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Guía de Trabajos Prácticos de Química Analítica General
Licenciatura en Bioquímica
Esta guía de Química Analítica, para la realización de los Trabajos Prácticos de Aula y Laboratorio, corresponde a la Asignatura Química Analítica General, la cual es parte de la formación
básica
para
la Licenciatura en Bioquímica. Esta Asignatura se dicta en el 2º
cuatrimestre del segundo año de la Carrera, es de carácter obligatorio y posee un crédito horario total de 130 hs. Equipo Docente: Dr. Julio Raba, Profesor Titular, Dr. en Bioquímica. Dra. Irma De Vito, Profesor Asociado, Dra. en Química. Dra. Susana Moyano, Profesor Adjunto, Dra. en Bioquímica. Dr. Germán Messina, Jefe de Trabajos Prácticos, Dr. en Bioquímica. Dr. Franco Bertolino, Auxiliar de Primera, Dr. en Farmacia.
FUNDAMENTOS GENERALES La Química como ciencia básica tiene multiplicidad de ramas que permiten el estudio de la totalidad del entorno que rodea al hombre. Es por ello, que los nuevos enfoques de enseñanza deben tender a visualizar el papel fundamental que cumple la cultura científica y tecnológica en el desarrollo social. Ahora bien, en particular, la Química Analítica que tiene por objeto lograr una real comprensión de los fenómenos físico-químicos que ocurren en los diferentes ecosistemas, debe estudiarse en profundidad. La importancia que representa para los estudiantes el entendimiento de los equilibrios en las ciencias químicas y en ciencias relacionadas tales como agricultura, biología, geología y medicina, en temas como la producción de clorofila en una planta, la formación de una piedra caliza, el deterioro de una estatua de mármol por la lluvia ácida o la actividad de una enzima, no pueden ser discutidos, inteligentemente, sin un entendimiento previo de los principios físico-químicos de los distintos equilibrio y la habilidad para aplicar dichos principios a la resolución de una variedad de problemas comunes. Esto demuestra que debe prevalecer una relación estrecha entre química y los hechos concretos de la vida diaria, el medio ambiente, la sociedad y la tecnología. Para incentivar la participación del alumno y considerando su ansiedad por contactarse con una problemática real se deben integrar los temas teóricos con procesos de aplicación a la bioquímica, que se verifican mediante la realización de trabajos experimentales. En la confección de esta guía de Trabajos Prácticos, intentamos reflejar la experiencia de muchos años de docencia de un grupo de trabajo dedicado a la enseñanza de la Química Analítica inicial para distintas carreras de la Facultad de Química Bioquímica y Farmacia, y esperamos que sea de utilidad para el alumnado.
Los Autores Área de Química Analítica
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OBJETIVOS BÁSICOS
Lograr que el alumno: Conozca los fundamentos y la utilidad de los distintos métodos de análisis clásico, sus alcances y limitaciones. Inicie su adiestramiento en las distintas técnicas de análisis clásico. Afiance los conocimientos mediante el planteo y la resolución de problemas analíticos específicos. Informe e interprete datos analíticos sobre la base de criterios actuales de calidad. Comprenda la importancia de la química analítica como herramienta básica del Lic. en Bioquímica. Se familiarice con bibliografía, normas, y bancos de datos relacionados a la asignatura. Desarrolle criterios para la selección de una técnica analítica en función de sensibilidad, exactitud, precisión, costos, tiempos de ejecución y naturaleza de la muestra. Desarrolle criterio analítico, de suma importancia para tomar decisiones, juzgar hechos y apreciar valores.
Autores: Profesores: Dra. Irma De Vito, Dra. Susana Moyano, Dr. Julio Raba Auxiliares: Dr. Germán Messina, Dr. Franco Bertolino
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Química Analítica General Guía de Laboratorio
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INDICE DETERMINACION DE LA MASA DE UNA SUSTANCIA ............................................................................... 1 Laboratorio Nº 1...................................................................................................................................................... 4 MANEJO DE BALANZAS Y PREPARACION DE SOLUCIONES ................................................................... 4 Laboratorio Nº 2...................................................................................................................................................... 6 ANALISIS SISTEMATICO DE CATIONES ........................................................................................................ 6 Laboratorio Nº 3...................................................................................................................................................... 7 ANALISIS SISTEMATICO DE ANIONES .......................................................................................................... 7 Laboratorio Nº 4...................................................................................................................................................... 8 MARCHA ANALITICA ........................................................................................................................................ 8 Ensayos de identificacion de cationes mas frecuentes .......................................................................................... 11 Ensayos de identificacion de aniones mas frecuentes ........................................................................................... 17 ANALISIS CUANTITATIVO.............................................................................................................................. 20 Laboratorio Nº 5.................................................................................................................................................... 23 PREPARACION y NORMALIZACION DE UN ACIDO TIPO Y DE UNA BASE TIPO ............................... 23 Laboratorio Nº 6.................................................................................................................................................... 27 APLICACIONES DE LA VOLUMETRIA ACIDO-BASE ................................................................................. 27 Laboratorio Nº 7.................................................................................................................................................... 29 APLICACIONES DE LA VOLUMETRIA DE PRECIPITACIÓN ..................................................................... 29 Laboratorio Nº 8.................................................................................................................................................... 33 COMPLEXOMETRIA: APLICACIONES........................................................................................................... 33 Laboratorio Nº 9.................................................................................................................................................... 36 APLICACIONES DE LA VOLUMETRIA DE OXIDO-REDUCCION ............................................................. 36 Laboratorio Nº 10.................................................................................................................................................. 40 APLICACIONES DE LA GRAVIMETRIA ........................................................................................................ 40 PREPARACION DE SOLUCIONES Y EXPRESION DE RESULTADOS ....................................................... 43 ANALISIS CUALITATIVO ................................................................................................................................ 44 CALCULO DE pH................................................................................................................................................ 45 CALCULO DE KpS .............................................................................................................................................. 49 ANALISIS CUANTITATIVO – VOLUMETRIA ............................................................................................... 49 ANALISIS CUANTITATIVO - GRAVIMETRIA .............................................................................................. 52 ANEXOS .............................................................................................................................................................. 54 RESPUESTAS GUIA DE AULA ......................................................................................................................... 54 CUADRO DE SOLUBILIDADES EN AGUA PURA ......................................................................................... 56 CUADRO DE ELECTROLITOS FUERTES Y DEBILES .................................................................................. 56 CONSTANTES DE DISOCIACION DE ACIDOS DEBILES A 25º C .............................................................. 57 CONSTANTES DE DISOCIACION DE BASES DEBILES A 25ºC .................................................................. 58 CONSTANTES DEL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD A 25 ºC ...................................................................... 58 REGLAMENTO INTERNO DE LA ASIGNATURA ......................................................................................... 61 GLOSARIO DE TERMINOS ............................................................................................................................... 63 PROGRAMA DE LA ASIGNATURA................................................................................................................. 66 BIBLIOGRAFIA ................................................................................................................................................. 69
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NORMAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO
1- Normas Generales • Usar guardapolvo con puños, entallados y a la altura de la rodilla, de preferencia de algodón. • Usar protección para los ojos tales como lentes de seguridad, guantes apropiados • No se permitirá la entrada al laboratorio con: faldas, pantalones cortos, medias de nylon, zapatos abiertos y cabello largo suelto. • No comer, beber, ni fumar en los lugares de trabajo. • Trabajar con ropa bien entallada y abotonada. • Mantener las mesas siempre limpias y libres de materiales extraños (traer repasador). • Colocar materiales peligrosos alejados de los bordes de las mesas. • Arrojar material roto sólo en recipientes destinados a tal fin. • Limpiar inmediatamente cualquier derrame de producto químico. • Mantener sin obstáculo las zonas de circulación y de acceso a las salidas y equipos de emergencia. • Informar en forma inmediata cualquier incidente al responsable de laboratorio. • Antes de retirarse del laboratorio deben lavarse las manos.
2- Normas Específicas • Para tomar material caliente usar guantes y pinzas de tamaño y material adecuados. • Colocar los residuos, remanentes de muestras, etc. en recipientes destinados para tal fin. • Rotular los recipientes, aunque sólo se utilicen en forma temporal. • No pipetear con la boca ácidos, álcalis o productos corrosivos o tóxicos. • Manejo de solventes, ácidos y bases fuertes: − Abrir las botellas con cuidado y de ser posible, dentro de una campana. − Los ácidos y bases fuertes deben almacenarse en envases de vidrio perfectamente tapados y rotulados, lejos de los bordes desde donde puedan caer. No exponer los recipientes al calor. − No apoyar las pipetas usadas en las mesas. − Trabajar siempre con guantes y protección visual. − Para la dilución de ácidos añadir lentamente el ácido al agua contenida en el matraz, agitando constantemente y enfriando si es necesario. Si se manejan grandes cantidades de ácidos tener a mano bicarbonato de sodio.
Si le cae por accidente sobre piel un solvente, ácido o álcali, inmediatamente lávese con abundante agua y busque atención.
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DETERMINACION DE LA MASA DE UNA SUSTANCIA
Durante el transcurso de un análisis químico siempre se necesita determinar la masa de una sustancia, ya sea de la muestra a analizar o de las diferentes drogas sólidas para preparar las soluciones para el análisis. Es de suma importancia comprender la diferencia que existe entre masa y peso. La masa es una medida constante de la cantidad de materia de un objeto. El peso es la fuerza de atracción entre el objeto y la tierra. Como la atracción gravitacional varía con la localización geográfica, el peso depende del lugar en donde el objeto está siendo pesado, en cambio la masa permanece constante sin importar el lugar donde se mida. Los análisis químicos se basan siempre en la medición de la masa, por lo que los resultados no dependen del lugar. Una balanza es el instrumento de medida que se utiliza para comparar masas. En el vocabulario cotidiano se pierde la diferencia entre peso y masa, y al proceso de comparación de masas comúnmente se le denomina pesada. En los laboratorios se utilizan dos tipos de balanzas: a) Balanzas granatarias Este tipo de balanzas se utilizan para determinaciones de masa cuando las cantidades requeridas son sólo aproximadas ya sea de sólidos o líquidos, este tipo de pesadas se utilizan para preparar soluciones de concentración aproximada. Actualmente estas balanzas tiene un solo platillo en la parte superior y las pesadas pueden hacerse rápidamente. Existen en el mercado modelos de variada capacidad y precisión: de 120 g con una precisión de 0,5 mg; de 1.200 g y una precisión de 5 mg; de 2.000 g con 0,1 g de precisión. b) Balanzas analíticas Una balanza analítica es un instrumento para “pesar” cuya capacidad va desde un gramo hasta algunos kilogramos con una precisión de al menos 1 parte en 105 de su capacidad máxima. Actualmente la precisión y exactitud de muchas balanzas analíticas superan 1 parte en 106 de su capacidad máxima. Dentro de las balanzas analíticas más comunes tenemos: Macrobalanzas, tienen una capacidad de máxima de 160-200 g y una precisión de 0,1 mg. Semimicroanalíticas, tienen una capacidad de máxima de 10 -30 g y una precisión de 0,01 mg. Microanalítica, tienen una capacidad de máxima de 1 - 3 g y una precisión de 0,001 mg. La balanza analítica tradicional, de brazos iguales,
ha sido desplazada por la balanza
analítica monoplato debido a la rapidez de las pesadas. Esta última actualmente está siendo sustituida por la balanza electrónica.
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Clasificación de las Sustancias
Reactivos: La pureza de los reactivos es de fundamental importancia para la exactitud de los resultados de cualquier análisis, y en general debería utilizarse siempre para los análisis de laboratorio drogas o reactivos químicos de máxima pureza. Existen en el comercio drogas de diferentes calidades y de diferentes purezas. La calidad
especificada como “grado técnico” es la de menor pureza y no se utiliza
generalmente en los laboratorios de análisis, es utilizada en la industria para diversos procesos que requieren grandes volúmenes de reactivos. La calidad denominada U.S.P. ( bajo Normas de Farmacopea) es de menor pureza que la denominada “droga pura” y esta última de menor pureza que la “grado análisis” o “p.a.”. Este último tipo se adquiere con un rótulo en el cual se especifican o se declaran las impurezas presentes. Las drogas grado análisis o grado reactivo actualmente deben ajustarse a los estándares mínimos especificados por el Comité de Sustancias como Reactivos de la Sociedad Química Americana o con especificaciones ACS y siempre que sea posible esta es la calidad de drogas requeridas en los ensayos generales de laboratorio. Algunos fabricantes imprimen en los rótulos no sólo los límites máximos de impurezas sino también el análisis utilizado para la determinación. Grado estándar primario: son drogas de elevada pureza que sirven como material referencia en los métodos volumétricos y gravimétricos. Deben cumplir con ciertos requisitos. Los estándares primarios son fabricados bajo estrictas normas y son cuidadosamente analizados por sus proveedores y esto está impreso en los rótulos de los envases. Drogas estándares de referencia: son sustancias complejas que han sido exhaustivamente analizadas y son utilizadas para el control de calidad de los métodos de análisis y en los sistemas de validación de ensayos. Reactivos con propósitos especiales son sustancias preparadas para alguna aplicación especial, por ejemplo Drogas calidad Biología Molecular, Drogas calidad espectrometría, grado cromatográfico, grado pesticidas, grado análisis toxicológico etc.
Reglas para el manejo de reactivos y soluciones Ya se vio que la pureza de las drogas es el condicionante para la exactitud del resultado final del análisis. Un frasco recién abierto de una droga grado reactivo normalmente se puede utilizar con toda confianza, pero utilizar la última porción de un frasco de reactivo con la misma confianza depende de la forma en que se ha manejado ese frasco después de abierto. En general se deben observar algunas reglas de manejo para evitar una contaminación accidental de los reactivos y de las soluciones. Ellas son: Área de Química Analítica
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1. Cuando se disponga a realizar un análisis, seleccionar el mejor grado de sustancia disponible para el trabajo y siempre que sea posible utilizar el menor frasco que contenga la cantidad necesaria. 2. Colocar inmediatamente la tapa en el recipiente, luego de haber utilizado la droga. 3. Tomar los tapones de los frascos entre los dedos, no dejar los mismos en la mesada para evitar confusiones. 4. A menos que se le indique expresamente otra acción, no debe regresar al frasco de droga el exceso de reactivo. 5. A menos que se le indique otra acción, no debe introducir espátulas, cucharas, u otros utensilios en los frascos de droga sólida. En lugar de esto, agitar vigorosamente el frasco tapado, o golpear suavemente contra una mesada de madera para romper cualquier incrustación, luego vertir afuera del frasco una cantidad cercana a la deseada, de no ser posible, utilizar cucharas de porcelana limpias. 6. Conservar la estantería de reactivos y la balanza de laboratorio en perfecto estado de orden y limpieza. Limpiar de inmediato cualquier salpicadura, aún cuando haya alguien más esperando utilizar la misma sustancia. 7. Observar los reglamentos locales del laboratorio en cuanto a la disposición de excesos de reactivos y soluciones.
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Licenciatura en Bioquímica Laboratorio Nº 1
MANEJO DE BALANZAS Y PREPARACION DE SOLUCIONES
Objetivos Preparar soluciones integrando conocimientos teóricos y cálculos. Diferenciar las formas de expresión de la concentración y relacionarlos con la utilización de diferentes calidades de drogas, tipos de balanzas y tipos de material volumétrico. Emplear diferentes tipos de balanzas. Parte experimental Material de laboratorio:
Reactivos:
1- Vidrio de reloj
1.
Carbonato de sodio anhidro.
2- Vaso de precipitación de 50 mL
2.
Hidróxido de Sodio. (50% p/v)
3- Matraz aforado de 100 mL
3.
Diferentes sales sólidas.
4- Probeta de 100 mL
4.
Ácido clorhídrico concentrado.
5- Varilla de vidrio 6- Espátula de vidrio. 7- Pipetas graduadas de 10 y 5 mL. 8- Pipetas doble aforo de 5 mL
Procedimiento:
A - Preparación de una solución de título exacto. Solución de Carbonato de sodio anhidro. 1. Calcular la masa que es necesario pesar para preparar 100,0 mL de solución 0,1 N de Carbonato de sodio. 2. Utilizando una balanza analítica, pesar la cantidad calculada en un vaso de precipitación. 3. Agregar aproximadamente 50 mL de agua destilada y utilizando una varilla de vidrio agitar hasta la disolución total de la droga sólida. 4. Trasvasar cuantitativamente la solución a un matraz aforado de 100,0 mL ayudándose con la varilla de vidrio. 5. Enjuagar el vaso varias veces con un pequeño volumen de agua destilada y trasvasar los líquidos de lavado al matraz. 6. Enjuagar la varilla de vidrio y completar el volumen del matraz con agua destilada. 7. Envasar la solución obtenida y rotularla convenientemente. Área de Química Analítica
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B - Preparación de una solución de concentración aproximada. 1. Calcular la masa que es necesaria pesar para preparar 100,0 mL de solución porcentual (p/v), de la sal sólida que se indique a cada comisión en el laboratorio. 2. Utilizando una balanza granataria, pesar la cantidad calculada en un vidrio de reloj o vaso de precipitado, según su criterio. 3. Disolver la droga sólida con agua destilada y utilizando una varilla de vidrio, agitar hasta la disolución total. 4. Trasvasar la solución a una probeta de 100,0 mL ayudándose con la varilla de vidrio. 5. Enjuagar el vaso varias veces con un pequeño volumen de agua destilada y trasvasar los líquidos de lavado a la probeta. 6. Enjuagar la varilla de vidrio y completar el volumen a 100 mL en la probeta con agua destilada. 7. Una vez preparada la solución envasarla en frascos de plástico rotulado convenientemente.
C - Preparación de soluciones de diferentes ácidos y bases partiendo de soluciones concentradas: hidróxido de sodio y ácido clorhídrico. (Trabajar con las drogas bajo campana) 1. Buscar en el rótulo de la droga concentrada los datos de concentración y densidad. 2. Calcular el volumen de cada reactivo necesario para preparar 250 mL de solución 0,1 N. 3. Verter en un matraz de 250,0 mL aproximadamente 50 mL de agua destilada. 4. Trasvasar un volumen del reactivo a un vaso de precipitación y medir el volumen calculado en el paso 2, con una pipeta graduada, utilizando una propipeta. 5. Descargar lentamente el volumen medido en el matraz con agua destilada. 6. Completar a volumen con agua destilada. 7. Envasar la solución obtenida y rotularla convenientemente.
Informe de laboratorio: Realizar en un cuaderno de notas el informe correspondiente, en donde consten los cálculos, los procedimientos utilizados y las conclusiones.
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Licenciatura en Bioquímica Laboratorio Nº 2
ANALISIS SISTEMATICO DE CATIONES
Ensayos Preliminares Comparativos Objetivos Aplicar las propiedades periódicas con fines analíticos. Emplear reactivos generales y de grupo. Observar el comportamiento de los cationes frente a diferentes reactivos generales y de grupo.
Parte experimental Material de laboratorio:
Reactivos:
1- Tubos de ensayo
1-
NaOH (2N y c) ; (OH-)
2- Vaso de precipitación de 50 mL
2-
NH4OH (2N y c) ; (OH-) ; NH3 ; (NH4+)
3- Varilla de vidrio
3-
Na2CO3 (1N) ; (CO32-) ; (OH-)
4- Pipetas graduadas de 10 y 5 mL.
4-
HCl (2N) ; (Cl-)
5-
(NH4)2SO4 (sol. saturada) ; (SO42-)
6-
NH4+/NH3 (sol. reguladora)
Procedimiento: 1-
En tubos de ensayo colocar 5 gotas de solución de cada una de las especies iónicas a estudiar.
2-
Adicionar a cada uno de ellos, gota a gota y agitando, solución del reactivo general cuyo efecto
sobre la especie se dispone a observar, siguiendo el orden señalado en esta guía. 3-
Observar y anotar cuidadosamente los cambios que se manifiesten, particularmente la formación
de gases, sólidos o nuevas especies solubles, anotando en cada caso el aspecto y color del producto de la reacción. 4-
Escriba la ecuación que justifica la reacción química correspondiente. En los casos en que no se
observen cambios, haciendo uso de sus conocimientos busque la justificación química a tales hechos.
Informe de laboratorio: Realizar en un cuaderno de notas el informe correspondiente, en donde consten las ecuaciones que justifican las reacciones químicas correspondientes en cada caso.
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Licenciatura en Bioquímica Laboratorio Nº 3
ANALISIS SISTEMATICO DE ANIONES
Ensayos Preliminares Comparativos Objetivos Aplicar las propiedades periódicas con fines analíticos. Emplear reactivos generales y de grupo. Observar el comportamiento de los aniones frente a diferentes reactivos generales y de grupo. Parte experimental Material de laboratorio:
Reactivos:
1- Tubos de ensayo
1-
H2SO4 (2N) ; (H+)
2- Vaso de precipitación de 50 mL
2-
AgNO3 ; (Ag+)
3- Varilla de vidrio
3-
Ba (CH3 -COO)2 ; (Ba2+)
4- Pipetas graduadas de 10 y 5 mL.
4-
Ca (CH3 -COO)2 ; (Ca2+)
5-
KI en medio ácido ; (I-)
6-
KMnO4 en medio ácido ; (MnO4-)
Procedimiento: 1-
En tubos de ensayo colocar 5 gotas de solución de cada una de las especies iónicas a estudiar.
2-
Adicionar a cada uno de ellos, gota a gota y agitando, solución del reactivo general cuyo efecto
sobre la especie se dispone a observar, siguiendo el orden señalado en esta guía. 3-
Observar y anotar cuidadosamente los cambios que se manifiesten, particularmente la formación
de gases, sólidos o nuevas especies solubles, anotando en cada caso el aspecto y color del producto de la reacción. 4-
Escriba en todos los casos la ecuación que justifica la reacción química correspondiente. En los
casos en que no se observen cambios, haciendo uso de sus conocimientos busque la justificación química a tales hechos.
Informe de laboratorio: Realizar en un cuaderno de notas el informe correspondiente, en donde consten las ecuaciones que justifican las reacciones químicas correspondientes en cada caso.
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Licenciatura en Bioquímica Laboratorio Nº 4
MARCHA ANALITICA
Objetivos Emplear una marcha sistemática de separación. Obtener información cualitativa mediante la respuesta binaria que se observe en una muestra. Analizar en forma cualitativa una muestra simple. Parte experimental Material de laboratorio:
Reactivos:
1- Tubos de ensayo
1-
NaOH (2N y c) ; (OH-)
2- Vaso de precipitación de 50 mL
2-
NH4OH (2N y c) ; (OH-) ; NH3 ; (NH4+)
3- Varilla de vidrio
3-
Na2CO3 (1N) ; (CO32-) ; (OH-)
4- Pipetas graduadas de 10 y 5 mL.
4-
HCl (2N) ; (Cl-)
5- Centrífuga
5-
(NH4)2SO4 (sol. saturada) ; (SO42-)
6-
NH4+/NH3 (sol. reguladora)
7-
H2SO4 (2N) ; (H+)
8-
AgNO3 ; (Ag+)
9-
Ba (CH3 -COO)2 ; (Ba2+)
10- Ca (CH3 -COO)2 ;(Ca2+)
Procedimiento: 1-
En tubos de ensayo colocar 3 mL de la solución muestra.
2-
Adicionar gota a gota y agitando, solución de carbonato de sodio hasta precipitación total
(reacción alcalina al tornasol), centrifugar, separar y reservar la solución para el análisis de cationes de primer grupo y de aniones. 3-
Disolver el precipitado con ácido nítrico diluido y continuar con el esquema de separación de la
marcha del carbonato de sodio. 4-
Observar y anotar cuidadosamente los cambios que se manifiesten, particularmente la formación
de sólidos o nuevas especies solubles, anotando en cada caso el aspecto y color del producto de la reacción. 5-
Realizar los ensayos de identificación que correspondan a los cationes encontrados en la muestra.
6-
Tomar gotas de la solución reservada en el paso 2 y realizar los ensayos de identificación para
cationes de primer grupo. Área de Química Analítica
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7-
Sobre unas gotas de la muestra original realizar ensayo de identificación de carbonato.
8-
Tomar una alícuota de la solución reservada para análisis de aniones y realizar la separación de
aniones con los reactivos de grupo. 9-
Observar y anotar cuidadosamente los cambios que se manifiesten, particularmente la formación
de sólidos, anotando en cada caso el aspecto y color del producto de la reacción. 10- Realizar los ensayos de identificación que correspondan a los aniones encontrados en la muestra.
Informe del laboratorio:
Realizar en un cuaderno de notas el informe correspondiente, en donde consten las ecuaciones que justifican las reacciones químicas correspondientes en cada caso.
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Esquema de Marcha Analítica
El procedimiento general se basa en el empleo sistemático de técnicas de separación, utilizando las condiciones experimentales adecuadas en cada operación, cuyo elemento principal es el denominado Reactivo de Grupo. La técnica de separación más usual para especies-analitos inorgánicos es la precipitación / centrifugación. Marcha del Carbonato de Sodio Problema en Solución + Na2CO3
Iones solubles en carbonato Na+, K+ y Aniones
Precipitado + HNO3 ∅
Grupo 1
Solución + HCl
Grupo 3
AgCl
Solución
PbCl2 Hg2Cl2
+ (NH4)2 SO4
Grupo 4
CaSO4 PbSO4 SrSO4
Solución
BaSO4
+ NH3 /NH4+
Grupo 5
Al(HO)3
Cr(HO)3
Fe(HO)3
Bi(HO)3
Grupo 6
Cd(NH3)42+ Zn(NH3)42+ Cu(NH3)42+
Co(NH3)62+ Hg2+, Mg2+, Mn2+, Ca2+ Área de Química Analítica
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ENSAYOS DE IDENTIFICACIÓN DE CATIONES MÁS FRECUENTES
Primer Grupo de Cationes: Cationes solubles en Na2CO3 Li+, Na+, K+ y Tl+ Mecanismo: En todos los casos realizar ensayo de coloración a la llama. Técnica: 1- Colocar en microtubo de ensayo 5 gotas de solución muestra. 2- Adicionar gotas de HC1(c) 3- Tomar con hilo de platino y exponer a la llama. Resultado:
Li+ : coloración rojo - carmín Na+: coloración amarilla K+: coloración violeta Tl+: coloración verde esmeralda
Segundo Grupo de Cationes: Cationes insolubles en HNO3 (c) en caliente. Sn4+ y Sb3+ Reactivo: Fe en medio ácido y HgCl2 Mecanismo: Reducción de Sb3+ a Sb y de Sn4+ a Sn2+ con Fe
2 [SbCl
]3 − + 3Fe → 2Sb ↓ + 3Fe 2 + +12 Cl − [SnCl 6 ]2 − + Fe → [SnCl 4 ]2 − + Fe 2 + + 2Cl − [Sn Cl 4 ]2 − + 2HgCl 2 → [SnCl 6 ]2 − + Hg 2 Cl 2 ↓ [SnC l 4 ]2 − + HgCl 2 → [SnCl 6 ]2 − + Hg ↓ 6
Técnica: 1- Colocar en microtubo de ensayo 5 gotas de solución muestra. 2- Agregar una pequeña cantidad de Fe en polvo. 3- Separar la solución del precipitado de Sb. 4- Continuar trabajando con el líquido, agregar 2 gotas de HgCl2 0,5 N. Resultado: Precipitado negro de Sb metálico. Precipitado gris o negro de Hg2Cl2 y/o Hg. Tercer Grupo de Cationes: Cationes insolubles en HCl 2 N Ag+ Reactivo: HCl 2 N y NH3 (c) Mecanismo: Disolución del precipitado de AgCl por formación del amino complejo: Área de Química Analítica
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Ag + + Cl − → AgCl ↓ AgCl ↓ + 2 NH 3 →[Ag (NH 3 )2 ]+ + Cl − Técnica: 1- Colocar en microtubo de ensayo 5 gotas de solución muestra. 2- Adicionar gotas de HCl 2 N. 3- Agregar amoníaco concentrado hasta disolución total. Resultado: Formación de complejo incoloro. Pb2+ Reactivo: NaOH (c)
Pb 2 + + 2OH − → Pb (OH )2 ↓
Mecanismo: Formación de hidroxo – complejo:
Pb (OH )2 ↓ + 2 OH − → PbO 22 − + 2H 2 O Técnica: 1- Colocar en microtubo de ensayo 5 gotas de solución muestra. 2- Adicionar gotas de NaOH 2 N. 3- Agregar NaOH (c) en exceso hasta disolución total. Resultado: Formación de complejo incoloro. Hg22+ Reactivo: NH3 (c) Mecanismo: Dismutación del Hg22+ en Hg2+ y Hg:
Hg22+ + 2 Cl− →Hg2Cl2 ↓ Hg2Cl2 ↓ + 2NH3 → Hg 0 ↓+HgCl NH2↓+ NH+4 +Cl− negro
blanco
Técnica: 1- Colocar en microtubo de ensayo 5 gotas de solución muestra. 2- Adicionar gotas de HCl 2 N. 3- Agregar amoníaco concentrado. Resultado: Formación de un precipitado negro o gris.
Cuarto Grupo de Cationes: Cationes insolubles en (NH4)2SO4 Ca2+, Sr2+, Ba2+ y Pb2+ Reactivo: Sulfato de amonio y Na2AEDT. Mecanismo: Disolución selectiva de los MeSO4 en Na2AEDT. Técnica: 1-
Colocar en microtubo de ensayo 5 gotas de solución muestra.
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Adicionar Sulfato de amonio gota a gota hasta precipitación total.
Agregar 20 gotas de agua al precipitado, agitar, centrifugar y decantar. Reservar la solución para investigar Ca2+. 3-
Adicionar 20 gotas de Na2AEDT al 5% . Poner en baño María 5 min., centrifugar, decantar.
Reservar la solución para investigar Pb2+. 4-
Añadir 10 gotas de Na2AEDT al 5 %, 1 gota de indicador mixto y gotas de NaOH 0,05N hasta
verde. Calentar en B.M. Si se pone violeta (hay Sr2+), adicionar NaOH hasta color verde. Centrifugar, decantar. Reservar la solución para investigar Sr2+. 5-
Adicionar 4 gotas de NH3 (c) y 10 gotas de Na2AEDT al 5 %. Calentar B.M. hasta disolución
total. Reservar la solución para investigar Ba2+. Ca2+ Reactivo: Rodizonato de sodio. Mecanismo: Formación de precipitado:
H
O O
O
O
+
Ca
Ca O
O O
Técnica:
O
+
H
1- Colocar en microtubo de ensayo 5 gotas de solución muestra. 2- Adicionar 0,5 g de sulfato de amonio y calentar a sequedad. 3- Tratar el residuo seco y frío con gotas de solución acuosa reciente de rodizonato de sodio al 0,2% y gotas de NaOH 0,5 N. Resultado: El residuo blanco se tiñe de color violeta. Quinto Grupo de Cationes: Cationes insolubles en solución reguladora NH4+/ NH3 (pH 9,5) Cr 3+ Reactivo H202 en medio alcalino. Mecanismo: Oxidación de Cr3+ a CrÓ42-
2[Cr (OH )4 ]− + 3H 2 O 2 + 2OH − → 2CrO 24 − +8H 2 O Técnica: 1- Colocar en microtubo de ensayo 5 gotas de solución muestra. 2- Adicionar NaOH hasta reacción alcalina. 3- Agregar 4 gotas de H202 al 3%, calentar a ebullición. Resultado: Solución de color amarillo indica cromato. Fe3+ Reactivo: KSCN Mecanismo: formación de complejo coloreado:
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Fe3+ +SCN− →[Fe(SCN)]
2+
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Técnica: 1- Colocar en placa de toque 3 gotas de solución muestra. 2- Adicionar 3 gotas de KSCN. Resultado: Color rojo intenso. Al3+ Reactivo: Aluminón. Mecanismo: Formación de quelato (laca) en medio neutro. Técnica 1- Colocar en microtubo de ensayo 5 gotas de solución muestra. 2- Agregar gotas de aluminón al 1 %. Resultado: Precipitado rojo rosado, coposo. Bi3+ Reactivo: Estannito de Sodio (SnCl2 + NaOH) Mecanismo: Reducción a Bi metálico:
2Bi3+ +3[Sn (OH )3 ] +9OH − →2Bi +3[Sn (OH )6 ] −
2−
Técnica: 1- Colocar en placa de toque 3 gotas de solución de SnCl2. 2- Adicionar NaOH 2 N hasta disolución del precipitado. 3- Agregar 3 gotas de muestra y agitar. Resultado: Precipitado negro. Sexto Grupo de Cationes: Cationes solubles en solución reguladora NH4+/NH3 de (pH 9,5) Cu2+ Reactivo: Cuprón. Mecanismo: Formación de un quelato. Técnica: 1- Colocar en papel de filtro 1 a 2 gotas de cuprón al 5 % en etanol. 2- Agregar 1 gota de solución de la muestra previamente alcalinizada con solución de NH3 2 N. Resultado: Mancha de color verde claro. Co2+ Reactivo: Solución de tiocianato de amonio en acetona. Mecanismo: Formación de complejo:
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Co2+ +3SCN− →[Co(SCN)3 ]
−
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Técnica: 1- Colocar en microtubo de ensayo 5 gotas de solución muestra. 2- Adicionar ac. acético 2 N, hasta reacción ácida al tornasol, hervir. 3- Agregar esta solución sobre volumen doble de sol. saturada de tiocianato de amonio en acetona.
Resultado: Color azul o azul verdoso intenso. Hg2+ Reactivo: Estannito de Sodio (SnCl2 + NaOH) Mecanismo: Reducción a Hg metálico:
[HgCl4 ]2− +[Sn(OH)4 ]2− +2OH− →Hg+[Sn(OH)6 ]2− +4Cl−
Técnica: 1- Colocar en placa de toque 3 gotas de solución de SnCl2. 2- Adicionar NaOH 2 N hasta disolución del precipitado. 3- Agregar 3 gotas de muestra y agitar.
Resultado: Precipitado negro. Zn2+ Reactivo: Na2S Mecanismo: Formación de un precipitado:
[Zn(NH ) ]
2+
3 4
+S2− →ZnS↓+4NH3
Técnica: 1- Colocar en microtubo de ensayo 5 gotas de solución muestra amoniacal. 2- Adicionar 5 gotas de NaOH (c), centrifugar y seguir trabajando con la solución. 3- Agregar gotas de solución reciente de sulfuro de sodio al 30 %.
Resultado: Precipitado blanco. Mg2+ Reactivo: Magnesón. Mecanismo: Adsorción de la forma tautomérica azul del colorante sobre el hidróxido de magnesio. Técnica: 1- Colocar en microtubo de ensayo 3 gotas de solución muestra acética. 2- Adicionar 1 gota de Magnesón al 1 % en etanol al 50 %. 3- Agregar gotas de NaOH hasta alcalino, calentar a baño María.
Mn2+ Reactivo: H2O2 en medio alcalino. Mecanismo: Oxidación de Mn2+ a MnO2: Área de Química Analítica
Mn
2+
+ H 2 O 2 + 2 OH − → MnO 2 • 2 H 2 O ↓
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Técnica: 1- Colocar en microtubo de ensayo 5 gotas de solución muestra amoniacal. 2- Adicionar agua oxigenada al 30 % y calentar.
Resultado: Precipitado pardo. Cd2+ Reactivo: Na2S Mecanismo: Formación de un precipitado:
[Cd(NH ) ]
2+
3 4
+S2− →CdS ↓+4NH3
Técnica: 1- Colocar en microtubo de ensayo 5 gotas de solución muestra amoniacal. 2- Adicionar gota a gota KCN 1M hasta decoloración. 3- Agregar gotas de solución reciente de sulfuro de sodio al 30 % y calentar en baño maría.
Resultado: Precipitado amarillo.
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ENSAYOS DE IDENTIFICACIÓN DE ANIONES MÁS FRECUENTES
Sulfito a) Centrifugar el precipitado obtenido en el ensayo para grupo I. Decantar el sobrenadante a un tubo de ensayo y reservarlo. b) Agregar 1 mL de agua al precipitado, agitar y luego agregar 5 gotas de ácido clorhídrico 6M y 5 gotas de cloruro de bario l M. c) Agitar con cuidado luego centrifugar y decantar el sobrenadante límpido en un tubo limpio. Descartar el residuo. d) Agregar 5 gotas de peróxido de hidrógeno al 3 % al sobrenadante claro. Agitar y dejar estar 5 minutos. Un precipitado blanco de BaS04, finamente dividido, indica la presencia de ion sulfito en el desconocido original.
Sulfato a) Colocar 1 mL del desconocido en un tubo de ensayo. Agregar ácido clorhídrico 6 M, agitando, hasta que la solución sea ácida al tornasol, luego agregar 2-3 gotas en exceso. b) Agregar 3-5 gotas de cloruro de bario 1 M y agitar. Un precipitado blanco finamente dividido de BaSO4 confirma ion sulfato.
Fosfato a) Colocar 1 mL del desconocido en un tubo de ensayo. Agregar hidróxido de amonio, agitando hasta que la solución sea alcalina, luego agregar 2 - 3 gotas en exceso. b) Agregar 1 mL de mezcla magnesiana a la solución alcalina. Agitar con cuidado y dejar estar 5 minutos, agitando para que la precipitación sea completa. Si no se forma precipitado, el ion fosfato está ausente. c) Centrifugar el precipitado de fosfato amónico magnésico y descartar el sobrenadante. d) Agregar 1 mL de mezcla magnesiana al precipitado. Agitar bien, centrifugar y descartar el sobrenadante. e) Agregar 1 mL de ácido nítrico 6 M al precipitado. Agitar. El precipitado deberá disolverse completamente en la solución ácida. f) Agregar 1 mL de molibdato de amonio 1 M y luego calentar hasta ebullición. Un precipitado amarillo, (NH4)3PO4(MoO3)12 , indica fosfato.
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Carbonato a) Colocar 2 mL del desconocido en un tubo de ensayo, agregar 2 mL de peróxido de hidrógeno al 3 % y agitar. Agregar 2 mL de ácido acético 6M y tapar el tubo rápidamente con el tapón atravesado por un tubo de salida acodado. b) Colocar el tubo en un baño de agua hirviente y burbujear los gases que escapan en un tubo que contenga una mezcla de 1 mL de hidróxido de sodio 6 M, 1 mL de cloruro de bario 1M y 2 mL de agua, la que ha sido centrifugada para eliminar cualquier precipitado o turbidez. Un precipitado blanco de BaCO3 indica carbonato.
Cromato a) Colocar en placa de toque 2 a 3 gotas del desconocido. b) Adicionar 2 gotas de solución alcohólica de Difenilcarbazida al 1%. c) Si el desconocido es alcalino, adicionar ácido sulfúrico diluido, hasta que desaparezca el color rojo del reactivo. En presencia de cromato se origina un color azul-violeta.
Cloruro a) Colocar 1 mL del desconocido en un vaso de 25 mL, agregar 5 gotas de cromato de potasio 1 M y 2 mL de ácido nítrico 6 M. b) Calentar y hervir hasta que se haya evaporado la mitad del líquido, luego decantar la solución remanente a un tubo limpio. c) Agregar 1 mL de ácido nítrico 6 M y 10 gotas de nitrato de plata 0,5 M. Agitar. Si no se forma ningún precipitado, está ausente el ion cloruro. Si se forma precipitado, centrifugar y descartar el sobrenadante. d) Agitar el precipitado con 1 mL de agua, 5 gotas de peróxido de hidrógeno al 3 % más 5 gotas de ácido nítrico 6 M. Calentar a ebullición, centrifugar y descartar el sobrenadante. e) Si queda algún color, repetir la etapa d). f) Disolver el precipitado por agregado de 10-15 gotas de hidróxido de amonio 6 M y agitar. g) Agregar 1 mL de ácido nítrico 6 M a la solución clara de la etapa (f). Un precipitado blanco de AgCl indica cloruro.
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Yoduro y Bromuro a) Preparar agua de cloro, colocando 0,5 gramos de clorato de potasio en un tubo de ensayo y agregarle 5 mL de ácido clorhídrico 6 M, agitar y dejar estar la mezcla 5 minutos antes de usarla. b) Colocar 1 mL del desconocido en otro tubo de ensayo, agregar ácido nítrico 6 M gota a gota, agitando hasta que la solución sea ácida, (ensayar con papel de tornasol) y agregar 5-10 gotas en exceso. c) Agregar 1 mL de tetracloruro de carbono o cloroformo. d) Agregar 1-2 gotas -no mas- de agua de cloro recién preparada. Tapar el tubo y agitar vigorosamente 10 veces. Un color violeta en la capa de tetracloruro de carbono, indica yoduro. Un color pardonaranja indica bromuro. e) Repetir la etapa d) varias veces. Si el color violeta palidece y es reemplazado por un color pardonaranja, están presentes yoduro y bromuro. Si está ausente el anión bromuro, el color final del tetracloruro de carbono será amarillo por el cloro disuelto.
Nitrato a) Colocar 1 mL de la solución del desconocido en un tubo de ensayo y acidificar agregando ácido acético 6 M, gota a gota y agitando. b) Agregar acetato de plomo 1 M, una gota por vez y agitando hasta que no se forme más precipitado. Evitar un gran exceso de este reactivo, 5-6 gotas son usualmente suficientes. Centrifugar cualquier precipitado y decantar el sobrenadante a un tubo de ensayo limpio. Descartar el precipitado de PbI, PbS , PbSO4 , etc. c) Agregar 2 mL de sulfato de plata 0,04 M (solución saturada) y 5 gotas de ácido sulfúrico 3 M. Agitar, luego centrifugar cualquier precipitado, decantar el sobrenadante a un tubo de ensayo limpio y descartar el precipitado. d) Agregar una pizca de sulfato ferroso sólido o de sulfato ferroso amónico sólido al sobrenadante límpido. Agitar hasta que se disuelva completamente. e) Inclinar el tubo en ángulo de 45º y verter cuidadosamente 2 mL de ácido sulfúrico concentrado por la pared del tubo de manera que las dos soluciones no se mezclen. f) Observar el tubo contra un fondo blanco. Si está presente el anión nitrato, se observará un delgado anillo pardo (a veces púrpura) en la superficie que separa ambos líquidos.
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ANALISIS CUANTITATIVO
Normas Generales El análisis químico de materiales complejos hace necesario tener conocimiento de una serie de operaciones corrientes de laboratorio, tales como: toma de muestra, su preparación, pesada, disolución, precipitación, lavado del precipitado, calcinación, etc. Para la correcta realización de todos y cada uno de estos pasos se hace necesario poseer la habilidad manual suficiente, un real conocimiento de los principios en juego, y una amplia información a cerca de los instrumentos de medidas habituales en los laboratorios analíticos. Todo trabajo analítico cuantitativo exige la mayor atención a los detalles. La mesa de trabajo y el material deben mantenerse escrupulosamente limpios y ordenados. Todos los utensilios de vidrio deben estar desengrasados, permitiendo que el agua escurra sobre ellos de la forma correcta. Exteriormente, los recipientes podrán secarse con un paño pero en cambio no deberán tocarse los interiores. En casi todos los casos, pero no siempre no se producen errores cuando el recipiente queda húmedo o mojado en su parte interna. Los recipientes que contienen reactivos sólidos o en solución tienen que ser perfectamente identificados, consignando en el rótulo todos los detalles considerados de interés. Durante el curso de las operaciones que demanda el análisis, todos los recipientes deben mantenerse cubiertos para impedir la entrada de materiales extraños capaces de producir contaminaciones. Todas las anotaciones de importancia, lo mismo que los cálculos numéricos y las operaciones matemáticas que demande el análisis, deben registrarse en el cuaderno de laboratorio.
Adecuación y limpieza del material de vidrio Los jabones, detergentes o ciertos preparados comerciales especiales resultan suficientes, en buena parte de los casos, para el lavado del material de vidrio general de los laboratorios. El interior y exterior se frotan con solución jabonosa hasta que esta se extienda uniformemente, se lava luego con agua corriente y, finalmente, se enjuaga repetidamente con agua destilada, y se deja escurrir boca abajo. Para limpiar el interior de los matraces pequeños, buretas, pipetas, etc., es conveniente el uso de soluciones especiales de limpieza. La de uso más frecuente es la llamada mezcla sulfocrómica, preparada a partir de dicromato de potasio en solución de ácido sulfúrico, de carácter fuertemente oxidante. Después de un uso prolongado, el líquido pierde su efectividad a causa de la reducción del ácido crómico, lo cual se advierte por la coloración verde oscuro que toma la solución. Una pequeña cantidad de mezcla sulfocrómica se introduce en el recipiente a limpiar, se distribuye uniformemente Área de Química Analítica
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sobre sus paredes, y luego se vuelve la mezcla al frasco original y se lava el recipiente cuidadosamente con agua corriente (no se debe verter agua sobre la mezcla porque proyectará el ácido). Finalmente se enjuaga en forma repetida con agua destilada. El uso de la mezcla sulfocrómica ofrece el inconveniente de que pequeñas cantidades de cromo (III) puede quedar absorbido sobre el vidrio. Otras soluciones especiales que pueden ser utilizadas son las siguientes: a) Ácido nítrico concentrado: se usa en la limpieza de materiales que resisten a la mezcla sulfocrómica. b) Ácido clorhídrico diluido: resulta útil para la eliminación de los productos de incrustación, tales como carbonatos u óxidos. c) Agua amoniacal: similar a la solución anterior, para revestimientos de cloruro de plata, ácido molíbdico, etc. d) Solución de hidróxido de potasio en etanol: reemplaza a la mezcla sulfocrómica como desengrasante enérgico. Debe dejarse poco tiempo en contacto con el vidrio, al que ataca lentamente. e) Solución de hidróxido de amonio en etanol: tiene la misma aplicación de la solución anterior, siendo menos drástica.
Material de vidrio usado en volumetría El material volumétrico puede, en general, clasificarse de acuerdo a la función a la que está destinado, como “para contener” o “para verter”. Dentro de ellos se pueden diferenciar los que permiten medir en forma exacta o en forma aproximada. Recipientes para contener, exactos son por ejemplo, los matraces aforados y, aproximados, los vasos graduados. Entre los usados para verter, son exactos las pipetas aforadas y las buretas volumétricas y, aproximados, las pipetas graduadas, probetas graduadas, etc.
Calibración: Existen diversas razones para que el material de medida no se corresponda exactamente con el valor indicado por el fabricante. Esta circunstancia impone la necesidad de efectuar una calibración previa del material de vidrio para medidas exactas.
Manejo de las pipetas: La pipeta se toma entre los dedos pulgar y medio de la mano derecha, se aspira suavemente por el extremo libre, manteniendo el opuesto sumergido en el líquido a trasvasar, provocando su ascenso algo por encima de la marca extrema. Conseguido esto se retira la pipeta del líquido, se seca su extremo inferior con papel de filtro y se descarga el líquido sobrante hasta mantener el menisco a nivel del aforo. Manteniendo la pipeta vertical y apoyando el extremo inferior en las paredes del recipiente al cual se trasvasa, se deja escurrir la solución a una velocidad moderada. Área de Química Analítica
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Manejo de las buretas: Laa bureta bure una vez limpia, y asegurándose que no o tenga teng pérdidas, deberá enjuagarse con la solución que será s utilizada para su carga, a fin de evitar ar que ésta se diluya por efectos de restos de agua quee permanezca perm en su interior. Parar ello con ayudaa de uun embudo especial para buretas, se vierten en su u interior inter unos pocos mililitros de solución. Se retira etira lla bureta del soporte y, disponiéndola entre las manos anos en e posición próxima a la horizontal, se rota lentamente lentam de manera de lavar con la solución la pared ed interna. inte Luego se vuelve a la posición vertical y se deja escurrir abriendo el robinete. Posteriormente se cierra el robinete y se llena hasta algo por encima del cero, se s abre de golpe solo por un instante la llave, para ra permitir per que se llene de líquido la porción del vástago go por po debajo del robinete. Se seca el extremo, una vez enrasado en a cero y se comienza la titulación. Para la práctica pr de esta última operación la llave se toma como omo se muestra en la figura.
La titulación se efectúa túa sobre so la muestra contenida en un erlenmeyer, r, donde dond la solución, debe mantenerse agitada por rotación ión del de recipiente efectuada con la mano derecha. Tanto en el momento to de ajuste del punto “cero” de la bureta como al le leer el volumen total descargado al final de la titulación lación, se debe tomar la precaución de evitar errores ores de “paralaje”, para lo cual, el ojo debe mantenerse se en el mismo plano horizontal en que se encuentra uentra el menisco que el líquido forma en el interior dee la bureta. b Bureta digital moderna rna y de d alta precisión para un tiraje más exacto y libre de errores.. Estas Esta presentan velocidad de ajuste continuo en pasos de 0,01 mL que evita errores de lectura por menisco.
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Laboratorio Nº 5
PREPARACION y NORMALIZACION DE UN ACIDO TIPO Y DE UNA BASE TIPO
Objetivos Aplicar los conceptos de normalización, patrón primario y patrón secundario. Manipular material volumétrico. Calcular en función de los datos de titulación, la concentración del ácido y de la base, expresando los resultados como normalidad.
Parte experimental Material de laboratorio:
Reactivos:
1-
Matraz de 250 mL.
1- HCl ( c )
2-
Vaso de precipitación de 50 mL.
2- Carbonato de sódio anhidro.
3-
Erlenmeyer de 250 mL.
3- NaOH(c) 50% (p/v)
4-
Bureta de 25 mL.
4- Biftalato de potasio 0,1N
5-
Pipeta graduada 1/10.
5- Ac. clorhídrico ≅ 0,1N
6-
Pipeta doble aforo de 20 mL.
6- Fenolftaleína 0,1% en etanol.
7-
Embudo para bureta.
7- Verde de bromocresol 0,1% en etanol.
8-
Mechero, trípode, tela de amianto.
8- Hidróxido de sodio ≅ 0,1N
A) Preparación de ácido clorhídrico de concentración aproximada 0,1 N: Los ácidos inorgánicos se encuentran en el comercio en forma de soluciones concentradas. Con el valor de densidad y la concentración porcentual peso en peso (% p/p) indicado en el rótulo puede calcularse el volumen necesario para preparar una solución de título aproximado, la cual se normaliza luego contra un patrón primario alcalino o hidróxido de sodio valorado.
Procedimiento: 1- Calcular a partir de los valores de densidad y porcentaje peso en peso el volumen de ácido necesario para preparar 250 mL de una solución de concentración aproximada a 0.1N. 2- Llevar el volumen anteriormente calculado a un matraz de 250 mL. 3- Completar con agua destilada hasta el aforo. Área de Química Analítica
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B) Valoración del HCl con Na2CO3 (p.a.) anhidro El titulante ácido clorhídrico puede valorarse utilizando hidróxido de sodio valorado o el patrón primario carbonato de sodio. Las ecuaciones para estas reacciones son:
H + + HO − ↔ H 2 O H + + CO 3= ↔ H CO 3 − H + + HCO 3 − ↔ H 2 CO 3 En el comercio puede adquirirse carbonato de sodio para análisis con 99,9 % de pureza. Normalmente el reactivo contiene humedad, por tal motivo se debe secar en estufa a 100ºC – 110ºC durante media hora y dejar enfriar en desecador, antes de su empleo. Se titula el ácido clorhídrico de concentración aproximada a 0,1 N, usando fenolftaleína como indicador, hasta que la solución quede incolora. En este punto el ion carbonato se habrá transformado en bicarbonato, con un poco de ácido que está en exceso. H + + CO 3= ↔ HCO 3
−
H + + HCO 3 − ↔ H 2 CO 3 → CO 2 + H 2 O
Se agregan unas pocas gotas de verde de bromocresol y se continúa la titulación hasta que el color del indicador comience a virar del azul al verde. En este punto la solución contiene vestigios de bicarbonato de sodio y una gran cantidad de dióxido de carbono. Este se elimina hirviendo la solución por espacio de 1 ó 2 minutos, durante ese lapso el indicador vira al azul y finalmente al violeta (mezcla del color azul del verde de bromocresol y del rojo de la fenolftaleína). Se enfría la solución a temperatura ambiente y se continúa la titulación hasta que el color vire al verde.
Procedimiento: 1- Calcular, utilizando la ecuación fundamental de la volumetría, la cantidad en g de carbonato de sodio necesaria para valorar una solución de HCl de concentración 0,1 N, suponiendo un consumo de 20 mL de este reactivo. 2- Transferir el sólido a un erlenmeyer, disuelva con aproximadamente 50 mL de agua destilada. 3- Agregar una o dos gotas de fenolftaleína. 4- Cargar la bureta de 25 mL con la solución de HCl a titular. 5- Dejar caer gota a gota la solución de HCl hasta que la fenolftaleína vire del rosado al incoloro. 6- Adicionar dos o tres gotas de verde de bromocresol y continúe la titulación hasta que el color del indicador comience a cambiar de azul a verde. 7- Hervir la solución uno o dos minutos, el color vira al azul. 8- Enfriar la solución a temperatura ambiente y continúe la titulación hasta que el color vire al verde. 9- Hacer paralelamente otra titulación. Promediar los valores obtenidos. 10- Efectuar los cálculos correspondientes. Área de Química Analítica
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C) Preparación de hidróxido de sodio de concentración aproximada 0,1N libre de carbonato. Se prepara una solución concentrada de NaOH 50 % p/v y se la deja reposar durante cierto tiempo, el Na2CO3 sedimenta y a partir de la solución sobrenadante, tomando el volumen conveniente, se prepara la solución de concentración aproximada.
Procedimiento: 1- Calcular teóricamente la cantidad de solución concentrada de NaOH 50% p/v necesaria para preparar 250 mL de solución de concentración aproximada a 0,1N. 2- Tomar cuidadosamente la cantidad calculada con una pipeta graduada 1/10, tratando que la solución que se mida sea límpida. 3- Llevar el volumen medido a un matraz de 250 mL y enrasar con agua destilada recientemente hervida y enfriada.
D) Valoración de NaOH con biftalato de potasio. El titulante hidróxido de sodio se valora con el patrón primario biftalato de potasio. La reacción es:
−
=
HO − + HC 8 H 4 O 4 ← → C 8 H 4 O 4 + H 2 O ftalato
El anión ftalato que se forma hace que la solución sea básica y que, en el punto final, el pH sea próximo a 9. Este pH se encuentra en el intervalo de viraje de los indicadores fenolftaleína y azul de timol. Por lo general, el indicador que se emplea es la fenolftaleína; el primer tono rosa persistente se toma como punto final.
Procedimiento: 1- Calcular, utilizando la ecuación fundamental de la volumetría, la cantidad en g de biftalato de potasio necesaria para valorar una solución de NaOH 0,1 N, suponiendo un consumo de 20 mL de este reactivo. 2- Transferir el sólido a un erlenmeyer; disuelva con aproximadamente 50 mL de agua destilada. Calentar si es necesario. 3- Agregar una o dos gotas de fenolftaleína. 4- Cargar la bureta de 25 mL con la solución de NaOH a titular. 5- Dejar caer gota a gota la solución de NaOH hasta que la fenolftaleína vire del incoloro al rosado. 6- Hacer paralelamente otra titulación. Promediar los valores obtenidos. 6- Efectuar los cálculos correspondientes.
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Informe de laboratorio: Realizar en un cuaderno de notas el informe correspondiente, en donde consten los cálculos, los procedimientos utilizados y las conclusiones.
Cálculo de la normalidad Calcular la normalidad utilizando los valores experimentales y la siguiente expresión matemática deducida de la ecuación general de la volumetría:
N=
m x 1000 PEq Biftalato x Vs
N = Normalidad m = masa Vs = Volumen de solución PEq = Peso equivalente Del biftalato de potasio
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Laboratorio Nº 6
APLICACIONES DE LA VOLUMETRIA ACIDO-BASE
Objetivos
Aplicar los conceptos de volumetría ácido-base en muestras de interés bioquímico y
ambiental.
Calcular en función de los datos de titulación, la capacidad neutralizadora de una tableta
antiácida.
Deducir la composición cualitativa y cuantitativa de una muestra que contiene especies
alcalinas en función de los datos de titulación y calcular sus concentraciones, expresando los resultados en g/L.
Parte experimental Material de laboratorio:
Reactivos
1- Erlenmeyer de 250 mL.
1-
HCl (solución normalizada)
2- Vaso de precipitación de 50 mL
2-
NaHO (solución normalizada)
3- Bureta de 25 mL
3-
Fenolftaleína 0,1% en etanol.
4- Pipeta graduada 1/10
4-
Verde de bromocresol 0,1% en etanol.
5- Pipeta de doble aforo de 25 mL 6- Pipeta de doble aforo de 20 mL. 7- Embudo para bureta 8- Mechero, trípode, tela de amianto.
A) Capacidad neutralizadora de una tableta antiácida Las tabletas antiácidas están compuestas de diversas sustancias que reaccionan con el ácido clorhídrico del estómago y lo neutralizan. Las sustancias más usadas son: el bicarbonato de sodio, hidróxido de magnesio, carbonato de calcio, óxido de aluminio y trisilicato de magnesio. Se agregan además otras sustancias tales como salicilatos y aspirina en pequeñas cantidades. La capacidad neutralizadora se mide añadiendo un exceso de ácido clorhídrico valorado a una tableta previamente pesada, dejándolos reaccionar y titulando por retorno el exceso de ácido con solución valorada de hidróxido de sodio. La medida del pH de una mezcla de la tableta con agua puede proporcionar cierto indicio en cuanto a su composición. El bicarbonato de sodio y el hidróxido de magnesio forman soluciones básicas de pH entre 8 y 9, en tanto que otros compuestos son menos básicos, produciendo soluciones de pH entre 6 y 8.
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Procedimiento: Preparación de la muestra 1- Moler la tableta en un mortero y mezclar con 25 mL de agua destilada en un vaso pequeño. 2- Agitar durante cinco minutos y medir el pH de la solución.
Capacidad neutralizadora 1- Pesar el sólido en balanza analítica y transferirlo cuantitativamente a un erlenmeyer de 250 mL. 2- Agregar 25 mL exactamente medidos de HCl valorado, al sólido contenido en el matraz. 3- Dejar reposar la muestra durante 30 minutos agitando ocasionalmente. Concluido el tiempo de reposo, agregar de 4 a 5 gotas de fenolftaleína. Si la solución se torna rosada, se añaden otros 25 mL de HCl valorado. Se repite esta operación hasta obtener una solución incolora. 4- Titular la mezcla con solución valorada de hidróxido de sodio hasta la aparición de un color rosa tenue. Anotar el volumen de la solución valorada de hidróxido de sodio que se consumió en la titulación. 5- Calcular el número de miliequivalentes de ácido clorhídrico neutralizados por tableta y por gramo de tableta.
B) Resolución de Mezclas Alcalinas por volumetría ácido base (Método de Warder sobre una y sobre dos alícuotas)
Procedimiento: 1) Operación sobre una Porción de Muestra. 1- Tomar 20 mL de muestra exactamente medidos y vertir en un erlenmeyer de 250 mL. 2- Adicionar 2 gotas de fenolftaleína y titular con solución normalizada de HCl. 3- Tomar nota del volumen de reactivo titulante empleado (VF). 4- Agregar dos gotas de indicador verde de bromocresol y siguir titulando con el mismo ácido (sin enrasar nuevamente la bureta) hasta que se produzca el viraje del azul al verde. 5- Tomar nota del volumen de solución valorante consumida en esta segunda titulación (VV). 6- Concluir, en base a los resultados obtenidos (VF y VV), la composición cualitativa de la mezcla. 7- Calcular la concentración en g/L de los componentes presentes.
2) Operación sobre dos Porciones de Muestra. 1- Repetir los pasos 1 al 3 del procedimiento anterior. 2- Tomar 20 mL de muestra y adicionar dos gotas de indicador Verde de bromocresol. 3- Enrasar nuevamente la bureta y titular con ácido normalizado, hasta aparición del color verde. 4- Tomar nota del volumen de solución titulante empleado en la valoración (VV). 5- Determinar la composición cualitativa de la mezcla. 6- Calcular la concentración en g/L de cada uno de los componentes.
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Laboratorio Nº 7
APLICACIONES DE LA VOLUMETRIA DE PRECIPITACION
Objetivos Aplicar los conceptos de volumetría de precipitación practicando en el laboratorio los diferentes procedimientos.
Determinar mediante volumetría de precipitación, haluros en muestras de interés bioquímico y farmacéutico.
Calcular en función de los datos de titulación sus concentraciones, expresando los resultados según corresponda
Parte experimental Material de laboratorio:
Reactivos
1-
Vaso de precipitación de 50 mL
1-
AgNO3 (solución normalizada)
2-
Tubo de centrífuga
2-
KSCN (solución normalizada)
3-
Erlenmeyer de 250 mL
3-
HNO3 0,02 M
4-
Bureta de 25 mL
4-
HNO3 (1:1 v/v) y 2N
5-
Embudo para bureta.
5-
NaHCO3 5% p/v
6-
Pipeta graduada 1/5 mL
6-
K2CrO4 5% p/v
7-
Pipeta doble aforo de 5 mL.
7-
Solución de Fe3+ 0,2M
8-
Pipeta de doble aforo de 10 mL
8-
Fluoresceína 0,1% en etanol
9-
Pipeta de doble aforo de 20 mL
10- Mechero, trípode, tela de amianto.
A) METODO DE MOHR: Determinación de bromuros en fármacos (tranquilizante)
El bromuro de potasio es una sal de color blanco, higroscópica y soluble en agua y etanol. En el siglo XIX fue utilizado como anticonvulsivo, hoy sólo se emplea con este uso en veterinaria debido a sus propiedades tranquilizantes, como sustituto de fenobarbital. Está indicado en animales que no responden al tratamiento de la epilepsia con fenobarbital, que padecen alguna enfermedad hepática, presentando hepato-toxicidad o que sufren estados epilépticos convulsivos. El método de Mohr permite la determinación de cloruros y bromuros por un procedimiento directo. En este se precipita el ion Cl- o Br- bajo la correspondiente forma de sus haluros de plata por Área de Química Analítica
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adición de un cierto volumen de solución normalizada de nitrato de plata. El ion cromato, en pequeñas concentraciones actúa como indicador y el punto final queda indicado por la primera aparición de un precipitado permanente de cromato de plata de color rojo ladrillo. La reacción fundamental es: X - + Ag + → AgX ↓
(X
-
= Cl − , Br − )
en el punto final: CrO4 + 2 Ag + → Ag 2 CrO4 ↓ (rojo ladrillo) =
Este método no es apto para determinar I- ni SCN- por que sobre las sales de plata de estos iones se adsorbe fuertemente cromato, inmediatamente de comenzada la titulación. Se forma entonces, prematuramente, un insoluble rojo que anticipa el punto final de la valoración, cometiendo un error por defecto.
Procedimiento: Preparación del blanco 1- Colocar en un erlenmeyer 50 mL de agua destilada (exenta de haluros). 2- Agregar 1 mL de indicador. 3- Adicionar desde la bureta AgNO3 hasta lograr el tono rojo ladrillo. 4- Anotar el volumen de titulante consumido por el blanco.
Valoración de la muestra 1- Tomar 20 mL de muestra exactamente medidos, y colocarlos en un erlenmeyer, ajustar el pH si fuera necesario. 2- Agregar 1,00 mL de indicador y homogeneizar la solución. 3- Titular con AgNO3 hasta cambio nítido en el color del insoluble. 4- Repetir la operación sobre otra alícuota de muestra. 5- Promediar los volúmenes gastados en ambas titulaciones. 6- Restar al promedio el volumen de titulante gastado en la ejecución del blanco. 7- Calcular la concentración de Br- presente en la muestra expresado como g/L de KBr.
B) METODO DE VOLHARD: Determinación de cloruros en orina
La orina es un liquido acuoso transparente y amarillento, de olor característico, secretado por los riñones y eliminado al exterior por el aparato urinario. Después de la producción de orina por los riñones, ésta recorre los uréteres hasta la vejiga urinaria donde se almacena y después es expulsada al exterior del cuerpo a través de la uretra, mediante la micción. La función de la orina en la homeostasis es:
1. Eliminación de sustancias tóxicas producidas por el metabolismo celular como la urea.
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2. Eliminación de sustancias tóxicas como la ingesta de drogas. 3. Control electrolítico, regulando la excreción de sodio y potasio principalmente. 4. Regulación hídrica o de la volemia, para el control de la tensión arterial. 5. Control del equilibrio acido-base. El ser humano elimina aproximadamente 1,4 litros de orina al día. La orina normalmente contiene un 96% de agua y 4% de sólidos en solución. Cerca de la mitad de los sólidos que contiene son urea, el principal producto de la degradación del metabolismo de las proteínas. El resto incluye sodio, cloruros, amonio, creatinina, acido úrico y bicarbonato. En un litro de orina se encuentran aproximadamente: 10 g de cloruro de sodio y dentro de los productos tóxicos que contiene, urea (25 g) y acido úrico (0,5 g). El método de Volhard utiliza un procedimiento indirecto por retorno, las reacciones que se llevan a cabo son:
Ag + + Cl − → AgCl ↓ Ag + + SCN − → AgSCN ↓
Fe 3 + + SCN
−
→ [Fe (SCN ) )]2
+
(rojo sangre )
Las valoraciones se llevan a cabo en medio francamente ácido (HNO3) para evitar la hidrólisis del catión indicador:
Fe 3 + + 3 H 2 O → Fe (OH
)3 ↓ + 3 H +
Procedimiento: 1.
Tomar exactamente 5 mL de orina en un tubo de centrífuga de 50 mL.
2.
Adicionar 2 mL de HNO3 (1:1).
3.
Adicionar desde la bureta 20 mL de AgNO3 0,05N.
4.
Centrifugar a 3000 rpm durante 5 minutos y transvasar el sobrenadante a un Erlenmeyer.
5.
Lavar el precipitado con HNO3 2 N, centrifugar nuevamente a 3000 rpm por 5 minutos y transvasar
el sobrenadante al Erlenmeyer. Observar los cuidados necesarios para no perder sobrenadante. 6.
Valorar el exceso de Ag+, el cual se encuentra en los líquidos de filtrado y lavado, con KSCN usando
Fe3+ como indicador hasta la aparición de color rojo ladrillo. 7- Calcular la concentración de Cl- presente en la muestra expresados como g/L de NaCl.
C) METODO DE FAJANS Determinación de yoduro en fármacos (protector tiroideo)
El iodo es un oligoelemento y se emplea principalmente en medicina, fotografía y como colorante. Es un elemento químico esencial. En el hombre, la glándula tiroides fabrica las hormonas tiroxina y triyodotironina, que contienen yodo. El déficit en yodo produce bocio y mixedema. Las hormonas tiroideas juegan un papel muy básico en la biología, actuando sobre la transcripción genética para regular la tasa metabólica basal. Una de las principales aplicaciones de este compuesto es cuando se
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produce una exposición a yodo radiactivo, el cual puede dañar la glándula tiroides. En estos casos se utiliza el yoduro de potasio (KI) que es un medicamento que se vende sin receta el cual posee función de protección sobre la glándula tiroidea. El KI se acumula en la tiroides como yodo estable impidiendo la absorción el yodo radiactivo. En el método de Fajans se utilizan los denominados indicadores de adsorción. Los mismos son sustancias orgánicas, de características ácido-base débiles, que en determinadas condiciones, son capaces de adsorberse como contra-ion sobre la superficie de un sólido, confiriéndole color.
Procedimiento: Preparación de la muestra de IK Tomar 5 comprimidos de KI (IOSATTM comprimidos 130mg), pulverizar en mortero y disolver en 50 mL de agua destilada, filtrar y llevar a un volumen final de 100 mL con agua destilada.
Preparación del blanco
1. Colocar en un Erlenmeyer 20 mL de agua destilada (exenta de haluros). 2. Agregar 1mL de indicador Fluoresceína. 3. Adicionar desde la bureta AgNO3 hasta lograr el color rojo. 4. Anotar el volumen consumido. Valoración de la muestra
1. Tomar 20 mL de muestra exactamente medidos, y colocarlos en un Erlenmeyer. 2. Agregar 1 mL de indicador y homogeneizar la solución. 3. Titular con AgNO3 hasta cambio nítido en el color del insoluble a color rojo. 4. Repetir la operación sobre otra alícuota de la muestra. 5. Promediar los volúmenes gastados en ambas titulaciones. 6. Restar al promedio el volumen de titulante gastado en la ejecución del blanco. 7. Calcular la concentración de KI en mg/L presente en la muestra.
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Laboratorio Nº 8
COMPLEXOMETRIA, APLICACIONES
Objetivos Aplicar los conceptos de volumetría de complejación en el laboratorio. Determinar mediante complexometría con EDTA dureza total y dureza de calcio en agua de consumo.
Calcular en función de los datos de titulación sus concentraciones, expresando los resultados en ppm de carbonato de calcio
Parte experimental Material de laboratorio:
Reactivos
1- Vaso de precipitación de 50 mL
1-
Solución normalizada de Na2EDTA
2- Erlenmeyer de 250 mL
2-
Buffer NH3/NH4+ de pH 10
3- Bureta de 25 mL
3-
Negro de Erio T (EBT) (sólido
4- Embudo para bureta
4-
Calcón
5- Pipeta graduada 1/5 mL
5-
NaOH 2 N
6- Pipeta de doble aforo de 50 mL 7- Mechero, trípode, tela de amianto.
Determinación de dureza en agua Entre las aplicaciones más importante de las titulaciones con EDTA se encuentra la determinación de dureza en aguas. Se denomina agua dura a aquella que cuece mal las legumbres, o bien, aquella que no forma espuma con los jabones comunes. La dureza es debida a la presencia de calcio, magnesio y otros iones metálicos. La dureza de las aguas se suele clasificar en: transitoria, permanente y total. La transitoria se elimina cuando el agua se somete a ebullición. Esa eliminación se produce a expensas de la siguiente reacción:
2 CO 3 H − + Ca + + → CO 3 Ca ↓ + H 2 O + CO 2 .
La dureza permanente no se elimina por ebullición y la total es la suma de las dos anteriores. En la práctica se determina la dureza total sobre agua sin hervir. En otra porción de la muestra llevada a ebullición se dosa la dureza permanente. La dureza transitoria se establece por diferencia. La dureza del agua puede ser informada bajo distintos modos de expresión entre otros: a) Partes de CaCO3 contenidos en 1.000.000 de partes de agua (ppm). Esto es equivalente a mg/l de CaCO3 o µg/mL de CaCO3. b) Área de Química Analítica
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Grados Franceses. Un grado Francés de dureza corresponde a un contenido de 1 g de CaCO3 en 100 litros de agua muestra (n ppm de CaCO3 equivalen a n/10 0F). En la determinación de dureza total se utiliza una solución de Na-EDTA 5x10-2 M y se opera a pH 10. Este valor se logra utilizando una solución reguladora NH4+/NH3. Para la indicación del punto final se utiliza el indicador metalocrómico Negro de Erio Cromo T (Erio T) el cual posee actividad ácido base, y por ello, se encontrará formando distintas especies dependiendo del pH del medio. Este indicador contiene un grupo ácido sulfónico, que se disocia completamente en agua, así como dos grupos fenólicos que se disocian parcialmente. Su comportamiento como ácido débil, se puede describir con las ecuaciones: H2O + H2In-
HIn2- + H3O+
rojo
pK1 = 6,30
azul
H2O + Hin
2-
In3- + H3O+
azul
pK2 = 11,55
anaranjado
De modo que, el Erio T, presenta color rojo vinoso por debajo de pH 6,3; azul en el rango comprendido entre pH 7 a 11 y anaranjado por encima de pH 13. Este indicador a pH 10 forma con los iones Mg2+ un complejo de color rojo vino, cuya constante de estabilidad es 107; a este valor de pH KEDTA-Mg = 108 con lo que se satisface uno de los requisitos indispensables del indicador a emplear. Las reacciones que se producen sucesivamente en el transcurso de la titulación son: El indicador Erio T forma con Ca2+ un
HY 3− + Ca + + ↔ YCa = + H + HY
3−
+ Mg
++
=
↔ YMg + H
complejo
+
[InCa]2-,
aunque
poco
coloreado.
HY 3− + InMg − ↔ YMg = + HIn = rojo vino
estable
azul
Cuando no se tenga la seguridad que la muestra contenga Mg2+, será necesario adicionar una pequeña cantidad de EDTA-Mg para asegurar la correcta indicación del punto final. Como la titulación se lleva a cabo a pH 10, con solución reguladora, apenas superado el punto de equivalencia el indicador en su forma libre presentará color azul. La dureza total se expresa en mg/L de CaCO3
(V
M )EDTA x
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PM CaCO 3 1000
x
1000 = ppm de CaCO 3 x 1000 = mg L Vmuestra
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Si se desean obtener los contenidos de ion Ca2+ y Mg2+ en forma discriminada será necesario llevar a cabo una titulación adicional sobre otra porción de muestra a pH 12, usando Calcón como indicador, en la que solo se determinará Ca2+ ya que a pH 12 el Mg2+ se encuentra precipitado como Mg(OH)2. Con este dato y el obtenido utilizando Erio T, puede calcularse por diferencia el contenido de Mg2+. H2In-
HIn=
In3-
rojo
azul
anaranjado
pH 7
pH 10
pH 13,6
El Ca2+ con el indicador Calcón reacciona: Y 4 − + Ca + + ↔ YCa = Y 4 − + HInCa ↔ YCa = + HIn =
rojo vino
azul
Procedimiento: A) Determinación de Dureza Total: 1- Colocar en un erlenmeyer 50 mL de muestra. 2- Adicionar una pequeña cantidad de indicador Negro de Erio T (EBT) y 4 mL de buffer de pH 10. 3- Titular inmediatamente con Na2EDTA, hasta viraje del indicador. 4- Realizar los cálculos correspondientes, informar los resultados en ppm de CaCO3.
B) Determinación de Ca: 1- Colocar en un erlenmeyer 50 mL de muestra. 2- Ajustar a pH 12 con NaOH y adicionar una pequeña cantidad de indicador Calcón. 3- Titular inmediatamente con Na2EDTA, hasta viraje del indicador. 4- Realizar los cálculos correspondientes, informar los resultados en ppm de CaCO3. 5- Por diferencia, calcular el contenido de Mg como ppm de CaCO3.
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Laboratorio Nº 9
APLICACIONES DE LA VOLUMETRIA DE OXIDO-REDUCCION
Objetivos Aplicar los conceptos de equilibrios de oxido-reducción en análisis volumétrico. Determinar mediante volumetría de oxido-reducción hierro total con Permanganato de potasio, como reactivo titulante.
Determinar mediante volumetría de oxido-reducción vitamina C con Yodo como reactivo titulante. Calcular en función de los datos de obtenidos la concentración del analito a determinar. Parte experimental Reactivos
Material de laboratorio: 1- Vaso de precipitación de 50 mL
1- Sol. de oxalato de sodio 0,01 N
2- Erlenmeyer de 250 mL
2- Sol. de permanganato de potasio 0,01 N
3- Bureta de 25 mL
3- Sol. de ácido sulfúrico 1 : 8.
4- Embudo para bureta
4- Sol. normalizada de permanganato 0,1 N
5- Pipeta graduada 1/10 mL
5- Sol. de ácido sulfúrico (c).
6- Pipeta graduada 1/5 mL
6- Sol. reductora de Zimmermann
7- Pipeta de doble aforo de 20 mL
7- Sol. correctora de Zimmermann-Reinhardt
8- Pipeta doble aforo de 10 mL
8- Sol. de cloruro mercúrico al 5 %
9- Mechero, trípode, tela de amianto.
9- Sol. de almidón 10- Sol. de yodo 0,03 N 11- Sol. de ácido arsenioso 0,0300 N 12- Bicarbonato de sódio
1- Permanganimetría
En medios fuertemente ácidos, el permanganato es un oxidante enérgico como lo muestra el potencial de hemirreacción:
MnO
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− 4
+ 8 H + + 5e − → Mn + + + 4H 2 O
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E0 = 1,51 V; Peq.= PM/5
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1-a) Normalización de las soluciones de permanganato de potasio La normalización de una solución de permanganato de potasio se realiza contra oxalato de sodio, que se consigue en el comercio con una pureza del 99,99%. El ácido oxálico es oxidado por el permanganato a CO2 y H2O según la reacción: 5 H 2 C 2 O 4 + 2 MnO
4
+ 6 H + → 2 Mn + + + 10 CO 2 + 8 H 2 O
La reacción se lleva a cabo en medio ácido y en caliente, pues en frío es extremadamente lenta.
Procedimiento: 1. Tomar 20 mL de solución de Na2C2O4 0,01 N 2. Adicionar 8 mL de H2SO4 1:8 libre de sustancias reductoras. 3. Calentar a 80-90º y titular lentamente con solución de KMnO4 y agitando vigorosamente. Esperar que la solución se decolore antes de efectuar nuevos agregados. El punto final viene dado por la primera coloración rosada permanente. 4. Tomar otra alícuota de 20 mL de solución de Na2C2O4 0,01 N, adicionar el 90 % del volumen del reactivo gastado en la titulación anterior. Luego calentar hasta que se decolore, y continuar titulando a 50-60º. 5. Calcular la normalidad de la solución de KMnO4.
1-b) Determinación de la concentración total de hierro en una muestra Una de las determinaciones más importante en las que interviene el MnO4- es la valoración de Fe(II). En solución ácida y en frío la reacción es:
MnO -4 + 5Fe + + + 8 H + → Mn + + + 5Fe + + + + 4 H 2 O En solución de ácido sulfúrico esta reacción es rápida y cuantitativa.
Procedimiento: 1- Ensayar presencia de hierro (III) en la muestra 2- Tomar 20 mL de solución muestra, adicionar 5 mL de ácido sulfúrico concentrado. Calentar y adicionar lentamente, gota a gota y agitando solución reductora de Zimmermann, hasta desaparición del color amarillo de la solución. Adicionar a continuación 3 gotas en exceso. 3- Enfriar bajo canilla y adicionar rápidamente 10 mL de solución de cloruro mercúrico al 5%. Debe producirse un enturbamiento blanco sedoso. Si el pptado. es negro o gris, indica presencia de mercurio
elemental, por lo que esa solución debe desecharse y proceder a la reducción sobre otros 20 mL de muestra 4- Esperar entre 2 a 3 minutos y adicionar 25 mL de solución Zimmermann-Reinhardt. 5- Titular lentamente con solución normalizada de permanganato de potasio. El punto final lo indica una leve coloración rosada permanente en ausencia de cloruros. En presencia de cloruros la coloración rosada desaparece al cabo de 30 seg. 6- Calcular la concentración de hierro total presente en la muestra expresada en g /L de Fe2O3. Área de Química Analítica
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2- Yodometría El I2 es un agente oxidante relativamente débil, tal como lo indica el valor del potencial de la siguiente hemireacción:
I2 + 2 e-
2 I-
E0 = 0,5350 v
O más rigurosamente en medio acuoso y en presencia de exceso de I-, que es lo habitual: I3- + 2 e-
3 I-
E0 = 0,5355 v
2-a) Preparación de la soluciones de almidón y de yodo 1- Solución de almidón: Se hace una pasta de 2 g de almidón soluble y 25 mL de agua y se vacía con agitación sobre 250 mL de agua hirviente. Se hierve la mezcla por dos minutos, se agrega 1 g de ácido ascórbico como conservador y se deja enfriar para almacenar. 2- Solución de yodo 0,03 N: Se pesan alrededor de 3,8 g de yodo grado reactivo y se transfieren a un vaso de precipitado de 100 mL que contengan 20 g de yoduro de potasio disueltos en 25 mL de agua. Se agita con cuidado para disolver todo el yodo, el cual se disuelve con lentitud. El contenido del vaso se transfiere completamente a un matraz aforado de 1000 mL de color ámbar y se diluye a un litro con agua destilada.
2-b) Valoración del yodo 0,03 N Procedimiento: 1- En caso de no disponer de una solución de ácido arsenioso 0,0300 N en el laboratorio, preparar la misma pesando exactamente 0,370 g del patrón primario de óxido de arsénico (III). Colocar el sólido en un vaso de precipitados de 250 mL y agregar sobre el mismo una solución reciente de hidróxido de sodio 1:20 p/v. Agitar hasta que el sólido se haya disuelto por completo, si es necesario calentar. Transferir cuantitativamente a un matraz volumétrico de 250 mL y diluir hasta la marca con agua destilada. 2- Con pipeta doble aforo medir 20 mL de ácido arsenioso 0,0300 N, colocar en un erlenmeyer, adicionar 25 mL de agua y llevar a pH entre 7-8 con bicarbonato de sodio sólido (≅3,5g). 3- Agregar unos 5 mL de solución de almidón y titular con solución de yodo 0,03 N hasta la primera aparición del color azul del almidón-triyoduro. 4- Calcular la normalidad del yodo utilizando el volumen promedio consumido.
2-c) Análisis de tabletas de vitamina C La vitamina C o ácido ascórbico, se oxida a ácido deshidroascórbico. El yodo oxida al grupo funcional
“endiól” del ácido ascórbico al grupo “alfa-dicetónico” del ácido deshidroascórbico según el esquema siguiente :
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C C
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C
OH
O
+2
OH
C
H
+
O
“α- dicetónico “
“ endiol “
Esta oxidación es un proceso de dos electrones, el yodo es un agente oxidante lo suficientemente suave como para oxidar al ácido ascórbico a ácido deshidroascórbico y no mas. La reacción de titulación es:
I 2 + C 4 H 6O4 (OH)C
C OH
2 I - + 2 H + + C4 H6 O4 C (
O)
C
O
El oxígeno disuelto oxida fácilmente a la vitamina C en solución, de modo que las muestras deben ser analizadas inmediatamente cuando se disuelvan. El erlenmeyer de titulación debe cubrirse durante la misma a fin de evitar la absorción de oxígeno del aire, lo que puede causar a errores.
Procedimiento: 1- Obtener una muestra de 1-4 tabletas de vitamina C equivalente a 400 - 500 mg de ácido ascórbico. 3- Disolver la muestra de las tabletas con 50 mL de agua en un matraz aforado de 100 mL, agitando vigorosamente y manteniendo el matraz tapado, hasta disolución total. Puede ser que no se disuelva una pequeña cantidad de aglutinante, el cual se observa en forma de partículas finas pero no debe ser causa de error alguno. Diluir con agua destilada hasta la marca. 4- Llenar la bureta con yodo 0,03 N. Con una pipeta, medir exactamente 10 mL de solución de vitamina C y colocar en un erlenmeyer de 250 mL, agregar 5 mL de indicador almidón y titular a velocidad pausada hasta la primera aparición del color azul del complejo almidón-triyoduro. 5- Realizar la valoración por duplicado. 6- Informar los resultados en mg/tableta y en mg % (p/p), considerar que una tableta pesa 300 mg.
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Laboratorio Nº 10
APLICACIONES DEL ANALISIS GRAVIMETRICO
Determinación de calcio en leche mediante gravimetría de precipitación
Objetivos Aplicar los conceptos del análisis gravimétrico. Determinar calcio en leche mediante gravimetría, con oxalato de sodio como reactivo precipitante. Calcular en función de los datos de obtenidos la concentración de calcio en leche de diferentes marcas comerciales y comparar los datos informados.
Introducción El calcio es el quinto elemento, en abundancia, en la corteza terrestre (3,6% en peso). No se encuentra en forma metálica sino formando diversas sales minerales, alguna de ellas bastante insolubles como el carbonato, el sulfato o el oxalato...El calcio es un elemento esencial para la vida humana; tal es así que en una persona adulta entre un 1,5 y un 2 % de su peso es calcio. El calcio corporal se concentra casi en un 90 % en huesos y dientes. Además, en el organismo humano el calcio participa en numerosos procesos como la coagulación sanguínea, la permeabilidad de las membranas, como regulador nervioso y neuromuscular, modulando la contracción muscular (incluida la frecuencia cardiaca), la absorción y secreción intestinal y la liberación de hormonas. Se puede encontrar calcio en una gran variedad de alimentos. Los productos lácteos, los frutos secos y semillas (almendras, semillas de sésamo), las sardinas y las anchoas, los vegetales de hoja verde (espinaca, acelga, brócoli) son buenas fuentes de calcio. La mayoría de las harinas están fortificadas con carbonato de calcio, de modo que los productos de panadería pueden ser una buena fuente de calcio. Finalmente, el agua dura también aporta calcio. La leche es la fuente principal de calcio en la dieta (un vaso aporta unos 250 mg) siendo, además, la materia prima principal para la elaboración de diversos derivados lácteos ricos en calcio como el queso o el yogur. Con un contenido aproximado de un 87 % de agua, la leche es una mezcla homogénea de diferentes sustancias, unas en emulsión, como las grasas, y , otras, en disolución como la lactosa, las vitaminas hidrosolubles, proteínas, sales, etc. Existen diferentes técnicas para la determinación de calcio en alimentos, tales como la gravimetría, las volumetrías redox y de formación de complejos, la cromatografía iónica y la espectrofotometría de absorción atómica, la potenciometría directa, etc.
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En esta práctica, la determinación de calcio en una muestra de leche se llevará a cabo mediante un análisis gravimétrico de precipitación. Previamente, se separará el calcio contenido en la leche del resto de los componentes para evitar posibles interferencias. Posteriormente, se procederá a la precipitación del calcio en forma de oxalato de calcio monohidratado por reacción con oxalato de sodio. Este producto se pesa, después de su filtración, lavado y secado, de manera que a partir del peso obtenido, y, conociendo la estequiometría de la reacción, será posible estimar el contenido en calcio de la leche.
Parte experimental 12- Baño termostático
Material de laboratorio: 1- Embudo de vidrio
13- Baño de hielo
2- Kitasato de 500 mL
14- Desecador
3- Matraces aforados de 100 mL
15- Estufa
4- Papel indicador de pH
16- Sistema de succión al vacío
5- Papel de filtro 6- Pinzas termogravimétricas
Reactivos
7- Pipeta de 50 mL
1- Acido acético.
8- Placas filtrantes del nº 4
2- Amoníaco.
9- Probeta de 50 mL
3- Oxalato de sodio.
10- Vasos de precipitados de 250 y 500 mL
4- Fenolftaleina 0,1% en etanol.
11- Vidrio de reloj o pesasustancias
1- Pesada de la placa filtrante a- Seleccionar placas filtrantes de vidrio nº 4. b- Etiquetar y llevar a estufa a 110 ºC durante 30 minutos. c- Transcurrido este tiempo colocar las placas dentro de un desecador durante unos 20 minutos. d- Pesar las placas filtrantes en balanza analítica. e- Mantener en el desecador hasta su empleo.
2- Extracción del calcio en la muestra de leche a- Tomar una alícuota de 50 mL de la muestra de leche. b- Transferir a un vaso de precipitados de 500 mL. c- Adicionar 20 mL de ácido acético al 5%. d- Centrifugar y separar la fase líquida (suero) que contiene el calcio.
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3- Precipitación del calcio en el suero. a- Colocar el líquido procedente del paso anterior en un vaso de precipitación y llevar al doble su volumen con agua destilada. b- Introducir el vaso en un baño termostático (60-80 ºC) hasta que el contenido del mismo alcance dicha temperatura. c- Adicionar 30 mL de disolución de Na2C2O4 0,1 M y gotas de fenolftaleina. e- Agregar gota a gota solución de amoníaco 2 M hasta aparición de coloración rosa (pH entre 8-9) Se observará la aparición de un precipitado de color blanco. f- Comprobar que no precipita más calcio, mediante la adición de 1 mL más de oxalato de sodio.
4- Digestión, filtrado y lavado del precipitado a- Dejar reposar el precipitado en sus aguas madres durante 30 minutos en baño termostático (60-80º) b- Enfriar la suspensión en un baño de hielo durante unos 15 minutos. c- Filtrar mediante un sistema de succión a vacío muy suave, utilizando las placas filtrantes previamente pesadas. d- Lavar con abundante agua destilada para eliminar posibles impurezas que acompañen al precipitado.
5- Secado y pesada del precipitado a- Llevar la placa filtrante a una estufa a 110-120 ºC, con la ayuda de pinzas termogravimétricas y secar el precipitado de CaC2O4.H2O obtenido durante, aproximadamente, 1 hora. b- Introducir la placa filtrante en el desecador hasta que llegue a temperatura ambiente y pesar. c- Efectuar los cálculos correspondientes con la masa de CaC2O4.H2O obtenida, expresar el resultado como g% (p/v) de Ca presente en la muestra.
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TRABAJOS PRACTICOS DE AULA
PREPARACION DE SOLUCIONES Y EXPRESION DE RESULTADOS 1. Calcule el número de moles presentes en cada uno de los siguientes ejemplos: a) 148,2 g de Ca(HO)2 b) 50 g de CuSO4.5 H2O c) 57 g de Na3PO4.12 H2O 2. Calcula la molaridad de la solución que resulta de mezclar 15 mL de una solución 0,240M con 35 mL de agua.
3. ¿Cuál es la normalidad de una solución que contiene 35 g de MnCl2 .4H2O en 300 mL de solución? 4. ¿Cuál es la normalidad de una solución que se prepara agregando 50 mL de agua a 25 mL de KMnO4 0,5 N?
5. a) El agua de mar contiene normalmente 2,7 g de cloruro sódico por 100 mL de agua. ¿Cuál es la molaridad de NaCl en el océano?
b) El cloruro de magnesio se encuentra en el océano en una concentración 0,054 M. ¿Cuántos gramos de MgCl2 hay en 25 mL de agua de mar?
6. Describa como prepararía 250 mL de una solución 0,1 M y 0,1 N de HCl, si el ácido concentrado es 37% peso en peso, y tiene una densidad de 1,18 g/mL.
7. ¿Cuál es la normalidad del H3PO4 cuya etiqueta dice 35% peso en peso y densidad 1,38 g/mL? 8. ¿Cuántos gramos de Na2CO3 se necesitan para preparar 100 mL de una solución 1 N? 9. ¿Cuántos gramos de SnCl2.5 H2O se necesitan para preparar 100 mL de una solución 0,17M? PM=279,69g/mol
10. ¿Cuántos gramos de Cd(NO3)2.4 H2O se necesitan para preparar 100 mL de una solución 0,15 M de la sal ? PM=308,49 g/mol
11. ¿Qué volumen de solución de NH4HO concentrado (28% p/p y δ=0,898 g/mL) debe tomarse para preparar 100 mL 2 N de esta solución?
12. ¿Cuántos gramos de KI se necesitan para preparar 100 mL de solución al 10 % p/v? 13. Una sal ferrosa reacciona con un agente oxidante de acuerdo a la siguiente reacción:
Fe 2 + → Fe 3+ + e − ¿Cuántos gramos de FeSO4·7 H2O se necesitan para preparar 500 mL de una solución 0,2 N del agente reductor? Área de Química Analítica
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14. En solución ácida el ión permanganato reacciona con un agente reductor de acuerdo con la siguiente reacción:
MnO 4− + 8H + + 5e − → Mn 2 + + 4 H 2 O Calcule el peso de KMnO4 necesario para preparar 1 L de una solución 1 N.
15. ¿Cuál será la normalidad de una solución que se preparó disolviendo 16 g de dicromato de potasio en 250 mL de agua, cuando esta sal actúa como oxidante en medio ácido? (despreciar el cambio de volumen)
16. ¿Qué volumen de una solución 14 N de ácido nítrico debe diluirse para preparar 100 mL de una solución 2 N?
17. Toda solución diluida tiene una densidad cercana a 1,00 g/mL. Si la disolución contiene 1ppm de soluto, exprese su concentración en: g/L, mg/L, µg/L y µg/mL.
18. Calcular la concentración molar de dos soluciones que contienen: a) 1 ppm de Pb2+
1 ppm de Li+
b)
19. Se recomienda que el agua potable contenga 1,6 ppm de fluoruro para prevenir la caries dental. a) ¿Cuántos gramos de fluoruro habrá en 1,00·106 kg de agua potable? b) ¿En cuantos gramos de fluoruro de sodio están contenidos esos gramos de fluoruro? c) ¿Cuántos litros de agua se pueden fluorar con 454 g de NaF? 20. Una muestra de 2,6 g de tejido de planta contienen 3,6 µg de Zn2+. ¿Cual es la concentración de Zn2+ en la planta en % (p/p) y en ppm (partes por millón)?
21. 25 µl de una muestra de suero, contiene 26,7 µg de glucosa. Calcular la concentración de glucosa en ppm y en µg/mL.
ANALISIS CUALITATIVO 1. Se posee una solución muestra que solo puede contener Ag+ y/o Hg22+, se le adiciona ácido HCl. Se centrifuga y lava el precipitado, sobre el precipitado se adicionan gotas de solución de NH3 6M; disolviéndose totalmente. Concluya cual de los iones mencionados se encuentra en dicha muestra.
2. Disponga de un reactivo que le permita: a) Disolver Cr(OH)3 y no Fe(OH)3 b) Disolver NaCl y no AgCl c) Disolver Cd(OH)2 y no Bi(OH)3 d) Disolver Zn(NO3)2 y no Al(NO3)3 Área de Química Analítica
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3. Utilizando procedimientos sencillos, como por ejemplo la simple observación, un solo reactivo o bien si fuera posible un solo solvente; como podría saber de que sólido se trata en cada uno de los casos siguientes:
a) BaCO3 o K2CO3
d) Cu(NO3)2 o Zn(NO3)2
b) Pb(OH)2 o Fe(OH)3
e) AlCl3 o CdCl2
c) AgCl o KCl 4. Una solución incolora que sólo puede contener cationes de quinto y sexto grupo es fuertemente alcalina en hidróxido de sodio. ¿Que cationes intentaría buscar en ella?
5. Utilizando reactivos generales, mediante procedimientos sencillos, indique como reconocería los siguientes pares de iones, los cuales se encuentran en diferentes tubos de ensayo:
a) S2- ó CO32 - b) SO32- ó SO42-
c) Cl- ó I-
d) NO2- ó NO3-
6. A una muestra desconocida, en la cual se investiga la presencia de aniones, se le ha realizado el ensayo con permanganato de potasio y yoduro de potasio dando en ambos casos negativo. ¿A qué conclusión puede llegar?
7. Una muestra sólida es totalmente soluble en agua, se encuentra que contiene iones Cl- y SO4 2-. Concluya qué cationes NO PUEDEN ESTAR PRESENTES en dicha muestra.
8. Hacer uso de un solvente o reactivo que le permita diferenciar: Ag2SO3 de AgCl Pb(HO)2 de Mg(HO)2
BaCO3 de Na2SO4 BaCrO4 de BaCl2
9. Una muestra ha sido preparada por mezcla de algunas o todas de las siguientes sales sólidas: Pb(NO3)2 , MgCl2 , CdSO4 . Al tratar la mezcla sólida con agua se logra obtener una solución acompañada de un sólido blanco. Se separa el sólido de la solución y se adiciona a la misma amoníaco concentrado, insinuándose un precipitado blanco que se redisuelve totalmente. Sobre la base de este comportamiento deduzca cuál o cuales de los sólidos componen la mezcla. Justifique claramente su respuesta.
Nota: En todos los casos justifique su respuesta con las ecuaciones químicas correspondientes.
CALCULO DE pH 10. Calcular el pH de las siguientes soluciones a) HCl 2 x 10-3 M
b) HCl 10-7 M
c) NaOH 2 x 10-3 M
d) NaOH 10-8 M
e) HNO2 10-8 M
f) H2CO3 0,1 M
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1. Cuál es la concentración de iones hidronio en 250 mL de agua destilada. 2. La orina es un sistema acuoso en el cual se encuentran partículas coloidales como las proteínas, iones en solución como Na+, Ca2+, Cl-, Mg2+, etc., y moléculas tales como glucosa, aminoácidos, urea, ácido úrico, etc. Calcular la concentración de [HO-] de una muestra de orina cuyo pH es 5,8.
3. Calcular la concentración de protones y el pH de una solución obtenida diluyendo 5g de ácido acético en 500 mL de agua.
4. Calcular la concentración de protones y el pH de una solución 0,1 M de cloruro de amonio. 5. Determinar la cantidad en gramos de acetato de sodio que debe pesarse para preparar 500 mL de solución de pH 9.
6. Calcular el pH de las siguientes soluciones: a) 20 mL de HCl 0,0015 M + 30 mL de NaOH 0,0015 M. b) l5 mL de HNO3 0,004 M + 20 mL de KOH 0,002 M c) 20 mL de HClO4 0,005 M + l0 mL de NaOH 0,010 M.
Soluciones reguladoras de pH: El pH en nuestro organismo Soluciones reguladoras de pH en la sangre: El pH del plasma sanguíneo de las personas se mantiene a un nivel notablemente constante, si su valor baja de 7,35 la condición se conoce como acidosis, y si sube por encima de 7,45 se tiene una condición llamada de alcalosis. Si el pH llegara a elevarse por encima de 7,8 o a descender por debajo de 6,8 (debido a una respiración defectuosa, inanición, insuficiencia renal u otra enfermedad) la persona puede sufrir daños irreversibles en el cerebro, e incluso morir. Por fortuna la sangre humana posee al menos tres sistemas amortiguadores de pH, de los cuales el más importante es el sistema carbonato ácido / ácido carbónico, HCO3- / H2CO3. Si penetran ácidos (iones hidronio) en la sangre, son absorbidos por el bicarbonato con formación de ácido carbónico,
HCO 3− + H + → H 2 CO 3
Mientras exista suficiente bicarbonato en sangre capaz de reaccionar con el ácido adicional, el pH sufrirá pocos cambios. El otro componente de este sistema amortiguador es el ácido carbónico, el cuál reaccionará con cualquier base que ingrese al torrente sanguíneo,
H 2 CO3 + HO − → HCO3− + H 2 O
Las moléculas de ácido carbónico que se consumen son repuestas a partir de la gran cantidad de CO2 que se encuentra disuelto en la sangre. Además del sistema amortiguador carbonato ácido/ácido carbónico, en la sangre existen otros sistemas reguladores de pH tales como fosfato diácido / fosfato Área de Química Analítica
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monoácido (H2PO4- / HPO42-) y las proteínas que actúan como un tercer sistema amortiguador en la sangre. Estas moléculas contienen iones –COO-, que pueden actuar como bases y –NH3+, que son capaces de actuar como ácidos. Estos tres sistemas reguladores mantienen constante el pH de la sangre, pero la capacidad amortiguadora de ese fluido tiene un límite. Pueden presentarse situaciones críticas cuando entran a la sangre grandes cantidades de ácido o base, o cuando se altera el metabolismo en forma considerable.
Ejemplo: Se calculan a continuación las relaciones de concentraciones, de todas las especies de carbonatos, presentes en el equilibrio en una muestra de sangre humana cuyo valor de pH es 7,3.
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1. Una solución 0,2 M de acetato de sodio se trata con un volumen igual de HCl 0,2 M. Calcular la concentración de protones resultante.
2. Calcular el pH de una solución que resultó de mezclar 20 mL de solución 0,1 M de ácido acético con 20 mL de solución de NaOH 0,1 M.
3. Una solución de cloruro de amonio 0,1 M se trata con un volumen igual. de NaOH 0,1 M. Calcular la concentración de oxhidrilos y el pH resultante.
4. Calcular el pH de una solución obtenida al mezclar volúmenes iguales de ácido acético 0,05 M y acetato de sodio 0,05 M.
5. Calcular el pH de la mezcla de 25 mL de solución de ácido acético 0,1 M con 25 mL de solución 0,1 M de acetato de sodio y 12,5 mL de solución de NaOH 0,1M.
6. Calcular el pH de la mezcla de 25 mL de ácido acético 0,1 M con 25 mL de acetato de sodio 0,1 M y 12,5 mL de HCl 0,1 M.
7. Se poseen 100 mL de una solución acuosa de amoníaco 0,1 M conteniendo algo de nitrato de amonio añadido, la concentración de oxidrilos de dicha solución es 10-5 M. Calcular los gramos de nitrato de amonio añadidos.
8. Calcular el volumen de una solución de ácido acético 12 M que se necesita adicionar a 250 mL de acetato de sodio 6 M para obtener 300 mL de una solución de pH 6, completando el volumen con agua.
9. Calcular la concentración protónica y el pH de los siguientes sistemas: a) 20 mL de H2CO3 0,1 M + l0 mL de NaOH 0,1 M b) 40 mL de H2CO3 0,1 M + l0 mL de NaOH 0,1 M c) 20 mL de Na2CO3 0,1 M + 10 mL de HCl 0,1 M d) 40 mL de Na2CO3 0,1M + 10 mL de HCl 0,1 M 10. Las soluciones amortiguadoras de ácido ascórbico/ascorbato, se emplean en los laboratorios de análisis bioquímico. El valor de Ka para el ácido ascórbico es 7,9 · 10-5. Calcular la proporción de concentraciones [ácido ascórbico]/[ascorbato de sodio] que forman una solución amortiguadora cuyo pH es 4.
11. Una muestra de tejido extrahepático es mantenida a pH 7,21 en 1000 mL de Na2HPO4 0,1 M / NaH2PO4 0,1 M (pKa2 H3PO4= 7,21). Si a esta solución se le agregan 0,2 g de HCl ¿Cuál es el pH final de la solución?
12. Calcular el pH de las siguientes soluciones: a) K2HAsO4 0,1 M b) KH2AsO4 0,1 M Área de Química Analítica
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CALCULO DE KpS 1. ¿Se formará precipitado al mezclar las siguientes soluciones: 20 mL de Ba(NO3)2, 0,1 M con 50 mL de Na2CO3, 0,1 M?
2. Se dispone de un litro de disolución 0,1 M de CaCl2. ¿Aparecerá precipitado al añadir 2 mL de una disolución de NaOH, 0,2 M?
3. La solubilidad del CaF2 a 25oC es 0,0168 g de la sal por litro. Calcular el KpS. 4. La solubilidad en agua del cromato de bario a temperatura ambiente 0,000238g/100 mL. Calcule la constante del producto de solubilidad.
5. A partir del KpS del ortofosfato de calcio, calcule la solubilidad molar de este compuesto en agua. 6. Utilizando el KpS del PbF2 , calcule la solubilidad de esta sal en gramos por cada 100 mL de la solución.
7. Conociendo el KpS del yoduro de plomo. Calcule la solubilidad de esta sal en agua y en una solución 0,02 M de yoduro de potasio.
8. Calcule el pH de una solución acuosa saturada de hidróxido de magnesio. 9. Disponemos de una disolución 0,1M de AlCl3. Calcular a qué pH empezará a precipitar el ión Al3+ sabiendo que Kps Al(OH)3 = 1,1 x 10-15.
10. A una solución que es 0,01 M en ion cloruro y 0,001 M en ion bromuro se le adiciona gota a gota una solución 0,01 M de nitrato de plata. Determine qué sal de plata precipitará primero.
11. Para el sistema descripto en el problema anterior, determine la concentración del ion bromuro remanente en la solución cuando comienza la precipitación de cloruro de plata.
12. Una solución que es 0,01 M en Fe2+ y 0,1 M en ácido acético se satura con sulfuro de hidrógeno. Determine la concentración de ion acetato que deberá estar presente para que ocurra la precipitación.
ANALISIS CUANTITATIVO – VOLUMETRIA 1. ¿ Qué peso de nitrato de plata hay que tomar para preparar exactamente 2 L de una solución que tenga un título de 2,0 mg de KI por mL?. ¿Cual es su normalidad ?’
2. Describir la preparación de 500 mL de una solución de carbonato de sodio que posea un título de 0,500 mg de ácido clorhídrico por mL, con respecto a la reacción: CO32- + 2H+ Área de Química Analítica
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3. Calcular el número total de miliequivalentes en: a) 14,2g de AgNO3. ( Ag++ I-
AgI )
b) 30,0 mL de Ba(OH)2 0,0200 N c) 13,0 equivalentes de KI. d) 17,0 mg de FeSO4.(NH4)2 SO4.6H2O ( Fe2+
Fe3+ + e- )
e) 1,0 L de KMnO4 0,200 M (Mn04- + 8H+ + 5e-
Mn2+ + 4 H2O )
f ) 375 mL de H2 SO4 0,120 N. 4. ¿Cuántos gramos de sustancia están contenidos en las cantidades siguientes? a) 1,0 meq de Pb(NO3)2. (Pb2+ + SO42-
PbSO4)
b) 2,000 eq de Ba(OH)2. c) 30,0 mL de AgNO3 0,100N (Ag+ + Cl-
AgCl ) +
d) 2,00 L de KMnO4 0,33 N (MnO4 + 8H + 5e
-
Mn2+ + 4 H2O)
5. Calcular: a) E1 número de miliequivalentes de hidróxido de sodio presentes en una solución que reacciona completamente con l7,1 mL de H2SO4 0,200 N.
b) El número de gramos de hidróxido de sodio en la solución descripta en (a) c) El número de miliequivalentes de carbonato de sodio contenidos en 2g de este compuesto puro. (CO32- + 2H+
H2CO3 )
d) E1 número de mililitros de HCl 0,100 N que reaccionarán completamente con 2,0 g de carbonato de sodio.
e) E1 número de miliequivalentes de permanganato de potasio que reaccionarán completamente con 14,9 mL de Fe2+ 3,0 N.
f) La masa en gramos de permanganato de potasio correspondiente a la parte (e), si por reacción con Fe2+ el permanganato se reduce a Mn2+.
6. ¿Cuántos gramos de soluto se necesitan para preparar las siguientes soluciones?: a) 1.500 mL de NaCl 0,300 N. b) 4 L de Ba(OH)2 0,0500 N. c) 483 mL de I2 0,01 N (I2 + 2 e-
2I- )
d) 3.900 mL KCN 0,40 N (Ag+ + 2 CN-
Ag(CN)2- )
e) 6 L de CH3-COOH 0,70 N. 7. Indicar de qué modo se prepararían 500 mL de ácido clorhídrico aproximadamente 0,20 N a partir de :
a) una solución de HC1 2,5 N. b) una solución de HC1 de punto de ebullición constante, que contiene 20,2 g de HCl por 100 g de solución.
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c) Un ácido clorhídrico concentrado (densidad 1,18), que contiene el 37 % en peso.
8. ¿Cuántos mL de solución de KOH 0,1421 N son necesarios para neutralizar 13,72 mL de ácido sulfúrico 0,06860 M?
9. Si se requieren 13,12 mL de KOH 0,1421 N para neutralizar 10 mL de ácido acético diluido. ¿Cuál será la normalidad del ácido?
10. Una muestra de 7,000 g de vinagre se diluye con agua hasta 50,0 mL. A continuación se trata con 13,5 mL de NaOH 0,505 N y se valora por retroceso con HCl 0,605 N, necesitándose 2,5 mL para alcanzar el punto final de la fenolftleína.
a) Cual es la acidez del vinagre expresada como porcentaje de ácido acético? b) Suponiendo que éste es el único ácido presente en la muestra ¿Cuál sería el pH de la disolución en el punto de equivalencia de la valoración? (Usar Ac como abreviatura del radical CH3-COO-)
11. Para analizar una muestra de aspirina se pesa 3,470 g de componentes triturados y se tratan con 50,0 mL de NaOH 0,1155 N, calentando a ebullición durante 10 minutos. A continuación el exceso de NaOH se valora con 11,5 mL HCl 0,2100 N Cuál es la concentración de ácido acetilsalicílico en la muestra en mg/g.
12. Se determina el N de una muestra de leche en polvo que pesa 3,000 g mediante el método de Kjeldahl. Para ello se hace destilar el amoniaco sobre 50,0 mL de una disolución de ácido clorhídrico 0,1210 N, valorándose el exceso de ácido con otra disolución de NaOH 0,1540 N, de la que se gastaron 32,2 mL. Calcular:
a) Porcentaje de Nitrógeno en la muestra. b) Si el factor de conversión de Nitrógeno en proteína es 6,38 ¿qué cantidad de proteínas contiene la masa de muestra analizada?
13. Una solución contiene 0,0109 g /mL de Na2CO3. ¿A qué volumen habrá que llevar 100 mL de esa solución para transformarla en 0,01 N?
14. Si se añaden 50 mL de HCl 1,087 N a 28 mL de una solución alcalina, se rebasa el punto de neutralidad, y es necesario para alcanzarlo (por retorno), 10 mL de NaOH 0,1021 N. ¿Cuántos meq. de base contiene la solución alcalina y cuál es su normalidad?
15. 0,500 g de CaCO3 impuro se disuelven en 25 mL de HCl 0,510 N. El exceso de ácido es titulado luego de expulsar el CO2 con 6,50 mL de NaOH 0,440 N. ¿Cuál es el % de CaCO3 en la muestra?
16. Una solución ferrosa contiene 1,176 g de FeSO4.(NH4)2SO4.6H2O en 30 mL, una solución de K2Cr2O7 contiene 0,2940 g de la sal en 20 mL. Determinar:
a) La normalidad de la sal ferrosa como reductor. b) La normalidad de la solución de K2Cr2O7 como agente oxidante. Área de Química Analítica
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c) El volumen de K2Cr2O7 equivalente a 1,000 mL de la solución ferrosa. 17.
Una muestra de 0,400 g de tabletas de NaHCO3 se analizan por titulación con 40,00 mL de HCl
0,100 M. Calcular el porcentaje de NaHCO3 que contiene la tableta.
18.
Al disolver 1,60 g de una muestra y agregar 52,00 mL de solución de AgNO3 0,200 N, fueron
necesarios 4,00 mL de KSCN 0,100 N para precipitar el exceso de iones Ag+. ¿Cuál es el porcentaje de Br2Ca 6 H2O que contiene la muestra?
19.
En la titulación de 25 mL CaCO3 0,0100 M, se consumen 20,00 mL de EDTA:
a) Calcular la molaridad del EDTA b) Calcular el título del EDTA en términos de CaCO3 c) Calcular el título del EDTA en términos de Ca (II) 20. En la titulación de 50,00 mL de una muestra de agua se requirieron 5,02 mL de EDTA 0,0100 M: a) Calcular la molaridad total de los iones Ca2+ y Mg2+ en agua. b) Calcular la dureza del agua expresada en ppm de CaCO3 21.
El contenido en calcio presente en 5,0 mL de una muestra de orina se determinó por
precipitación en forma de oxalato cálcico en medio básico y luego se redisolvió acidulando el precipitado. El ácido oxálico se valoró en caliente (60ºC) con 16,7 mL de permanganato potásico 4·103
N, hasta viraje a púrpura, indicando el punto final de la reacción. Calcular la concentración en
mg/mL de Ca2+ en la orina.
22.
En un matraz volumétrico de 250 mL se pesó una muestra de 1,25 g de As2O3 puro, se disolvió y
se diluyó hasta la marca. Una alícuota de 25 mL de esta solución requirió 26 mL de solución de I2 para su titulación hasta el punto final con almidón. Calcúlese el % de As en una muestra de 1,00 g , la cual consume 15 mL de esta solución de I2 para su titulación.
ANALISIS CUANTITATIVO - GRAVIMETRIA 1. Cuál es el porcentaje de Ca, expresado como carbonato de calcio, contenido en 50 mL de muestra en la cual se llevó a cabo la determinación gravimétrica de calcio; obteniéndose una masa de 0,1780 g de precipitado; cuando la calcinación del mismo se efectúo a 500º C.
2. El Ca contenido en 5 g de una muestra fue precipitado mediante el agregado de oxalato de amonio. El precipitado fue filtrado, lavado y posteriormente calcinado a 525º.
Si luego de esta última
operación se obtuvieron 200 mg de CaCO3, calcular el porcentaje de calcio en la muestra. Área de Química Analítica
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3. Calcule el factor gravimétrico en la determinación de Fe en la que el precipitado es pesado como Fe2O3 y el resultado debe ser expresado como Fe2 (SO4)3
4. Se desea conocer el % (p/p) contenido en una muestra que fue sometida al siguiente tratamiento: 5 g de la muestra fueron disueltos adecuadamente y la solución resultante llevada a un volumen final de 1 L con agua destilada. Sobre 100 mL de esta solución se llevó a cabo la determinación gravimétrica de Ca, utilizando el método de oxalato, obteniéndose una masa de 0,5 g de sólido cuando se calcinó el precipitado a 500º C.
PAt Ca = 40 g/mol
PM CaCO3 = 100,8 g/mol
PM Fe2O3 = 159,6 g/mol
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PM Fe2 (SO4)3 = 399,90 g/mol
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ANEXO I RESPUESTAS GUIA DE AULA
PREPARACION DE SOLUCIONES Y EXPRESION DE RESULTADOS 1. a) 2,0027 b) 0,2004 c) 0,15
12. 10
2. 0,072
13. 27,78
3. 1,179
14. 31,58
4. 0,166
15. 1,306
5. a) 0,46 b) 0,1286
16. 14,28
6. 2,08
17. a) 1·10-3 b) 1 c) 1000 d) 1
7. 14,79
18. a) 4,83·10-6 b) 1,44·10-4
8. 5,3
19. a) 1,6·103 b) 3.537,8 c) 1,28·105
9. 4,75
20. 1,38·10-4 % ; 1,38 ppm
10. 4,63
21. 1068
11. 27,84
CALCULO DE pH 1. a) 2,70 e) 5,69
b) 6,79
c) 11,3
d) 7,02
4.
f) 3,68
[H+] = l, 72 x 10-3 +
5.
[H ] = 7,45 x 10
2.
1·10-7
6.
7,178
3.
6,309 · 10-9
7.
a) 10,48
-6
pH = 2, 76 pH = 5,13
b) 3,24
c) 7,00
Soluciones reguladoras de pH 1.
1,32 x 10-3
2.
8,73
3.
[OH-] = 9,49 x 10-4 pH = 10,98
4.
4,76
5.
5,23
6.
4,28
7.
1,44
Área de Química Analítica
8.
7,13
9.
a) 6,36
b) 5,89
c) 10,25
d)
10,73
10. 1,26 11. 7,16 12. a) 8,15 b) 4,69
54
2011
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Licenciatura en Bioquímica
CALCULO DE KpS 3.
3, 98 x 10-11
8.
10,46
4.
8,46 x 10-11
9.
4,65
5.
3,92 x 10
-6
10.
-2
6.
5,14 x 10 g/100 mL
11. 4,9 x 10-5
7.
1,52·10-3 ; 3,5 x 10-5
12. 4,08 x 10-3
ANALISIS CUANTITATIVO VOLUMETRIA 1.
4,07
10. a)10,7 b)9,5
2.
0,363
11. 147,44
3.
a)83,57 b)0,6 d)4,3 · 10
4.
5.
-2
c)13.000
12. a)0,5236 b)3,34
e)1.000 f)45
13. 2.056
a)0,166 b) 171,4 c) 0,509 d)
14. 53,14 1,898
20,856
15. 98,9
a)3,42 b) 0,1368 c) 37,739
16. a) 0,1 N b) 0,3 N c) 0,33
d) 377,35 e) 44,7 f) 1,412
17. 84
6. a)26,32 b)17,13
c)0,6129
d)202,8
18. 96,187
e) 252 7. a) 40
19. a) 0,0125 b) 1,25 c) 0,5 b) 18,07
20. a) 1,004 · 10-3
c) 8,35
8. 13,2468
21. 0,2672
9. 0,186
22. 5,39
b) 100,4
GRAVIMETRIA 1. 0,356
3. 2,5
2. 1,6
4. 100
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ANEXO II CUADRO DE SOLUBILIDADES EN AGUA PURA
Regla
Excepciones
Nitratos y Acetatos son generalmente Acetato de Plata moderadamente insoluble (en solubles.
concentraciones muy altas del catión)
Compuestos de Metales Alcalinos y de Amonio, son generalmente solubles. Cloruros, Bromuros y Yoduros son Haluros de Ag(I), Hg(I), Pb(II), HgI2, (BiO)Cl, generalmente solubles
(SbO)Cl.
Sulfatos son generalmente solubles.
Los sulfatos de Pb(II), Sr(II) y Ba(II). El de Ca(II) es moderadamente insoluble
Carbonatos y sulfitos son generalmente Los de Metales Alcalinos y de Amonio insolubles. Sulfuros son generalmente insolubles.
Los de Metales Alcalinos, Mg(II), Al(III), Cr(III), Amonio y los Alcalinos Terreos.
Hidróxidos son generalmente insolubles.
Los de Metales Alcalinos y de Amonio. Los de Ba(II), Sr(II) y Ca(II) son moderadamente solubles
CUADRO DE ELECTROLITOS FUERTES Y DEBILES
Regla
Excepciones
La mayoría de los ácidos son electrolitos Los ácidos fuertes comunes son: HCl, HBr, HI, débiles.
HF (concentrado), HNO3, H2SO3, HClO4,
La mayoría de las bases son electrolitos Son bases fuertes los hidróxidos de Li, Na, K, débiles.
Ru, Cs, Ca, Sr y Ba.
La mayoría de las sales son electrolitos Es sal débilmente ionizada el cloruro mercúrico, fuertes
también suelen incluirse acetato de plomo, haluros de cadmio y cianuro mercúrico.
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ANEXO III TABLAS DE VALORES DE CONSTANTES
CONSTANTES DE DISOCIACION DE ACIDOS DEBILES A 25º C ACIDO
FORMULA CONSTANTES DE IONIZACION K1
K2
Acético
HC2H3O2
1,75 x 10-5
Arsénico
H3AsO4
5 x 10-3
Benzoico
HC7H5O2
6,3 x 10-5
Bórico
H3BO3
5,8 x 10-10
Carbónico
H2CO3
4,3 x 10-7
Cloroacético
HC2H2O2Cl
1,4 x 10-3
Crómico
H2CrO4
2,0 x 10-1
3,2 x 10-7
Cítrico
H3C6H5O7
8,7 x 10-4
1,8 x 10-5
Ciánico
HCNO
2 x 10-4
Dicloroacético HC2HO2Cl2
8,3 x 10-8
6 x 10-10
5,6 x 10-11
4,0 x 10-6
5 x 10-2
Fórmico
HCHO2
1,77 x 10-4
Cianhídrico
HCN
7,2 x 10-10
Fluorhídrico
HF
7,2 x 10-4
Sulfhídrico
H2S
5,7 x 10-8
Hipocloroso
HOCl
3,5 x 10-8
Yódico
HIO3
1,67 x 10-1
Láctico
HC3H5O3
1,39 x 10-4
Nitroso
HNO2
4,0 x 10-4
Oxálico
H2C2O4
6,5 x 10-2
Fenol
HC6H5O
1,3 x 10-10
Ortofosfórico
H3PO4
7,5 x 10-3
6,2 x 10-8
Fosforoso
H3PO3
1,6 x 10-2
7,0 x 10-7
Ftálico
H2C8H4O4
1,3 x 10-3
3,9 x 10-6
Propiónico
HC3H5O2
1,34 x 10-3
Succínico
H2C4H4O4
6,4 x 10-5
Sulfúrico
H2SO4
Sulfuroso
H2SO3
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K3
1,2 x10-15
6,1 x 10-5
4,8 x 10-13
2,7 x 10-6 1,2 x 10-2
1,72 x 10-2 57
6,24 x 10-8 2011
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CONSTANTES DE DISOCIACION DE BASES DEBILES A 25ºC
BASE
FORMULA
CONSTANTES DE IONIZACION 1,8 x 10-5
Amoníaco NH3 Anilina
3,8 x 10-10
C6H5NH2
3 x 10-6
Hidrazina (NH2)2 Piridina
1,4 x 10-9
C5H5N
CONSTANTES DEL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD A 25 ºC
SUSTANCIA
FORMULA
CONSTANTE DE PRODUCTO DE SOLUBILIDAD
Aluminio Hidróxido
Al (OH)3
1,9 x 10-33
Bario Carbonato
BaCO3
8,1 x 10-9
Bario Cromato
BaCrO4
2,4 x 10-10
Bario Fluoruro
BaF2
1,7 x 10-6
Bario Oxalato
BaC2O4 · 2H2O
1,5 x 10-7
Bario Sulfato
BaSO4
1,1 x 10-10
Bario Yodato
Ba(IO3)2 · 2H2O
6,5 x 10-10
Bismutilo Cloruro
BiOCl
2 x 10-9
Bismuto Sulfuro
Bi2S3
1,6 x 10-72
Cadmio Carbonato
CdCO3
2,5 x 10-14
Cadmio Oxalato
CdC2O4 · 3H2O
1,5 x 10-8
Cadmio Sulfuro
CdS
3,6 x 10-27
Calcio Carbonato
CaCO3
8,7 x 10-9
Calcio Fluoruro
CaF2
4 x 10-11
Calcio Fosfato
Ca3(PO4)2
1 x 10-26
Calcio Hidróxido
Ca(OH)2
7,9 x 10-6
Calcio Oxalato
CaC2O4 · H2O
2,3 x 10-9
Calcio Sulfato
CaSO4
6,1 x 10-5
Calcio Yodato
Ca(IO3)2 · 6H2O 6,5 x 10-7
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Cinc Hidróxido
Zn(OH)2
4,5 x 10-17
Cinc Oxalato
ZnC2O4
1,5 x 10-9
Cinc Sulfuro
ZnS
1,2 x 10-23
Cobalto (II) Sulfuro
CoS
7 x 10-23
Cobre (I) Bromuro
CuBr
4,1 x 10-8
Cobre (I) Sulfuro
Cu2S
2 x 10-47
Cobre (I) Yoduro
CuI
5 x 10-12
Cobre (II) Hidróxido
Cu(OH)2
5,6 x 10-20
Cobre (II) Oxalato
CuC2O4
2,9 x 10-8
Cobre (II) Sulfuro
CuS
8,5 x 10-45
Cobre (II) Yodato
Cu(IO3)2
1,4 x 10-7
Cromo (III) Hidróxido
Cr(OH)3
1 x 10-36
Estroncio Carbonato
SrCO3
1,6 x 10-9
Estroncio Fluoruro
SrF2
2,8 x 10-9
Estroncio Oxalato
SrC2O4
5,8 x 10-8
Estroncio Sulfato
SrSO4
2,9 x 10-7
Hierro (II) Hidróxido
Fe(OH)2
2 x 10-14
Hierro (II) Oxalato
FeC2O4
2,1 x 10-7
Hierro (II) Sulfuro
FeS
3,7 x 10-19
Hierro (III) Hidróxido
Fe(OH)3
6 x 10-38
Magnesio Carbonato
MgCO3
1 x 10-5
Magnesio Fluoruro
MgF2
6,4 x 10-9
Magnesio Fosfato amónico MgNH4PO4
2,5 x 10-13
Magnesio Hidróxido
Mg(HO)2
1,2 x 10-11
Magnesio Oxalato
MgC2O4
8,6 x 10-5
Manganeso Carbonato
MnCO3
8,8 x 10-11
Manganeso Hidróxido
Mn(HO)2
4,5 x 10-14
Manganeso Sulfuro
MnS
1,4 x 10-15
Mercurio (I) Bromuro
Hg2Br2
4 x 10-23
Mercurio (I) Cloruro
Hg2Cl2
2 x 10-18
Mercurio (I) Yoduro
Hg2I2
4 x 10-29
Mercurio (II) Sulfuro
HgS
3 x 10-53
Níquel (II) Hidróxido
Ni(HO)2
2 x 10-14
Níquel (II) Sulfuro
NiS
1,4 x 10-21
Plata Bromato
AgBrO3
6 x 10-5
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Plata Bromuro
AgBr
7,7 x 10-13
Plata Carbonato
Ag2CO3
6,2 x 10-12
Plata Cianuro
AgCN
2,2 x 10-12
Plata Cloruro
AgCl
1,56 x 10-10
Plata Cromato
Ag2CrO4
9 x 10-12
Plata Fosfato
Ag3PO4
1,8 x 10-18
Plata Sulfuro
Ag2S
1,6 x 10-49
Plata Tiocianato
AgSCN
1,2 x 10-12
Plata Yodato
AgIO3
1 x 10-8
Plata Yoduro
AgI
1,5 x 10-16
Plomo (II) Carbonato
PbCO3
4 x 10-14
Plomo (II) Cloruro
PbCl2
1 x 10-4
Plomo (II) Cromato
PbCrO4
2 x 10-14
Plomo (II) Fluoruro
PbF2
3,7 x 10-8
Plomo (II) Hidróxido
Pb(HO)2
2,5 x 10-15
Plomo (II) Oxalato
PbC2O4
2,8 x 10-11
Plomo (II) Sulfato
PbSO4
1,1 x 10-8
Plomo (II) Sulfuro
PbS
3,4 x 10-28
Plomo (II) Yodato
Pb(IO3)2
2,6 x 10-13
Plomo (II) Yoduro
PbI2
1,4 x 10-8
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ANEXO IV
REGLAMENTO INTERNO DE LA ASIGNATURA ♦
Requisitos para la inscripción: Podrán ser inscriptos en Química Analítica I con carácter de
alumnos regulares, aquellos que reúnan las condiciones establecidas en las reglamentaciones vigentes. ♦
Citaciones: Todas las citaciones serán hechas con la debida anticipación, utilizando como único
medio de difusión la cartelera del Curso. Cada citación estará refrendada con la firma del Profesor o de los Jefes de Trabajos Prácticos. ♦
Concurrencia a las clases Teórico-Prácticas y de Laboratorio: La concurrencia deberá hacerse
en los horarios indicados para cada caso. Una demora que supere los 5 (cinco) minutos se computará como inasistencia. El alumno que no concurra perderá el derecho a la realización de la práctica, en
ese o en cualquier otro turno, pudiendo recuperar el cuestionario en la fecha que oportunamente se fije. Será requisito indispensable que todo alumno concurra al laboratorio con la correspondiente guía de Trabajos Prácticos, o un esquema sintético de la misma, cuaderno de notas, guardapolvo,
guantes de latex y repasador. ♦
Aprobación de los Trabajos de Laboratorio :
1) El alumno deberá obtener en sus determinaciones resultados aceptablemente coincidentes con los reales. El error tolerado dependerá del tipo y técnica de análisis empleada y será fijado por la Cátedra en cada caso.
2) Deberá demostrar un pleno conocimiento de la parte teórica referente a la práctica o experiencia, al ser interrogado en forma oral, escrita; antes, durante y a la finalización del Trabajo Práctico.
3) Deberá poseer una habilidad manual acorde con el tipo de experiencia que realice. 4) Registrará en un “cuaderno de laboratorio”, en forma ordenada, los resultados obtenidos y las operaciones numéricas que cada cálculo demanden.
5) Al finalizar cada práctico deberá entregar el material en perfectas condiciones de orden y limpieza. PARA LA APROBACIÓN DE CADA TRABAJO PRACTICO, EL ALUMNO DEBERÁ DAR CUMPLIMENTO A LOS CINCO REQUISITOS PRECITADOS. ♦
Examinaciones Parciales: El grado de conocimiento del alumno será evaluado mediante 3 (tres)
exámenes parciales tomados a lo largo del curso, referentes a los temas teóricos-prácticos de laboratorio y de resolución de problemas numéricos. Tendrán derecho a rendir las examinaciones parciales los alumnos que tengan aprobados todos los prácticos de laboratorio correspondientes a cada uno de ellos. Las recuperaciones de exámenes parciales serán: una recuperación por cada parcial y solo una segunda 61 Área de Química Analítica 2011
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recuperación. Para los alumnos que hubiesen presentado constancia de actividad laboral o de maternidad tendrán una recuperación adicional. ♦
Clasificaciones: Las evaluaciones se clasificarán con notas, utilizándose la escala de 1(uno) a 10
(diez). Para ser considerado como aprobado en calidad de Regular, el alumno deberá lograr al menos una calificación de 7 (siete) puntos. ♦
Aprobación del Curso: Para ser considerado Alumno Regular, de acuerdo a las
reglamentaciones vigentes el alumno a la finalización del curso, deberá
contar con el 70% de
asistencia a las clases Teórico-Prácticas y de Laboratorio, tener aprobados el 100 % de los Trabajos Prácticos de Aula y Laboratorio y el 100% de los exámenes parciales correspondientes a los temas Teórico-Prácticos, de laboratorio y resolución de problemas. ♦
Régimen de Aprobación del Curso: Aprobación por Examen Final, Modalidad oral.
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62
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ANEXO V
GLOSARIO DE TERMINOS
ALICUOTA: Porción bien definida (masa, volumen) de la muestra. ANALISIS: En el ámbito químico, implica someter a una muestra a un proceso analítico para conocer información química sobre la misma.
ANALITO: Especie química o bioquímica, componente de la muestra, de la que se requiere información cualitativa o cuantitativa.
CALCINACION: Es un tratamiento térmico por el que se somete a la muestra a la acción de temperaturas elevadas, con el fin de producir ciertas transformaciones.
CENTRIFUGACION: Es la operación por la cual se facilita la separación de los componentes de un sistema heterogéneo, por ejemplo un precipitado de la solución madre, sometiéndolo a una veloz rotación que produce una fuerza centrífuga muy superior a la fuerza de gravedad. El .líquido sobrenadante se succiona con una pipeta o se decanta.
CONCENTRACION: Es la cantidad de soluto contenida en determinada cantidad de disolución o de disolvente. Como expresiones cualitativas se utilizan los términos solución diluida, solución concentrada, solución saturada y solución sobresaturada.
DECANTACION: Es la separación de la solución sobrenadante de un precipitado, por trasvasado del líquido límpido, una vez que el producto insoluble ha sedimentado naturalmente o con ayuda de la centrifugación.
DETECTAR: Acción de un instrumento para producir una señal y transducirla en una magnitud física fácilmente medible.
DETERMINAR: Proceso para conocer la cantidad/concentración de un analito (o familia) de una muestra que es analizada.
DESECACION: Es un procedimiento destinado a eliminar completamente la humedad de una muestra o de un precipitado. Puede utilizarse el calor, o aparatos especiales denominados desecadores; éstos son recipientes de cierre hermético que se cargan con agentes anhidrizantes como CaCl2, P2O5 , silicagel, etc, de manera que el material a desecar confinado en su presencia pierde su humedad luego de cierto tiempo.
ENSAYO: Es un procedimiento experimental que se practica sobre una porción de la muestra con el fin de obtener información sobre la composición de la misma, en base a observar el comportamiento frente a un reactivo utilizado. El ensayo más común consiste en agregar un reactivo apto para producir reacción característica con determinada sustancia o con un grupo de sustancias. Según el resultado obtenido, el ensayo será positivo o negativo.
ENSAYO DE BLANCO: Es un ensayo que se practica con los mismos reactivos y técnica utilizados para una reacción determinada, salvo que se reemplaza la solución muestra por agua destilada. Sirve 63 Área de Química Analítica 2011
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para constatar la presencia de iones interferentes o de impurezas en los reactivos. Puede servir además para comparar los resultados de un ensayo en presencia y en ausencia de la sustancia buscada si se realiza en paralelo.
ENSAYO DE CONFIRMACION: Es el ensayo de identificación que se realiza para ratificar la presencia de un ion ya caracterizado. Se practica sobre la solución del ion, luego de haber eliminado del líquido cualquier otro ion que pueda interferir.
ENSAYO DE CONTROL: Se realiza con fines comparativos sobre soluciones de ensayo a fin de comprobar la bondad de la técnica y de los reactivos usados, cuando habiéndose obtenido resultados negativos o dudosos se sospecha algún error o falla.
ENSAYO DE IDENTIFICACION: Es el procedimiento destinado a poner en evidencia la presencia de un ion, o grupo de iones, por agregado de un reactivo en determinadas condiciones.
EVAPORACION: Es la reducción de volumen de un líquido, casi siempre con ayuda de calentamiento, con el fin de concentrar los solutos, eliminar algún componente muy volátil o llevar a sequedad. Comúnmente se utilizan baños María, de aire o de arena.
FILTRACION: Es la operación mediante la cual se separa un sólido de un líquido, por pasaje a través de un medio poroso adecuado. Pueden utilizarse como medios: papel de filtro, algodón, lana de vidrio, lana de cuarzo, etc.
LAVADO: Es la operación destinada a eliminar de los precipitados la mayoría de las impurezas que los acompañan. Se realiza poniendo en contacto íntimo el sólido con pequeñas porciones de agua destilada, solución diluida del reactivo precipitante, o de un electrolito adecuado, seguida de filtración o centrifugación. Generalmente bastan dos o tres lavados, reservando el primer líquido de lavado.
MUESTRA: Es la parte (alícuota) del objeto que contiene a el o los analitos. PRECIPITADO: Es el sólido poco soluble que se forma en el seno de una solución, cuando se agrega cierto reactivo. El fenómeno se denomina precipitación.
REACCION: Es el fenómeno químico que conduce a la formación de nuevas especies, cuando se ponen en contacto dos o más sustancias, generalmente en solución.
REACTIVO: Es la solución de un compuesto que se agrega al sólido o a la solución en estudio, a efectos de provocar una reacción química.
REACTIVO DE GRUPO: Es aquél que se utiliza para separar, generalmente por precipitación, varios iones de propiedades análogas contenidos en una solución.
REACTIVO ESPECIFICO: Es el que bajo condiciones experimentales determinadas, permite reconocer una sola sustancia.
REACTIVO PRECIPITANTE: Es el que se agrega a un sistema químico con el propósito de formar una sustancia poco soluble (precipitado) por reacción con otra disuelta.
REACTIVO SELECTIVO: Es el que bajo condiciones experimentales determinadas, permite reconocer sólo unas pocas sustancias. Área de Química Analítica
64
2011
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RESIDUO: Es el sólido separado de una solución por filtración o por evaporación a seco o casi seco. También se aplica al material que resiste la acción de un reactivo disolvente.
SOLUBILIDAD: Es la máxima cantidad de soluto que puede disolverse en cierto disolvente, a determinada temperatura. Puede expresarse en diversas unidades físicas o químicas.
SOLUCION: Es la dispersión homogénea de un sólido, líquido o gas, (soluto) en un sistema, (disolvente) que generalmente es el agua y constituye la mayor parte del sistema. En las soluciones verdaderas, las partículas dispersas son de dimensiones moleculares o iónicas.
SOLUCION CONCENTRADA: Es la que contiene cantidad relativamente elevada de soluto. SOLUCION DILUIDA: Es la que contiene pequeña cantidad de soluto, comparada con su solubilidad. SOLUCION FORMAL: Es la que contiene un peso formula gramo en un litro de disolución. SOLUCION MOLAR: Es la que contiene un mol de soluto en un litro de disolución. SOLUCION NORMAL: Es la que contiene un equivalente químico en un litro de disolución. SOLUCION PORCENTUAL: Es aquélla en que la concentración se expresa en gramos de soluto por ciento. Ej. g. de soluto en 100 mL de disolución; ésta es la forma de expresión más común y útil a los fines del cálculo.
SOLUCION SATURADA: Es la que contiene el máximo posible de soluto disuelto, a una determinada temperatura, en equilibrio con un exceso de soluto no disuelto.
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ANEXO VI PROGRAMA DE LA ASIGNATURA TEMA 1 Introducción a la química analítica. Información químico Analítica. Referencias químico Analítica. Clasificaciones de la química analítica. TEMA 2 Tipos de reacciones de uso frecuente en química analítica. Condiciones de una reacción para la identificación y para la cuantificación. Objetivos y usos de la expresión de equilibrio en química analítica. Equilibrios en fase homogénea y heterogénea de aplicación en Química Analítica . TEMA 3 Aspectos cualitativos de la química analítica. La respuesta binaria. Características analíticas de la respuesta binaria: Sensibilidad, Selectividad, Enmascaramiento. Estándares y calibración en análisis cualitativo. Análisis cualitativo clásico e instrumental: Generalidades. TEMA 4 Investigación de cationes. Métodos sistemáticos que usan separaciones. Reactivos generales, especiales y reactivos de identificación para las especies más comunes. Investigación de aniones: ensayos de oxidantes, ensayo de reductores, ensayos con reactivos generales. Incompatibilidades más comunes. Deducciones derivadas de ensayos previos e incompatibilidades. TEMA 5 Principios del análisis cuantitativo. Análisis cuantitativo clásico e instrumental. Expresión de resultados analíticos. Cálculos en el análisis volumétrico. Tipos de técnicas volumétricas. Tipos de volumetrías. Métodos de detección en el punto final. Curvas de titulación y equilibrios en el punto final. Mecanismos de los indicadores visuales. TEMA 6 pH: Cálculo de pH en soluciones acuosas de distintos sistemas. Curvas de distribución de especies en función del pH. Volumetría ácido-base. Selección y valoración de un titulante. Selección y empleo de los indicadores en volumetría ácido-base. Variabilidad de la curva de titulación. Análisis de las curvas de titulación en medios acuosos. Resolución de mezclas. Aplicaciones. TEMA 7 Concepto de solubilidad y de producto de solubilidad. Factores que afectan al producto de solubilidad. Factores que afectan a la solubilidad. Volumetría de precipitación. Fundamentos requisitos y limitaciones de la volumetría de precipitación. Indicadores de punto final. Aplicaciones a la determinación de haluros: Método de Mohr, Volhard y Fajans. TEMA 8 Equilibrio y constantes de formación. Sistemas de formación de complejos, algunos casos de cálculo de concentraciones en el equilibrio. Constantes condicionales de formación, tratamiento general. Volumetría de formación de complejos. Fundamentos requisitos y limitaciones de la volumetría de formación de complejos. Indicadores de punto final. Aplicaciones de la Quelatometría a la valoración de Ca2+ y Mg2+. Aplicaciones. TEMA 9 Constante de equilibrio y potencial de equilibrio. Factores que afectan los potenciales redox. Volumetría de óxido-reducción. Fundamentos, requisitos y limitaciones. Indicadores de punto final. Usos y aplicaciones de oxidantes fuertes: Permanganato, Dicromato y Cerio (IV). Métodos volumétricos que utilizan Iodo y Tiosulfato. Aplicaciones. Área de Química Analítica
66
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Licenciatura en Bioquímica
TEMA 10 Mecanismos y factores que influyen en la formación de precipitados. Impurificación de precipitados; coprecipitación y posprecipitación. Eliminación de impurezas: digestión y envejecimiento, redisolución y reprecipitación. Precipitaciones controladas. Precipitación en fase homogénea: fundamentos, ventajas y aplicaciones. El análisis gravimétrico. Fundamentos del análisis gravimétrico. Métodos gravimétricos. Operaciones básicas. Ventajas y desventajas principales de la gravimetría. Aplicaciones. Tema 11 Etapas en la resolución de un Problema Analítico. Propiedades analíticas supremas, básicas y complementarias. Errores en química analítica. Aspectos Generales de la Calidad en Química Analítica. Trazabilidad: Materiales de Referencia. Tipos de Estándares y su Trazabilidad.
TRABAJOS PRACTICOS: Parte general 1- Instrucción sobre los materiales de trabajo y equipos a utilizar, su manejo y cuidados. Preparación de soluciones de reactivos generales. Recomendaciones referidas al trabajo de laboratorio en general y respecto de sustancias tóxicas o corrosivas. 2- Resolución de problemas referidos a cálculos de concentración protónica y pH para sistemas simples, mezclas equivalentes y no equivalentes. Producto de solubilidad y solubilidad. Efecto de la concentración protónica y de complejantes sobre la solubilidad. 3- Resolución de problemas referidos a cálculos elementales en el empleo de conceptos estadísticos básicos para caracterizar la exactitud, precisión e incertidumbre. Parte cualitativa 4- Investigación de aniones. Observaciones y ensayos preliminares: ensayo con acetato de bario y calcio, ensayo con nitrato de plata, ensayo de aniones reductores y de aniones oxidantes. Primer Grupo de Aniones. Técnicas Analíticas. Reacciones de reconocimiento. Segundo Grupo de Aniones. Técnicas Analíticas. Reacciones de reconocimiento. Tercer Grupo de Aniones. Técnicas Analíticas. Reacciones de reconocimiento. 5- Investigación de cationes en muestras líquidas en escala semimicro. Observaciones y ensayos previos. Primer Grupo de Cationes. Ensayos preliminares. Técnicas Analíticas. Reacciones de reconocimiento semimicro. Segundo Grupo de Cationes. Ensayos preliminares. Técnicas Analíticas. Reacciones de reconocimiento semimicro. Tercer Grupo de Cationes. Ensayos preliminares. Técnicas Analíticas. Reacciones de reconocimiento semimicro. Cuarto Grupo de Cationes. Ensayos preliminares. Técnicas Analíticas. Reacciones de reconocimiento semimicro. Quinto Grupo de Cationes Ensayos preliminares. Técnicas Analíticas. Reacciones de reconocimiento semimicro. Sexto Grupo de Cationes. Ensayos preliminares. Técnicas Analíticas. Reacciones de reconocimiento semimicro. 6- Resolución de problemas teóricos referidos a separaciones e identificaciones en análisis cualitativo. Parte cuantitativa 7- Resolución de problemas vinculados a cálculos volumétricos. 8- Volumetría Ácido-Base. Preparación de un ácido tipo y de una base tipo. 9- Aplicaciones de la volumetría ácido-base: a) Capacidad neutralizadora de una tableta antiácida. b) Resolución de mezclas alcalinas. Método de Warder sobre una y dos alícuotas. 10- Volumetría de precipitación. Determinación de cloruros. 11- Aplicación de la volumetría de precipitación: Determinación de bromuros en fármacos por el Método de Mohr. 12- Volumetría de Complejación. Quelatometría. 13- Aplicaciones de la Quelatometría: Determinación de dureza en aguas. 14- Volumetría Redox. Yodometría y Permanganimetría. 15- Aplicaciones de la Yodometría: Análisis de tabletas de vitamina C utilizando yodo. 67 Área de Química Analítica 2011
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16- Aplicaciones de la Permanganimetría: Análisis de Hierro total en muestra sintética utilizando permanganato. 17- Gravimetría. Aplicaciones.
Regimen de Aprobación • Aprobación de los Trabajos de Laboratorio : 1) El alumno deberá obtener en sus determinaciones resultados aceptablemente coincidentes con los reales. El error tolerado dependerá del tipo y técnica de análisis empleada y será fijado por la Asignatura en cada caso. 2) Deberá demostrar un pleno conocimiento de la parte teórica referente a la práctica o experiencia, al ser interrogado en forma oral, escrita; antes, durante y a la finalización del Trabajo Práctico. 3) Deberá poseer una habilidad manual acorde con el tipo de experiencia que realice. 4) Registrará en un "cuaderno de laboratorio", en forma ordenada, los resultados obtenidos y las operaciones numéricas que cada cálculo demanden. 5) Al finalizar cada práctico deberá entregar el material en perfectas condiciones de orden y limpieza. PARA LA APROBACIÓN DE CADA TRABAJO PRACTICO, EL ALUMNO DEBERÁ DAR CUMPLIMENTO A LOS CINCO REQUISITOS PRECITADOS. • Examinaciones Parciales: El grado de conocimiento del alumno será evaluado mediante 3 (tres) exámenes parciales tomados a lo largo del curso, referentes a los temas teóricos-prácticos de laboratorio y de resolución de problemas numéricos. Tendrán derecho a rendir las examinaciones parciales los alumnos que tengan aprobados todos los prácticos de laboratorio correspondientes a cada uno de ellos. Las recuperaciones de exámenes parciales serán una recuperación por cada parcial y solo una segunda recuperación. Los alumnos que hubieren presentado constancia de actividad laboral o de maternidad tendrán una recuperación adicional. • Clasificaciones: Las evaluaciones se clasificarán con notas, utilizándose la escala de 1(uno) a 10 (diez). Para ser considerado como aprobado en calidad de Regular, el alumno deberá lograr al menos una calificación de 7 (siete) puntos. • Aprobación del Curso: Para ser considerado Alumno Regular, de acuerdo a las reglamentaciones vigentes el alumno a la finalización del curso, deberá contar con el 70% de asistencia a las clases Teórico-Prácticas y de Laboratorio, tener aprobados el 100 % de los Trabajos Prácticos de Aula y Laboratorio y el 100% de los exámenes parciales correspondientes a los temas Teórico-Prácticos, de laboratorio y resolución de problemas. • Régimen de Aprobación del Curso: Aprobación por Examen Final, Modalidad oral.
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ANEXO VII BIBLIOGRAFIA
Bibliografía básica del contenido teórico 1- J. M. Mermet, M. Otto, M. Valcárcel “ A Moderm Approach to Analytical Science” Second Edition, WILEY-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA., Federal Republic of Germany, 2004.
2- David Harvey, “ Química Analítica moderna” Editorial Mc Graw-Hill/Interamericana de España, S.A.U., Madrid, 2002.
3- Miguel Valcárcel, “Principios de Química Analítica” Editorial Springer-Verlag Ibérica, S.A., Barcelona, 1999.
4- D. Skoog, D. West y F. Holler “Analytical Chemistry An Introductión” Firth Ed., Ssunders HBJ Publishers, U.S.A., 1990.
5- D. Harris “Quantitative Chemical Analysis” Second Ed., W. Freeman and Company, N.Y., 1987.
6- F. Burriel, S. Arribas, F. Lucenas, J. Hernandez, “Química Analítica Cualitativa” Duodécima Edición. Paraninfo, Madrid, 1985.
7- D. Skoog y D. West, “Fundamentos de Química Analítica” Segunda Edición, Editorial Reverté, Barcelona, España, 1983.
8- H. A. Laitinen y W. Harris, “Chemical Análisis” McGraw Hill, Kogakusha Ltada., Tokio, 1975. 9- M. Kolthoff, E. B. Sandell, S. Brucrenstein, “Análisis Químico Cuantitativo” Ed. Nigar, Bs. As., 1972.
Bibliografía básica de trabajos prácticos 1- D. Harris “Exploring Chemical Analysis” Second Ed., W. Freeman and Company, N.Y., 1997 2- F. Burriel, S. Arribas, F. Lucenas, J. Hernandez, “Química Analítica Cualitativa” Duodécima Edición. Paraninfo, Madrid, 1985.
3- S. Arribas “Análisis Cualitativo Inorgánico sin el empleo del ácido sulfhídrico” Tercera Edición, Paraninfo, Madrid, 1983.
4- D. Skoog y D. West, “Fundamentos de Química Analítica” Segunda Edición, Editorial Reverté, Barcelona, España, 1983.
5- M. Kolthoff, E. B. Sandell, S. Brucrenstein, “Análisis Químico Cuantitativo” Ed. Nigar, Bs. As., 1972.
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