3.4 En un experimento, se trazó el espectro de absorción de una disolución de verde de bromocresol en HCl 0.1 M y la λmax del indicador resultó de 435 nm. Se trazó también el espectro de absorción de una disolución de anaranjado de metilo en HCl 0.1 M y la λmax del indicador fué de 513 nm. A estas longitudes de onda máximas, se leyeron las absorbancias de una serie de disoluciones de verde de bromocresol en HCl 0.1 M y las absorbancias de una serie de disoluciones de anaranjado de metilo en HCl 0.1 M. Se leyo también la absorbancia de una disolución compuesta de una mezcla de verde de bromocresol y anaranjado de metilo de concentración desconocida. Los resultados experimentales se resumen en las siguientes tablas:

Absorbancias experimentales para una serie de disoluciones de verde de bromocresol en HCl 0.1 M.

Absorbancias experimentales para una serie de disoluciones de anaranjado de metilo en HCl 0.1 M.

[ppm] A λ = 513 A λ = 435 [ppm] A λ = 513 A λ = 43510 0.049 0.249 2.5 0.225 0.034 15 0.077 0.380 5.0 0.470 0.069 20 0.102 0.489 7.0 0.655 0.095 25 0.131 0.626 9.0 0.845 0.120 35 0.190 0.884 10.0 0.902 0.129

Absorbancias experimentales para una disolución que contiene verde de bromocresol y anaranjado de metilo en HCl 0.1 M.

A λ = 513 A λ = 4350.546 0.459


43

Con la información anterior: Transformar la concentración de las disoluciones de verde de bromocresol y anaranjado

de metilo de ppm a [mol L–1]. Trazar la curva de calibración para el verde de bromocresol y el anaranjado de metilo

usando la concentración en [mol L–1]. Calcular los coeficientes de absortividad molar en [cm–1 L mol–1] del verde de

bromocresol y del anaranjado de metilo a las dos longitudes de onda máximas (435 nm y 513 nm).

Calcular la concentración de verde de bromocresol y anaranjado de metilo de la mezcla problema en [mol L–1] y en ppm.


4.1 Material y reactivos 6 vasos de precipitados de 30 mL 3 vasos de precipitados de 100 mL 1 matraz volumétrico de 250.00 mL 2 matraces volumétricos de 25.00 mL 2 matraces volumétricos de 10.00 mL 6 pipetas graduadas de 10 mL Balanza analítica Espectrofotómetro UV-VIS Un par de celdas cuadradas de vidrio o de cuarzo de 3 mL Disolución del indicador verde de bromocresol de 1000 ppm en etanol-agua (50:50). Disolución del indicador anaranjado de metilo de 1000 ppm en etanol-agua (50:50). Disolución de HCl 0.1 M Etanol al 96% Agua destilada Mezcla problema (concentración desconocida)

4.2 Desarrollo experimental 4.2.1 Preparación de disoluciones.

a) Disolución de verde de bromocresol 1000 ppm. En un vaso de precipitados pesar 25 mg de verde de bromocresol y disolver con 12.5 mL de etanol. Transferir la disolución a un matraz volumétrico de 25.00 mL y llevar a la marca del aforo con agua destilada. Envasar y etiquetar.

b) Disolución de anaranjado de metilo 1000 ppm. En un vaso de precipitados pesar 25 mg de anaranjado de metilo y disolver con 12.5 mL etanol. Transferir la disolución a un matraz volumétrico de 25.00 mL y llevar a la marca del aforo con agua destilada. Envasar y etiquetar.

c) Disolución de HCl 0.1 M. d) Disolución de verde de bromocresol 100 ppm. Medir 2.5 mL de verde de

bromocresol de 1000 ppm y transferirlos a un matraz volumétrico de 25.00 mL y llevar a la marca del aforo con HCl 0.1 M. Envasar y etiquetar.

e) Disolución de anaranjado de metilo 100 ppm. Medir 2.5 mL de anaranjado de metilo y transferirlos a un matraz volumétrico de 25.00 mL y llevar a la marca del aforo con HCl 0.1 M. Envasar y etiquetar.

4.2.2 Obtención del espectro de absorción de los colorantes.


44

a) Preparar una serie de disoluciones de 10.00 mL de verde de bromocresol cuyas concentraciones sean de 10, 15, 20, 25 y 30 ppm a partir de la disolución de 100 ppm. Usar HCl 0.1 M como diluyente para llevar a la marca del aforo.

b) Preparar una serie de disoluciones de 10.00 mL de anaranjado de metilo cuyas concentraciones sean de 2, 4, 6, 8 y 10 ppm a partir de la disolución de 100 ppm. Usar HCl 0.1 M como diluyente para llevar a la marca del aforo.

c) Obtener el espectro de absorción de la disolución de 15 ppm de verde de bromocresol, realizando un barrido de longitud de onda en el intervalo de 400 a 500 nm. Trazar el diagrama absorbancia en función de la λ. Obtener la longitud de onda máxima, λmax.

d) Obtener el espectro de absorción de la disolución de 6 ppm de anaranjado de metilo, realizando un barrido de longitud de onda en el intervalo de 460 a 560 nm. Trazar el diagrama absorbancia en función de la λ. Obtener la longitud de onda máxima, λmax.

4.2.3 Obtención de la curva de calibración de cada uno de los colorantes.

a) A las dos longitudes de onda máxima, leer la absorbancia para la serie de disoluciones de cada uno de los colorantes.


5.1 Llenar las siguientes tablas con la información que se solicita. Datos experimentales para la determinación del espectro de absorción del verde de bromocresol λ[nm] 400 405 410 415 420 425 430 435 440 445 450 455

A λ[nm] 460 465 470 475 480 485 490 495 500

A

Datos experimentales para la determinación del espectro de absorción del anaranjado de metilo. λ[nm] 460 465 470 475 480 485 490 495 500 505 510 515

A λ[nm] 520 525 530 535 540 545 550 555 560

A

5.2 Trazar el diagrama absorbancia en función de la λ para cada uno de los colorantes. 5.3 Obtener la longitud de onda máxima, λmax, para cada uno de los colorantes. 5.4 Llenar la siguiente tabla con la información que se solicita.

Absorbancias experimentales para una serie de disoluciones de verde de bromocresol en HCl 0.1 M.

Absorbancias experimentales para una serie de disoluciones de anaranjado de metilo en HCl 0.1 M.

[ppm] A λ = A λ = [ppm] A λ = A λ = 10 2 15 4 20 6 25 8 30 10


45

5.5 Transformar la concentración de las disoluciones de verde de bromocresol y anaranjado

de metilo de ppm a [mol L–1]. 5.6 Trazar la curva de calibración para el verde de bromocresol y el anaranjado de metilo

usando la concentración en [mol L–1]. 5.7 Calcular los coeficientes de absortividad molar en [cm–1 L mol–1] del verde de bromocresol

y del anaranjado de metilo a las dos longitudes de onda máximas. 5.8 Calcular la concentración de verde de bromocresol y anaranjado de metilo de la mezcla

problema en [mol L–1] y en ppm. 6. CONCLUSIONES


7. BIBLIOGRAFÍA

7.1 Harris D.C. Análisis Químico Cuantitativo. Editorial Reverté S.A., Barcelona, España (2001).

7.2 Skoog, D. A., Donald M.W, F James, H, Stanley R. C. “Fundamentos de Química Analítica” 8ava. Edición, Editorial Thomson, México D.F. (2005).

7.3 Skoog, D. A. y Leary J.J.. "Análisis Químico Cuantitativo". 4ta. edición Ed. Mc Graw Hill (1994).

7.4 Skoog, D. A. y Leary J.J.. "Análisis Instrumental".4ta edición. Ed. Mc Graw Hill. (1994). 7.5 Meloan C.E. y R. W. Kisser. "Instrumental Analysis. Problems and Experiments". 1era.

edición. Charles E. Merrill Publishing Co. (1963).


PRÁCTICA No. 9

DETERMINACIÓN ESPECTROFOTOMÉTRICA DE LA CONSTANTE DE ACIDEZ DEL INDICADOR QUÍMICO VERDE DE BROMOCRESOL

1. OBJETIVOS.

1.1 Trazar el espectro de absorción de la forma ácida y de la forma básica del verde de bromocresol.

1.2 Determinar la longitud de onda de máxima absorción de la forma ácida y de la forma básica

del verde de bromocresol. 1.3 Determinar el valor de la constante de acidez del verde de bromocresol.

46

2. INTRODUCCIÓN. El indicador verde de bromocresol es un ácido monoprótico débil, capaz de participar en un equilibrio ácido-base, generando dos especies, la ácida HIn y la básica In–, las cuales tienen propiedades químicas y físicas propias. Dicho equilibrio esta caracterizado por la siguiente reacción:

HIn ⇄ In– + H+

En el sistema HIn/In–, las concentraciones de HIn y de In– se definen fijando el pH, y como los espectros de absorción de HIn y de In– en condiciones de predominio extremas e intermedias, intersectan en un punto donde los coeficientes de absortividad molar de las dos especies son iguales (εIn- = εHIn), el resultado espectroscópico mostrará un punto isosbéstico y deberá cumplir las leyes fundamentales de la espectrofotometría, si el intervalo de concentración seleccionado es el adecuado.

Espectros de absorción experimentales de una disolución de 20 ppm de verde de bromocresol a diferentes valores de pH.

Determinación de valores de pKa. Muchos compuestos orgánicos existen en más de una forma, según el pH del sistema. La determinación de la constante de ionización de estos compuestos proporciona datos útiles


cuando se tratan de realizar estudios cinéticos y de equilibrio. Para el siguiente equilibrio ácido-base:

HIn ⇄ In– + H+

La ecuación de Henderson-Hasselbalch queda establecida por:

[ ][ ]HInInpKpH a

−

+= log

Si se traza una gráfica de pH en función de la razón de concentración puede obtenerse el pKa. Si el sistema obedece la ley de Beer, la absorbancia resulta proporcional a la concentración y una gráfica de absorbancia en función del pH dara los mismos resultados que una gráfica de concentración en función del pH.

3. CUESTIONARIO PREVIO 3.1 Realizar los cálculos para preparar las siguientes disoluciones:

a) 250 mL de HCl 0.1 M (densidad 1.21 g/mL, pureza 36%). b) 100 mL de NaOH 0.1 M. c) 100 mL de KCl 2 M. d) 25 mL de verde de bromocresol de concentración 1000 ppm en una mezcla etanol-agua

(50:50). 3.2 Buscar en la bibliografía la fórmula condensada y estructura del verde de bromocresol. 3.3 Buscar en la bibliografía el valor de la λmax para la forma ácida y para la forma básica del

verde de bromocresol. 3.4 Buscar en la bibliografía el valor del pKa del indicador verde de bromocresol. 3.5 Buscar en la bibliografía el intervalo de vire del indicador verde de bromocresol. 3.6 En un experimento, se trazó el espectro de absorción de una disolución de verde de

bromocresol en HCl 0.1 M y la λmax del indicador resultó de 442 nm. Se trazó también el espectro de absorción de una disolución de verde de bromocresol en NaOH 0.1 M y la λmax del indicador resultó de 615 nm. A estas longitudes de onda máximas, se leyeron las absorbancias de una serie de disoluciones de verde de bromocresol a diferentes valores de pH. Los resultados experimentales se resumen en la siguientes tabla:

Absorbancias experimentales para una serie de disoluciones de verde de bromocresol a diferentes valores de pH.

pH A λ = 442 A λ = 615ácido 0.535 ------- 2.92 0.530 0.034 3.47 0.480 0.106 4.00 0.391 0.345 4.50 0.278 0.604 5.00 0.186 0.881 5.50 0.115 1.051 6.04 0.087 1.174

básico 0.065 -------

Con la información anterior:

47


a) Trazar en una misma gráfica, la absorbancia de la forma ácida y de la forma básica del verde de bromocresol en función del pH.

b) Obtener el valor del pKa y del Ka del indicador verde de bromocresol. 3.7 Para la longitud de onda de la forma ácida (λmax = 442 nm) del verde de bromocresol

deducir la siguiente ecuación:

442442

442442

log ==

==

−−

+= λλ

λλ

basem

mácidoa AA

AApKpH

Para la deducción tomar en cuenta las siguientes ecuaciones: [ ][ ]HInInpKpH a

−

+= log

Am

λ=442 = AHIn λ=442 + AIn-

λ=442 = absorbancia obtenida a 442 nm de una disolución que contiene a la especie HIn y a la especie In–.

AHIn

λ=442 = εHInλ=442b[HIn] = absorbancia de la especie HIn a 442 nm.

AIn-

λ=442 = εIn-λ=442b[In–] = absorbancia de la especie In– a 442 nm

Aácido

λ=442 = εHInλ=442bC0 = absorbancia obtenida a 442 nm de una disolución que solo

contiene a la especie HIn.

Abaseλ=442 = εIn-

λ=442bC0 = absorbancia obtenida a 442 nm de una disolución que solo contiene a la especie In–.

3.8 Con la información del problema 3.6

a) Llenar la siguiente tabla:

Estudio logarítmico para la determinación experimental del pKa del indicador verde de bromocresol.

pH 442442

442442

log ==

==

−−

λλ

λλ

basem

mácido

AAAA

2.00 2.92 3.47 4.00 4.50 5.00 5.50 6.04

b) Trazar la gráfica de pH en función del 442442

442442

log ==

==

−−

λλ

λλ

basem

mácido

AAAA .

48

c) Con la gráfica del estudio logaritmico, obtener el valor del pKa y del Ka del indicador verde de bromocresol.


49

4. PARTE EXPERIMENTAL 4.1 Material y reactivos

6 vasos de precipitados de 100 mL 1 matraz volumétrico de 250.00 mL 2 matraces volumétricos de 25.00 mL 2 matraces volumétricos de 10.00 mL 6 pipetas graduadas de 10 mL Balanza analítica Espectrofotómetro UV-VIS Un par de celdas cuadradas de vidrio o de cuarzo de 3 mL Disolución del indicador verde de bromocresol de 1000 ppm en etanol-agua (50:50) Disolución de HCl 0.1 M Disolución de HCl 2 M Disolución de NaOH 0.1 M Etanol al 96% Agua destilada

4.2 Desarrollo experimental 4.2.1 Preparación de disoluciones.

a) Disolución de HCl 0.1 M. Medir 2.1 mL de HCl concentrado, transferirlos a un matraz volumétrico de 250 mL y llevar a la marca del aforo con agua destilada. Mezclar adecuadamente. Etiquetar y envasar.

b) Disolución de HCl 2 M. c) Disolución de NaOH 0.1 M. En un vaso de precipitados de 50 mL pesar 0.4 g

de NaOH y disolver con agua destilada. Transferir la disolución a un matraz volumétrico de 100 mL y llevar a la marca del aforo con agua destilada. Mezclar adecuadamente. Etiquetar y envasar.

d) Disolución de KCl 2 M. En un vaso de precipitados de 50 mL pesar 7.82 g de KCl y disolver con agua destilada. Transferir la disolución a un matraz volumétrico de 100 mL y llevar a la marca del aforo con agua destilada. Mezclar adecuadamente. Etiquetar y envasar

e) Disolución de verde de bromocresol 1000 ppm. En un vaso de precipitados pesar 25 mg de verde de bromocresol y disolver con 12.5 mL de etanol. Transferir la disolución a un matraz volumétrico de 25.00 mL y llevar a la marca del aforo con agua destilada. Envasar y etiquetar.

f) Disolución de verde de bromocresol 100 ppm. Medir 2.5 mL de verde de bromocresol de 1000 ppm y transferirlos a un matraz volumétrico de 25.00 mL y llevar a la marca del aforo con agua destilada. Envasar y etiquetar.

4.2.2 Obtención del espectro de absorción de la forma ácida y de la forma básica

del verde de bromocresol. a) Preparar 10.00 mL de verde de bromocresol de concentración 20 ppm en HCl

0.1 M a partir de la disolución de 100 ppm. b) Preparar 10.00 mL de verde de bromocresol de concentración 20 ppm en

NaOH 0.1 M a partir de la disolución de 100 ppm. c) Obtener el espectro de absorción de la disolución de ácida de verde de

bromocresol, realizando un barrido de longitud de onda en el intervalo de 400 a 500 nm. Trazar el diagrama absorbancia en función de la λ. Obtener la longitud de onda máxima, λmax.


50

d) Obtener el espectro de absorción de la disolución de básica de verde de bromocresol, realizando un barrido de longitud de onda en el intervalo de 560 a 660 nm. Trazar el diagrama absorbancia en función de la λ. Obtener la longitud de onda máxima, λmax.

4.2.3 Obtención del pKa del verde de bromocresol.

a) Preparar una serie de disoluciones reguladoras de ácido acético/acetato (CH3COOH/CH3COO–) a diferentes valores de pH. Pesar en un vaso de precipitados de 100 mL 2 g de acetato de sodio, adicionar 5 mL de KCl 2 M y 25 mL de agua desionizada. Introducir el electrodo combinado y ajustar al pH indicado en la siguiente tabla con la disolución de HCl 0.1 M (adicionar gota a gota y agitar) Envasar y etiquetar.

g de

CH3COONamL de

KCl 2 M mL de

H2O x mL de

HCl 0.1 MpH

2 5 25 6.00 2 5 25 5.50 2 5 25 5.00 2 5 25 4.50 2 5 25 4.00 2 5 25 3.50 2 5 25 3.00

b) Apartir de la disolución de 100 ppm de verde de bromocresol, preparar una

serie de disoluciones de verde de bromocresol de concentración 20 ppm usando como diluyente las disoluciones reguladoras de ácido acético/acetato preparadas anteriormente.

c) Apartir de la disolución de 100 ppm de verde de bromocresol, preparar una disolución de verde de bromocresol de concentración 20 ppm usando como diluyente HCl 0.1 M.

d) Apartir de la disolución de 100 ppm de verde de bromocresol, preparar una disolución de verde de bromocresol de concentración 20 ppm usando como diluyente NaOH 0.1 M.

e) A las dos longitudes de onda máxima, leer la absorbancia para las disoluciones preparadas en los incisos b) al d) 4.2.3.


5.1 Llenar las siguientes tablas con la información que se solicita. Datos experimentales para la determinación del espectro de absorción de la forma ácida del verde de bromocresol. λ[nm] 400 405 410 415 420 425 430 435 440 445 450 455

A λ[nm] 460 465 470 475 480 485 490 495 500

A

Datos experimentales para la determinación del espectro de absorción de la forma básica del verde de bromocresol. λ[nm] 560 565 570 575 580 585 590 595 600 505 610 615

A


λ[nm] 620 625 630 635 640 645 650 655 660 A

5.2 Trazar el diagrama absorbancia en función de la λ para la forma ácida y la forma básica

del verde de bromocresol. 5.3 Obtener la longitud de onda máxima, λmax, para la forma ácida y la forma básica del verde

de bromocresol. 5.4 Llenar la siguiente tabla con la información que se solicita.

Absorbancias experimentales para una serie de disoluciones de verde de bromocresol a diferentes valores de pH.

pH A λ = A λ = ácido 3.00 3.50 4.00 4.50 5.00 5.50 6.00

básico 5.5 Trazar en una misma gráfica, la absorbancia de la forma ácida y de la forma básica del

verde de bromocresol en función del pH. 5.6 Obtener el valor del pKa y del Ka del indicador verde de bromocresol. 5.7 Realizar el estudio logarítmico para el cálculo del pKa y llenar la siguiente tabla:

Estudio logarítmico para la determinación experimental del pKa del indicador verde de bromocresol.

pH 442442

442442

log ==

==

−−

λλ

λλ

basem

mácido

AAAA

5.8 Trazar la gráfica de pH en función del 442442

442442

log ==

==

−−

λλ

λλ

basem

mácido

AAAA .

5.9 Con la gráfica del estudio logaritmico, obtener el valor del pKa y del Ka del indicador verde de bromocresol

51


52

6. CONCLUSIONES


7. BIBLIOGRAFÍA

7.1 Harris D.C. Análisis Químico Cuantitativo. Editorial Reverté S.A., Barcelona, España (2001).

7.2 Skoog, D. A., Donald M.W, F James, H, Stanley R. C. “Fundamentos de Química Analítica” 8ava. Edición, Editorial Thomson, México D.F. (2005).

7.3 Skoog, D. A. y Leary J.J. "Análisis Químico Cuantitativo". 4ta. edición Ed. Mc Graw Hill (1994).

7.4 Skoog, D. A. y Leary J.J. "Análisis Instrumental".4ta edición. Ed. Mc Graw Hill. (1994). 7.5 Meloan C.E. y R. W. Kisser. "Instrumental Analysis. Problems and Experiments". 1era.

edición. Charles E. Merrill Publishing Co. (1963).


53

PRÁCTICA No. 10 DETERMINACIÓN DEL PRODUCTO DE SOLUBLILIDAD DE UN PRECIPITADO

POR ESPECTROFOTOMETRÍA DIFERENCIAL 1. OBJETIVOS

1.1 Identificar experimentalmente un oxalato insoluble desconocido por el método de espectrofotometría diferencial.

1.2 Preparar el blanco adecuado que permita realizar la determinación del oxalato desconocido.

1.3 Determinar experimentalmente la solubilidad del oxalato desconocido. 1.4 Determinar experimentalmente el producto de solubilidad del oxalato desconocido. 1.5 Determinar experimentalmente el nombre y fórmula del oxalato desconocido.

2. INTRODUCCIÓN

La espectrofotoscopía molecular basada en la radiación ultravioleta, visible e infrarrojo se emplea mucho en la identificación y determinación de muchas especies inorgánicas, orgánicas y bioquímicas. Se emplea en el análisis cuantitativo y es probable que sea la técnica más utilizada en los laboratorios químicos y clínicos de todo el mundo. La precisión de muchos fotómetros y espectrofotómetros está limitada por la sensibilidad de su dispositivo de lectura. En estos instrumentos la incertidumbre en la medida de la transmitancia, T, es constante. Esta incertidumbre puede ser típica de un instrumento que tiene un pequeño medidor de tipo D´Arsonval. Se encuentran sin duda, importantes errores analíticos cuando la concentración del analito es tal que %T es menor de 10% (A=1.0) o mayor de 70% (A=0.15). Los métodos diferenciales proporcionan un medio de expandir la escala de estos instrumentos y en consecuencia, de reducir en forma significativa este tipo de error. Dichos métodos emplean soluciones de analito para ajustar los valores de transmitancia cero, transmitancia 100% o ambos, ajustando el fotómetro o el espectrofotómetro y no el obturador o el disolvente.

3. CUESTIONARIO PREVIO 3.1 Realizar los cálculos para preparar las siguientes disoluciones:

a. 100 mL de permanganato de potasio 0.01 M. b. 100 mL de H2SO4 3 M.

3.2 ¿Por qué es necesario utilizar un blanco para realizar cualquier determinación espectrofotométrica y cómo se efectúa el ajuste del instrumento con el blanco?

3.3 Si por medio de un método espectrofotométrico ordinario se desea determinar una especie química X (en forma directa o indirecta) presente en una matriz M. ¿Qué compuesto deberá contener el blanco?

3.4 ¿Cuál es la diferencia fundamental entre un blanco preparado para efectuar una medida espectrofotométrica por un método ordinario y el que se utilizaría para hacer la lectura en forma diferencial?

3.5 Escribe la reacción iónica balanceada entre el ion oxalato y el ion permanganato en medio ácido. Datos:

Sistema Eº (V/ENH) a pH=0 MnO4

–/Mn2+ 1.51 CO2/C2O4

2– – 0.49 3.6 Buscar en la bibliografía los valores de pKs de los siguientes oxalatos.


54

Compuesto Valor de pKsAg2C2O4 CuC2O4 BaC2O4 CdC2O4 ZnC2O4

3.7 En un experimento, se trazó el espectro de absorción de una disolución de permanganato

de potasio 2.8x10–4 M y la λmax resultó de 530 nm. A esta longitud de onda máxima, se leyeron las absorbancias de una serie de disoluciones de permanganato de potasio. Los resultados experimentales se resumen en la siguientes tabla:

Absorbancias experimentales para una serie de disoluciones de permanganato de potasio.

[M] A 5.5x10–5 0.252 1.1x10–4 0.482 1.7x10–4 0.743 2.2x10–4 0.992 2.8x10–4 1.234 3.3x10–4 1.482

a. Trazar la curva de absorbancia en función de la concentración molar de permanganato de potasio.

b. Determinar el coeficiente de absortividad molar del permanganato de potasio.

3.8 En un experimento, con una disolución saturada de oxalato de bario se preparó una dilución de oxalato de bario 1:1 con agua destilada. Se tomaron 10.00 mL de la disolución diluida y se colocaron en un matraz volumétrico de 25.00 mL (se etiqueto como M1), se adicionaron 10 mL de H2SO4 3 M, se agregaron 400 µL de permanganato de potasio 0.0138 M, se llevó a la marca del aforo con agua destilada y el matraz se calentó a baño maria durante 2 minutos a 50 °C (este procedimiento se realizó por triplicado). En otro matraz volumétrico de 25.00 mL (se etiqueto como B) se adicionaron 10 mL de H2SO4 3 M, se agregaron 400 µL de permanganato de potasio 0.0138 M, se llevó a la marca del aforo con agua destilada y el matraz se calentó a baño maria durante 2 minutos a 50 °C. Se esperó a que las disoluciones estuvieran a temperatura ambiente y se leyeron las absorbancias a 530 nm de acuerdo al siguiente procedimiento: se ajustó el espectrofotómetro a 0 de absorbancia con la disolución M1 y posteriormente se leyó la absorbancia de la disolución B, se repitió éste procedimiento para las disoluciones M2 y M3. Los resultados se resumen en la siguiente tabla.

Absorbancias

experimentales. AB

M1 0.120 M2 0.127 M3 0.120


55

a. Con la información anterior, determinar la concentración de la disolución diluida (1:1) del oxalato de bario para cada una de las repeticiones realizadas.

b. Determinar la solubilidad (concentración de la disolución saturada del oxalato de bario) para cada una de las repeticiones realizadas.

c. Determinar el valor del Ks y el valor del pKs del oxalato de bario.

3.9 Indica. 4. PARTE EXPERIMENTAL

4.1 Material y reactivos 1 bureta de 25.00 mL 1 pipeta de 1.00 mL 1 pipeta de volumétrica 10.00 mL 5 matraces volumétricos de 25.00 mL 1 probeta de 25 mL 1 agitador magnético con barra magnética 1 termómetro 1 perilla de succión 1 piceta 1 espectrofotómetro visible Disolución de H2SO4 3 M Disolución de KMnO4 0.01 M Disolución saturada de oxalato insoluble desconocido Agua destilada


4.2.1 Preparación de disoluciones a) Disolución de H2SO4 3 M. b) Disolución de KMnO4 0.01 M. c) Disolución saturada del oxalato insoluble desconocido. En un vaso de

precipitados de 250 mL colocar una cantidad del oxalato desconocido, agregar 150 mL de agua destilada y con agitación constante, dejar que alcance el equilibrio, a presión y temperatura constante durante media hora.

4.2.2 Secuencia Experimental

a. Tomar una alícuota del sobrante de la disolución saturada y diluir con un volumen igual de agua. Esta disolución, X, es la que se usará en los siguientes pasos del procedimiento.

b. En un matraz volumétrico de 25.00 mL, mezclar en el siguiente orden 10.00 mL de disolución X, 10 mL de H2SO4 3 M, más 1.00 mL de la disolución de KMnO4 0.01 M y el volumen adecuado de agua destilada para completar el aforo. Realizar este procedimiento por triplicado. Etiquetar estas disoluciones como M1, M2 y M3.

c. En otro matraz volumétrico de 25.00 mL, mezclar en el siguiente orden 10 mL de H2SO4 3 M, más 1.00 mL de la disolución de KMnO4 0.01 M y el volumen adecuado de agua destilada para completar el aforo. Etiquetar esta disolución como B.

d. Calentar en baño maría (entre 40 y 50 ºC durante 2 minutos) las disoluciones preparadas. Dejar que las disoluciones alcancen la temperatura ambiente y leer


56

las absorbancias a 530 nm de acuerdo al siguiente procedimiento: ajustar el espectrofotómetro a 0 de absorbancia con la disolución M1 y posteriormente leer la absorbancia de la disolución B, repitir éste procedimiento para las disoluciones M2 y M3.


5.1 Indica los valores de absorbancia de las disoluciones medidas.

Absorbancias experimentales.

ABM1 M2 M3

5.2 Determinar la concentración de la disolución diluida (1:1) del oxalato de bario para cada

una de las repeticiones realizadas. 5.3 Determinar la solubilidad (concentración de la disolución saturada del oxalato de bario)

para cada una de las repeticiones realizadas. 5.4 Determinar el valor del Ks y el valor del pKs del oxalato de bario. 5.5 Comparar el pKs que se obtuvo experimentalmente con los valores de pKs buscados en

la bibliografía y dar el nombre y fórmula del compuesto MX(C2O4)y.


7. BIBLIOGRAFÍA.

7.1 Douglas A. Skoog, y Donald M. West “Análisis Instrumental”. 2da. edición. Ed. Mc. Graw Hill. (1994) 7.2 Hobart H. Willard, Lynnel L. Merrit, Jr. “Métodos Instrumentales de Análisis”. 2da. Edición

Ed. Compañía Editorial Continental (1988).


PRÁCTICA No. 11 IDENTIFICACIÓN DE GRUPOS FUNCIONALES POR ESPECTROFOTOMETRÍA

DE INFRARROJO 1. OBJETIVOS

1.1 El alumno identificará los grupos funcionales presentes en distintas sustancias de interés 1.2 El alumno reconocerá la espectrofotometría infrarrojo como una técnica de caracterización

y de cuantificación.

2. INTRODUCCIÓN 2.1 La porción infrarroja del espectro electromagnético se divide en tres regiones; el infrarrojo

cercano, medio y lejano, así nombrados por su relación con el espectro visible. El infrarrojo lejano (aproximadamente 400-10 cm-1) se encuentra adyacente a la región de microondas, posee una baja energía, el infrarrojo medio (aproximadamente 4000-400 cm-

1) puede ser usado para estudiar las vibraciones fundamentales y la estructura rotacional vibracionall mientras que el infrarrojo cercano (14000-4000 cm-1) puede excitar sobretonos o vibraciones armónicas. De éstas tres regiones la más empleada para identificar o elucidar estructuras es la zona del infrarrojo medio, ya que la mayoría de los grupos funcionales orgánicos absorben en dicha zona.

Esta técnica funciona exclusivamente con enlaces covalentes, y como tal es de gran utilidad en química orgánica. Espectros nítidos se obtienen de muestras con pocos enlaces activos al IR y altos niveles de pureza. Estructuras moleculares más complejas llevan a más bandas de absorción y a un espectro más complejo. Sin embargo esta técnica se ha podido utilizar para la caracterización de mezclas complejas

El infrarrojo medio a su vez se divide en zona de grupos funcionales y zona de huellas de digitales:

G R U P O S F U N C I O N A L E S HUELLAS DIGITALES

Lás moléculas diatómicas simples tienen solamente un enlace, el cual se puede estirar. Moléculas más complejas pueden tener muchos enlaces, y las vibraciones pueden ser conjugadas, llevando a absorciones en el infrarrojo a frecuencias características que pueden relacionarse a grupos químicos. Los átomos en un grupo CH2, encontrado comúnmente en compuestos orgánicos pueden vibrar de seis formas distintas, estiramientos simétricos y asimétricos, flexiones simétricas y asimétricas en el plano (scissoring y rocking, respectivamente), y flexiones simétricas y asimétricas fuera del plano (wagging y twisting, respectivamente); como se muestra a continuación

57


PREPARACIÓN DE LAS MUESTRAS:

Las muestras gaseosas requieren poca preparación más allá de su purificación, pero se usa una celda de muestra con una larga longitud de celda (usualmente 5-10 cm) pues los gases muestran absorbancias relativamente débiles.

Las muestras líquidas se pueden disponer entre dos placas de una sal de alta pureza (comúnmente cloruro de sodio, o sal común, aunque también se utilizan otras sales tales como bromuro de potasio o fluoruro de calcio. Las placas son transparentes a la luz infrarroja y no introducirán líneas en el espectro. Algunas placas de sal son altamente solubles en agua, y así la muestra, agentes de lavado y similares deben estar completamente anhidros (sin agua).

Las muestras sólidas se pueden preparar principalmente de dos maneras. La primera es moler la muestra con un agente aglomerante para la suspensión (usualmente nujol) en un mortero de mármol o ágate. Una fina película del agente aglomerante se aplica en las placas de sal y se realiza la medición.

El segundo método es triturar una cantidad de la mezcla con una sal especialmente purificada (usualmente bromuro de potasio) finamente (para remover efectos dispersores de los cristales grandes). Esta mezcla en polvo se comprime en una prensa de troquel mecánica para formar un pellet translúcido a través del cual puede pasar el rayo del espectrómetro.

Es importante destacar que el espectro obtenido a partir de preparaciones distintas de la muestra se verán ligeramente distintas entre sí debido a los diferentes estados físicos en los que se encuentra la muestra.

58


EJEMPLO DE ESPECTROS DE INFRARROJO

Figura 1. Espectro de acetona

El espectro que se puede observar en la figura 1 corresponde a la acetona y como se puede notar se representa en las ordenadas la transmitancia vs. longitud de onda (cm-1) en las abcisas.


3.1 Buscar la región del infrarrojo en que absorben los grupos funcionales orgánicos más importantes

3.2 Investigar que son las huellas dactilares en espectroscopia infrarroja. 3.3 ¿Cómo se puede distinguir un alcano, de un alqueno y a su vez de un alquino? 3.4 Investigue la absorción para aromáticos en zona de huella digitales y en la zona de

grupos funcionales. 3.5 Investigue el espectro de infrarrojo de tres compuestos de interés en el área de

biotecnología. 3.6 Material del que están hechas las celdas para leer en el espectrofotómetro infrarrojo.

4. PARTE EXPERIMENTAL 4.2 Material y reactivos Aceite de maíz Vaso de unicel Cloroformo Porta objetos (2 ) Pipetas Pasteur 2 vaso de precipitados

59


60

Bolsa de plástico Caucho Ácido salicílico Acetato de isoamilo Acetanilida Celdas Parrilla de agitación. 4.3 Desarrollo experimental

4.3.1 Película de acetato de isoamilo

a) En una celda para espectroscopia infrarrojo, que puede ser de NaCl, KBr o ZnSe hacer una película de acetato de isoamilo, y adquirir el espectro de infrarrojo.

4.3.2 Película de aceite de maíz a) En una celda de infrarrojo se coloca con la ayuda de una pipeta Pasteur una gota de aceite de maíz y se distribuye uniformemente en la celda, se introduce al equipo y se adquiere el espectro indicando la longitud de absorción de cada banda observada

4.3.3 Espectro de acetanilida y ácido salicílico

a) Se coloca el dispositivo para la adquisición de muestras sólidas (ATR) en el equipo de Infrarrojo; con la ayuda de una espátula se toma un poco de acetanilida, se introduce al equipo y se adquiere el espectro.

b) De la misma forma que el inciso a) se adquiere el espectro del ácido salicílico. c) Indicar la frecuencia de absorción de cada banda en el espectro.

Se recomienda limpiar el dispositivo para sólidos antes de usarlo con un papel que contenga un poco de cloroformo a fin de limpiar completamente dicho dispositivo.

4.3.4 Espectro de muestra poliméricas

Esta parte de la experimentación se puede trabajar usando una muestra de unicel, una bolsa de plástico, una muestra de caucho, etc. a) La muestra de unicel se trabaja colocándola en un portaobjetos, con la ayuda

de una pipeta Pasteur se le adiciona 5 ó más gotas de cloroformo, hasta que el unicel se disuelva bien.

b) Una vez que se disolvió el unicel, se coloca encima otro portaobjetos y se desliza con suavidad.

c) Se deja evaporar el disolvente y una vez evaporado, se levanta la película se coloca en un portaceldas y se adquiere el espectro.

d) En el caso de la muestra de caucho ó plástico duro, se puede disolver un poco en un vaso de precipitados usando ciclohexano en el caso del caucho y cloroformo en el caso de plástico duro


61

e) Una vez disuelto, con una pipeta Pasteur se coloca una película sobre una celda de infrarrojo y se traza el espectro.

f) En el caso de la bolsa de plástico, se corta un rectángulo y se coloca sobre un portaceldas y se traza directamente el espectro.


5.1 Reportar cada espectro obtenido indicando los valores de absorción para cada banda. 5.2 Identificar los grupos funcionales principales en cada espectro y las huellas dactilares 5.3 De los espectros investigados de tres compuestos de interés en el área biotecnológica

(investigado desde el cuestionario previo), identifíque los grupos funcionales de cada espectro y las huellas dactilares.

5.4 Señale aplicaciones de ésta práctica en su carrera.

6. CONCLUSIONES


7. BIBLIOGRAFÍA

7.6 Silverstein Robert M., Bassler Clayton y Morril Terence. Identificación espectrométrica de compuestos orgánicos.

7.7 Harris D.C. “Análisis Químico Cuantitativo”. Grupo Editorial Iberoamerica (1991). 7.3 Skoog, D.A. y Leary J.J. “Analysis Instrumental”. 4ta edición. Ed. Mc Graw Hill. (1994).


62

PRÁCTICA No. 12 DETERMINACIÓN DE METALES PESADOS EN AGUAS RESIDUALES POR

ESPECTROFOTOMETRÍA DE ABSORCIÓN ATÓMICA 1. OBJETIVOS

1.1 1.2

2. INTRODUCCIÓN Las técnicas espectroscópicas atómicas se pueden clasificar en general como basadas en procesos de emisión atómica y procesos de absorción atómica. La espectroscopia de emisión atómica implica, en el caso normal, la emisión de fotones cuando los electrones regresan de estados exitados a estados fundamentales. En contraste, las técnicas de absorción atómica se basan en la captura de fotones, cuando los electrones son promovidos o a veces hasta se pierden en la formación de un ion. Las técnicas espectroscópicas de absorción atómica consisten en cauantificar la energía (midiendo la longitud de onda y la intensidad) absorbida de una fuente de radiación incidente, para exitar los electrones elementales respecto al estado fundamental. La longitud de onda y la absorción se pueden medir y registrar en un espectro. Los espectros atómicos se originan de las transiciones electrónicas entre orbitales atómicos y proden líneas de absorción extremadamente delgadas, con anchos de banda de longitud de onda de 0.1 nm, más o menos. 2.1 Absorción atómica de flama

La absorción atómica de flama es la forma más usada de espectroscopia atómica. Se pueden determinar con facilidad concentraciones de ppm de muchos iones metálicos. En la práctica, la técnica se basa en suministrar átomos o iones electrónicamente excitados por luz monocromática; la absorción que se produce se mide entonces en el instrumento. Su desventaja principal radica en su naturaleza de técnica unielemental, impuesta por la necesidad de una lámpara distinta para cada elemento.

2.1.1

b) c) d)

2.1.2 a) b) c)

2.2 Absorción atómica con horno de grafito Los hornos de grafito eliminan totalmente la necesidad de una llama porque usan un elemento de calentamiento eléctrico resistivo, de grafito, en forma de un tubo hueco. Entonces, las muestras se separan en átomos por una atomización electrotérmica. El método del horno de grafito se ha vuelto la forma más adoptada de atomización electrotérmica. Estos métodos se acercan a una eficiencia de atomización cercana al 100%. El tubo de grafito rodea a la muestra con un volumen muy pequeño, y (cuando se combina con calentamiento eléctrico) permite un control mucho mayor de la temperatura que el que se obtiene con una llama. Además, no hay fluctuaciones en la longitud de trayectoria óptica debidas a convección térmica en el interior de la llama. También se


63

elimina, claro está, la generación no deseada de luz por combustión de los gases dentro de la llama. Las muestras se inyectan por una ventana en el techo del horno de tubo de grafito con una micropipeta. Los tubos de horno de grafito suelen tener 5 cm de longitud y sus diámetros aproximados son de 1 cm. Los tubos son diseñados para que se intercambien, se limpien y se reemplacen con facilidad. Los contactos eléctricos para el elemento calentador se disponen en ambos lados del tubo. En el caso normal, todo el tubo esta rodeado por una chaqueta de enfriamiento con agua. Una corriente externa de gas noble (argón normalmente) evita el ingreso de oxígeno de la atmósfera, que causaria la incineración del tubo. También se pasa gas inerte por ambos extremos del tubo del horno de grafito que sale por la ventana de inyección de la muestra. Este gas no solo sirve para apartar el oxígeno, sino también ayuda a arrastrar los vapores generados durante las etapas iniciales de calentamiento. La temperatura suele aumentar suavemente para evaporar el solvente. Una vez seca por completo la muestra, se puede aumentar rápidamente para vaporizar el analito. La fuente de luz incidente de la lámpara de cátodo hueco, entra por un extremo del tubo de grafito y por la trayectoria de la muestra evaporada. En el caso típico, la muestra evaporada atraviesa la trayectoria de la luz durante aproximadamente 1 s, lo cual también ayuda a aumentar la sensibilidad de este método. La luz transmitida se puede medir, entonces, después de atravesar y salir del otro extremo del tubo de grafito. 2.2.1

3. CUESTIONARIO PREVIO 3.10 3.11

4. PARTE EXPERIMENTAL 4.3 Material y reactivos 4.4 Desarrollo experimental

4.4.1 d) e) f)

4.4.2 d) e) f)

5. ANÁLISIS DE RESULTADOS 5.6 5.7


7. BIBLIOGRAFÍA 7.8 7.9

Documents

MÉTODOS CUANTITATIVOS APLICADOS - … Didactico/MANUELAES... · Determinación del producto de solubilidad de un precipitado por espectrofotometría diferencial. Identificación