INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL UNIDAD PROFESIONAL INTERDISCIPLINARIA DE BIOTECNOLOGÍA

MANUAL PARA LABORATORIO DE

MÉTODOS ANALÍTICOS E INSTRUMENTALES

INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL SECRETARÍA ACADÉMICA DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN SUPERIOR UNIDAD DE APRENDIZAJE:

Métodos Analíticos e Instrumentales

HOJA:

8

DE 9

RELACIÓN DE PRÁCTICAS PRÁCTICA No.

1

2 3 4 5 6 7

8

9

NOMBRE DE LA PRÁCTICA

Normas de seguridad y uso correcto del material de vidrio, reactivos y equipo. Introducción al manejo de gráficas, relación de unidades, elaboración de informes, etc. Preparación y uso de disoluciones patrón ácido-base. Preparación y uso de disoluciones patrón complejométricas. Valoraciones potenciométricas ácido-base Valoraciones potenciométricas redox Valoraciones potenciométricas complejométricas Valoraciones potenciométricas en precipitación Identificación y cuantificación de compuestos de interés farmacéutico por espectrofotometría ultravioleta-visible. Identificación y cuantificación de compuestos de interés farmacéutico por espectroscopia infrarroja. Identificación y cuantificación de compuestos de interés farmacéutico por cromatografía líquida de alta resolución.

UNIDADES TEMÁTICAS

DURACIÓN

LUGAR DE REALIZACIÓN

I, II

6.0

Todas las prácticas se realizarán en el Laboratorio de Fisicoquímica.

II

3.0

II II II

3.0 3.0

II

3.0 3.0

III

12.0

III

9.0

IV

12.0

EVALUACIÓN Y ACREDITACIÓN: La parte experimental se evaluará de la siguiente manera: se presentará el cuaderno de notas de laboratorio con las búsquedas de información (1.0 punto) que solicite el protocolo de la práctica, un diagrama de bloques (1.0 punto) del desarrollo experimental a realizar y con los resultados experimentales (1.0 punto) obtenidos al llevar a cabo la práctica. En un seminario (2.0 puntos), con la guía del profesor, se analizarán y discutirán los resultados experimentales de un bloque de prácticas determinado y se presentará un examen escrito (2.0 puntos) con preguntas que abarcan el bloque de prácticas analizadas en cada seminario. Se presentará un informe (3.0 puntos) por escrito de los resultados experimentales para cada práctica realizada. Esta puntuación corresponde al 30% de la calificación total de la unidad de aprendizaje.

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PRÁCTICA No. 1

PREPARACIÓN Y USO DE DISOLUCIONES PATRÓN ÁCIDO-BASE. 1. OBJETIVOS 1.1. El alumno preparará soluciones patrón ácido-base de HCl, ácido acético, amoniaco y NaOH 0.1 N. 1.2. El alumno realizará la estandarización de las soluciones ácido-base preparadas anteriormente. 1.3. El alumno practicará las diferentes formas para preparar un patrón primario a utilizarse en la estandarización de soluciones ácido-base. 2. INTRODUCCIÓN La preparación y estandarización de soluciones son dos técnicas importantes en el análisis químico. Una disolución es una mezcla homogénea de un soluto y un solvente. El soluto es la sustancia que se encuentra en menor proporción, mientras que el solvente es aquel que está en mayor proporción. Existen soluciones sólidas, líquidas y gaseosas; algunos ejemplos de éstas son el aire limpio (mezcla de nitrógeno y oxígeno), agua endulzada y algunas aleaciones de latón (cobre y zinc). La forma de expresar la concentración para las soluciones es: molaridad (M), normalidad (N), formalidad (F), ppm, molalidad (m), soluciones porcentuales, etc. En Química Analítica es común utilizar soluciones molares y normales. Una vez que las soluciones son preparadas se debe conocer con exactitud la concentración del soluto respecto a la cantidad de disolvente, a éste proceso se le llama estandarización y para ello se utilizan sustancias llamadas patrones primarios y secundarios. Es importante estandarizar las soluciones preparadas porque sólo así pueden ser utilizadas en el análisis cuantitativo. 2.1 Sustancias ácido-base En Química Analítica son de gran interés aquellos electrolitos cuyos iones provocan que la disolución sea ácida ó básica. Los iones que dan origen al comportamiento ácido son los protones y los iones hidróxido provocan el comportamiento alcalino. Por lo tanto, ácido es un electrolito que en disolución acuosa cede un protón y genera una base conjugada: ⇄

HA ácido

H+

+

Abase conjugada

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

B

+

H+

base

⇄

HB ácido conjugado

De acuerdo con la capacidad que tenga un ácido para ceder protones al medio se le denomina fuerte o débil. Si el ácido está disociado más del 90% ó cede sus protones con suma facilidad al medio, se dice que es fuerte y si se disocia en un porcentaje ínfimo se 1

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dice que es débil. Este mismo criterio se utiliza para una base pero la misma cede hidróxidos al medio. Para estandarizar sustancias ácidas se emplean patrones primarios alcalinos y para estandarizar sustancias básicas es necesario emplear patrones primarios ácidos. Una vez que las sustancias ácidas o básicas se han comparado con un patrón primario se les puede usar como patrones secundarios, por ejemplo NaOH, HCl, H2SO4, EDTA, etc. Tabla 1. Principales patrones primarios para valoraciones ácido-base1

Patrones primarios ácidos Ftalato ácido de potasio Yodato ácido de potasio Ácido sulfamílico Sal doble de ácido sulfosalicílico

Patrones primarios básicos Tris-hidroximetilaminometano Óxido mercúrico Carbonato de sodio Bórax

2.1.1 Indicadores ácido-base La estandarización de sustancias ácido-base requiere de un método para identificar el punto final de dicha reacción, es decir, el punto donde la especie valorante sea ácido o base ha reaccionado estequiométricamente con la sustancia por valorar. Algunos métodos para identificar el punto final en una valoración son: a) Método potenciométrico. Consiste en el monitoreo del pH de la solución que se está estandarizando, ya que una vez que la solución problema se estandariza el pH cambia drásticamente. Este método requiere de un potenciómetro y un electrodo para la medición del pH y una posterior gráfica de pH = f (vol. de valorante). b) Utilización de un indicador químico. Las sustancias que se usan como indicadores son sustancias orgánicas de carácter ácido-base muy débil, cuyos iones tienen un color diferente del de la forma sin disociar, y éste color va a depender del pH. E l equilibrio para un indicador se puede escribir así:

HIn

Forma no disociada

H+

⇄

Color 1

+

In-

Forma disociada Color 2

El color observado va a depender de la concentración de H+, es decir, del pH. Para seleccionar el indicador adecuado, en un caso específico se debe tomar en cuenta las siguientes condiciones: a) Debe tener un intervalo de vire que coincida con el pH del punto estequiométrico de la valoración. Si el indicador elegido se aparta demasiado de ésta condición se obtendrá un error importante.

2

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b) Debe usarse una cantidad pequeña de indicador. Los colores de los indicadores son tan intensos, que para 100 mL de disolución bastan dos gotas de indicador, los cuales se emplean en concentraciones muy diluidas (0.01-0.1 %). c) El primer cambio de color detectable del indicador debe ser tomado como punto final. Tabla 2. Indicadores más usuales para las valoraciones ácido-base con sus intervalos de transición respectivos.1

Indicador Anaranjado de metilo Rojo de metilo Fenolftaleína Azul de bromotimol

Intervalo de transición pH 3.1-4.4 4.8-6.0 8.0-9.6 6.0-7.6

Color del ácido Rojo Rojo Incoloro Amarillo

Color de la base Amarillo Amarillo Rosa mexicano Azul

3. CUESTIONARIO PREVIO 3.1 Definir el concepto de molaridad (M), normalidad (N), formalidad (F), ppm y soluciones porcentuales. 3.2 Definir el concepto de peso equivalente en un sistema ácido-base y ejemplificar el concepto en ácidos de fórmula general HA, H2A y bases de fórmula general MOH, M(OH)2. 3.3 ¿Qué es el punto final o estequiométrico de una valoración? 3.4 Buscar en la literatura una lista de indicadores ácido-base e indicar el intervalo de vire de cada indicador. 3.5 Realizar los cálculos para preparar 1L de cada una de las siguientes disoluciones de HCl (pureza 36%, densidad 1.21 g/mL) al 0.1N, NaOH 0.1N, ácido acético (pureza 99%, densidad 1.05 g/mL) 0.1N y amoniaco ( pureza 28%, densidad 0.9 g/mL) 0.1N. 3.6 Buscar en la literatura la forma de preparar una disolución del indicador fenolfaleína y realizar los cálculos para preparar 10 mL de este indicador al 0.1% (W/V). 4. PARTE EXPERIMENTAL 4.1 Material y reactivos 3 vasos de precipitados de 250 mL 2 vasos de precipitados de 30 mL 1 matraz volumétrico de 1000 mL 4 matraces Erlenmeyer de 250 mL 2 pipetas volumétricas de 10 mL 1 pipeta graduada de 10 mL 1 bureta de 25 mL 1 probeta de 10 mL HCl concentrado NaOH Disolución alcohólica de fenolftaleína al 0.1% (W/V) 3

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Disolución acuosa de anaranjado de metilo al 0.1% (W/V) Ftalato ácido de potasio Carbonato de sodio 4.2 Desarrollo experimental 4.2.1 Preparación de una disoluciones a) Disolución de hidróxido de sodio 0.1 N. En una balanza analítica pesar 0.4 g de hidróxido de sodio en lentejas, pesando con una precisión de 0.1mg. El producto sólido no debe estar en contacto directo con la balanza, sino que debe utilizarse un vidrio de reloj ó un vaso de precipitados de 30 mL, previamente pesado. Cualquier partícula de sólido que accidentalmente se vierta, debe desecharse inmediatamente. Asegurarse de que el frasco que contiene el hidróxido de sodio quede perfectamente tapado después de utilizarlo. Transferir el hidróxido de sodio a un vaso de 50 mL limpio, adicionarle aproximadamente 10 mL de agua destilada, enseguida agitar con una varilla de vidrio hasta que el sólido se disuelva totalmente. Pasar cuantitativamente esta solución en un matraz volumétrico de 100 mL y llevar al aforo con agua destilada. Homogenizar la solución por inversiones y agitaciones repetidas. Pasar esta solución a un frasco de un litro limpio y seco y taparlo con un tapón de bakelita o de goma. Etiquetar el frasco haciendo constar su contenido, la fecha, el nombre del alumno y dejando espacio para reseñar la normalidad después de que se determine con exactitud. b) Disolución de ácido clorhídrico 0.1 N. Medir 0.83 mL de HCl concentrado, llevar al aforo en un matraz volumétrico de 100 mL con agua destilada y guardar en un frasco limpio. Etiquetar el frasco haciendo constar su contenido, la fecha, el nombre del alumno y dejando espacio para reseñar la normalidad después de que se determine con exactitud. c) Disolución de ácido acético 0.1 N. Medir 0.57 mL de CH3COOH concentrado, pasarlo a un matraz volumétrico de 100 mL que contenga 10 mL de H2O destilada, agitar ligeramente para que se disuelva y posteriormente llevar al aforo en un matraz volumétrico de 100 mL con agua destilada y guardar en un frasco limpio. Etiquetar el frasco haciendo constar su contenido, la fecha, el nombre del alumno y dejando espacio para reseñar la normalidad después de que se determine con exactitud. d) Disolución de amoniaco (hidróxido de amonio) 0.1 N. Medir 0.67 mL de hidróxido de amonio, pasarlo a un matraz volumétrico de 100 mL que contenga 10 mL de H2O destilada, agitar ligeramente para que se disuelva y posteriormente llevar al aforo en un matraz volumétrico de 100 mL con agua destilada y guardar en un frasco limpio. Etiquetar el frasco haciendo constar su contenido, la fecha, el nombre del alumno y dejando espacio para reseñar la normalidad después de que se determine con exactitud. e) Indicador de fenolftaleína al 0.1% (W/V). Pesar 0.1 g de fenolftaleína y disolver en 100 mL de etanol. Envasar. f) Indicador de anaranjado de metilo al 0.1% (W/V). Pesar 0.1 g de anaranjado de metilo y disolver con 100 mL de agua destilada. Envasar y etiquetar. 4.2.2 Normalización de la disolución de hidróxido de sodio 0.1 N 4

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a) Pesar exactamente en una balanza analítica 0.2040 g de biftalato de potasio, previamente desecado a 105–110 ºC durante una hora. b) Disolver el biftalato de potasio en un matraz Erlenmeyer de 250 mL, con un volumen de agua destilada de 20 a 30 mL. c) A cada uno de los matraces se le adiciona tres gotas de indicador fenolftaleína. d) Colocar la solución de NaOH preparada en una bureta limpia, titular cada uno de los tres matraces con esta solución, hasta que aparezca un ligero color rosa persistente por 30 segundos por lo menos. e) Anotar el volumen de hidróxido de sodio agregado y determinar la normalidad de la solución de NaOH. f) Realizar el procedimiento anterior por triplicado g) La desviación media de estos tres resultados no debe exceder de 2%. La ecuación que deberá utilizar para este cálculo es:

N=

w(mg ) biftalato PE biftalato xV (mL) NaOH

Donde: w(mg)biftalado es el peso en miligramos de biftalato de potasio. PEbiftalato es el peso equivalente del biftalato de potasio. V(mL)NaOH es el volumen en mililitros de hidróxido de sodio gastado. N es la normalidad del hidróxido de sodio. En la siguiente tabla puede vaciar los datos que se indican y los resultados. Tabla 3. Resultados experimentales para la estandarización de NaOH. Por triplicado.

Peso del biftalato (mg)

Vol. gastado de NaOH (mL)

Normalidad del NaOH

4.2.3 Normalización de la disolución de HCl 0.1 N a) Pesar exactamente en una balanza analítica 0.05 g de Na2CO3 , previamente desecado a 200 ºC por 30 minutos. b) Disolver en un matraz Erlenmeyer con 50 mL de agua destilada. c) Adicionar tres gotas del indicador anaranjado de metilo. d) Colocar la solución de HCl preparada en una bureta limpia, titular el Na2CO3 con esta disolución hasta que el color amarillo vire a un color rojo canela persistente por 30 segundos por lo menos. e) Anotar el volumen de ácido clorhídrico gastado y determinar la normalidad de la disolución de HCl. f) Repetir el procedimiento anterior por triplicado. g) La desviación media de estos tres resultados no debe exceder de 2%. La ecuación que deberá utilizar para este cálculo es: 5

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N=

w(mg ) Na2CO3 PE Na2CO3 xV (mL) HCl

Donde: w(mg) Na2CO3 es el peso en miligramos de carbonato de sodio. PENa2CO3 es el peso equivalente del carbonato de sodio. V(mL)HCl es el volumen en mililitros de ácido clorhídrico gastado. N es la normalidad del ácido clorhídrico. En la siguiente tabla puede vaciar los datos que se indican y los resultados: Tabla 4. Resultados experimentales para la estandarización de HCl. Por triplicado.

Peso del carbonato de sodio (g)

Vol. gastado de HCl (mL)

Normalidad del HCl

4.2.4 Normalización de la disolución de ácido acético 0.1 N a) En una bureta colocar el NaOH valorado en el experimento 4.2.2 b) En un matraz Erlenmeyer colocar 10.00 mL de CH3COOH, medido con precisión. c) Adicionar tres gotas del indicador fenolftaleína y titular con la disolución de NaOH hasta el vire del indicador de incoloro a rosa y que sea persistente por 30 segundos por lo menos. d) El procedimiento anterior realizarlo por triplicado. e) La desviación media de estos tres resultados no debe exceder de 2%. La ecuación que deberá utilizar para el cálculo de la normalidad es:

N1 =

N 2V2 V1

Donde: N1 es la normalidad del ácido acético N2 es la normalidad del NaOH V1 es el volumen de la alícuota de ácido acético V2 es el volumen gastado de NaOH en el punto de equivalencia En la siguiente tabla puede vaciar los datos que se indican y los resultados: Tabla 5. Resultados experimentales para la valoración de CH3COOH. Por triplicado.

Número de matraz

Vol. gastado de NaOH (mL)

Normalidad del CH3COOH

4.2.5 Normalización de la disolución de amoniaco (hidróxido de amonio) 0.1 N a) En una bureta colocar la disolución de hidróxido de amonio. 6

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b) En un matraz Erlenmeyer colocar 10.00 mL del HCl valorado en el punto 4.2.3, medido con precisión. c) Adicionar tres gotas del indicador fenolftaleína y titular con la disolución de hidróxido de amonio hasta el vire del indicador de incoloro a rosa y que sea persistente por 30 segundos por lo menos. d) El procedimiento anterior realizarlo por triplicado. e) La desviación media de estos tres resultados no debe exceder de 2%. La ecuación que deberá utilizar para el cálculo de la normalidad es:

N1 =

N 2V2 V1

Donde: N1 es la normalidad del hidróxido de amonio N2 es la normalidad del HCl V1 es el volumen gastado de hidróxido de amonio en el punto de equivalencia V2 es el volumen de la alícuota de HCl En la siguiente tabla puede vaciar los datos que se indican y los resultados: Tabla 6. Resultados experimentales para la valoración de NH4OH. Por triplicado.

Número de matraz

Vol. gastado de NH4OH (mL)

Normalidad del NH4OH

5. ANÁLISIS DE RESULTADOS 5.1 Establecer la reacción química que se verifica entre biftalato de potasio e hidróxido de sodio 5.2 Establecer la reacción química que se verifica entre carbonato de sodio y ácido clorhídrico 5.3 Reportar la normalidad de las soluciones preparadas, indicando los cálculos realizados. Hacer el análisis dimensional pertinente. 5.4 Realizar el análisis estadístico demostrando que sus resultados no exceden el 2% de coeficiente de variación (CV). Llenar la siguiente tabla con los datos obtenidos para la valoración de NaOH y la de HCl. Promedio de normalidad

Desviación estándar

%C V

5.5 Calcular el error relativo y el error absoluto en la valoración de cada uno de las soluciones valoradas. 5.6 Justificar ¿Por qué? Se utilizaron indicadores diferentes para las valoraciones anteriores, usar para ello la bibliografía. 7

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6. CONCLUSIONES 6.1 ¿Se lograron los objetivos de la práctica? 6.2 ¿Qué propone para mejorar los resultados de la práctica? 6.3 Obtener las conclusiones pertinentes. 7. BIBLIOGRAFÍA 7.1. Ayres, G. H. “Análisis Químico Cuantitativo” Editorial Oxford University Press, Madrid (1990), 740 pàgs: 7.2. Harris D.C. “Análisis Químico Cuantitativo”. Grupo Editorial Iberoamerica (1991), México, 981 págs 7.3. Orozco, D. Fernando “Análisis Químico Cuantitativo”, Porrúa, S.A. México (1987), 447 págs. 7.4. Skoog, D.A. y Leary J.J. “Análisis Instrumental”. 4ta edición. Ed. Mc Graw Hill. (1994) 7.5 Skoog, D.A. y West D. A. “Fundamentos de Quìmica Analìtica”, 8ava edición. Ed. Thomson, Mèxico (2006), 1065 pàg 7.5. Vogel, A.I. “Química Analítica Cuantitativa” Kapelusz 2da. Edición, Buenos Aires 1960, 812 pàgs

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PRÁCTICA No. 2

PREPARACIÓN Y USO DE DISOLUCIONES PATRÓN COMPLEJOMÉTRICAS 1. OBJETIVOS 1.1. Preparar y estandarizar una disolución de EDTA 1.2. Determinar Ca2+ y Mg2+ (dureza total) en agua natural 2. INTRODUCCIÓN Las reacciones de formación de complejos son importantes en muchas áreas científicas y de la vida cotidiana. Estas reacciones, se emplean mucho en química analítica. Una de las aplicaciones principales de estas reacciones es la valoración volumétrica de cationes. Para que la reacción de formación de complejos se pueda emplear en volumetría, debe ser rápida, estequiométrica y cuantitativa. Muchos cationes metálicos reaccionan con dadores (ligandos) de pares de electrones para formar compuestos de coordinación o complejos. Los ligandos deben tener por lo menos un par de electrones sin compartir disponible para la formación del enlace. Son ejemplos de ligandos inorgánicos comunes, el agua, el amoniaco y los iones haluro. En realidad, muchos iones metálicos existen como complejos hidratados en disolución acuosa pero, en las ecuaciones químicas, habitualmente se simplifican estos complejos al escribir al ion metálico como si no formara parte de un complejo. De los ligandos orgánicos se pueden mencionar a la etilendiamina, el trifosfato de adenosina (ATP) y el más importante es el ácido etilendiaminotetraacético (EDTA) y su sal disódica. En la industria alimenticia y particularmente la que se dedica a la fabricación de jugos y refrescos, el agua usada para la preparación de estas bebidas debe tener un estricto control de calidad. Uno de los controles que se le realizan al agua, es el contenido de sales de calcio y magnesio, es decir, la determinación de la dureza total del agua. Esta determinación es precisamente un ejemplo de importancia práctica en la que se usa la formación de complejos M–EDTA. 2.1 Equilibrios de formación de complejos En las reacciones de formación de complejos, un ion metálico, Ma+, reacciona con un ligando, nLb–, para formar el complejo MLna – nb. La etapa de formación del complejo esta caracterizada por una constante de equilibrio llamada constante de formación del complejo (Kf). La inversa de la constante de formación del complejo es la constante de disociación (Kd). De manera general, la formación de un complejo se representa por el siguiente equilibrio: MLan−nb 1 a+ b– a – nb Kf = = M + nL ⇄ MLn a+ b− n Kd M L

[

] [ ][ ]

2.2 Formación de complejos M–EDTA El ácido etilendiaminotetraacético (abreviado EDTA ) tiene la siguiente fórmula estructural:

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El EDTA por sus propiedades ácido-base se puede representar como H4Y cuyos valores de pKa son: pKa1=2.00, pKa2=2.66, pKa3=6.16 y pKa4=10.24; por tanto las múltiples especies del EDTA se representan por: H4Y, H3Y–, H2Y2–, HY3– y Y4–. La sal disódica del EDTA se representa por Na2H2Y•2H2O. El EDTA forma complejos estables de estequiometría 1:1 con la mayoría de los iones metálicos, independientemente de la carga del catión. La reacción general para la formación de complejos entre el ion metálico Mn+ y el EDTA esta representada por el siguiente equilibrio: Mn+ + Y4– ⇄ MYn – 4 Por lo tanto, la constante de formación del ion complejo MYn – 4 esta dada por la siguiente ecuación: MLn− 4 K MY = n+ 4− M L

[

]

[ ][ ]

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

H2In – ⇄ HIn 2– + H+

pKa = 6.3

HIn 2– ⇄

pKa = 11.6

rojo

azul

azul

In 3– + H+

anaranjado

Los complejos metálicos del eriocromo negro T por lo general son rojos, como en el caso de H2In –. Por lo tanto, para la detección de iones metálicos es necesario ajustar el pH a un valor mayor a 7, de modo que la forma azul de la especie HIn 2–, predomine en ausencia de un ion metálico. En una valoración el indicador compleja el exceso de ión metálico de modo que la disolución es roja hasta el punto de equivalencia, ante el primer leve exceso de EDTA, la disolución se torna azul como consecuencia del siguiente equilibrio: 10

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MIn – + HY3– ⇄ HIn 2– + MY2– rojo

azul

3. CUESTIONARIO PREVIO 3.1 Realizar los cálculos y describir la forma para preparar a) 1000 mL de EDTA disódico 0.01 M, b) 20 mL de ENT al 0.1% en (w/v) en etanol y c) 50 mL de HCl 1:1. 3.2 Investigar como se prepara una disolución reguladora de NH4+/NH3 (pH=10). 3.3 Investigar los valores de las Kf de los complejos de EDTA con Ca2+ y Mg2+. 4. PARTE EXPERIMENTAL 4.1 Material y reactivos 4.2 Desarrollo experimental 4.2.1 Preparación de disoluciones a) Indicador de eriocromo negro T (ENT). Disolver 0.2 g de ENT en 15 mL de trietanolamina más 5 mL de etanol absoluto. Envasar. Debido a la inestabilidad de la disolución líquida, el indicador se puede preparar en disolución sólida; para ello, pesar 0.5 g de ENT y 100 g de KCl, colocar los reactivos en un mortero y mezclar bien hasta integración completa. Envasar. b) Indicador murexida. Pesar 20 mg de murexida y 5 g de KCl, colocar los reactivos en un mortero y mezclar bien hasta integración completa. Envasar. c) Disolución reguladora de NH4+/NH3 (pH=10). Pesar 17.5 g de NH4Cl y disolverlos en 142 mL de NH3 acuoso al 28% w/w. Transferir la mezcla a un matraz volumétrico de 250.00 mL y diluir hasta la marca del aforo con agua destilada. d) Disolución de NaOH 6 M. En un vaso de precipitados de 100 mL pesar 24 g de NaOH, disolver con agua destilada. Transferir la mezcla a un matraz volumétrico de 100 mL y diluir hasta la marca con agua destilada. Envasar. e) Disolución de oxalato de amonio al 10% (w/v) . En un vaso de precipitados de 100 mL pesar 10 g de la sal, disolver con agua destilada. Transferir la mezcla a un matraz volumétrico de 100 mL y diluir hasta la marca con agua destilada. Envasar. f) Disolución de EDTA disódico 0.01 M. Secar 4 g de Na2H2Y•2H2O durante una hora a 80 oC y enfriar en un desecador. En un vaso de precipitados de 100 mL pesar 3.75 g de la sal con precisión del 0.1 mg, disolver con agua destilada. Transferir la mezcla a un matraz volumétrico de 1000 mL y diluir hasta la marca con agua destilada. Envasar. g) Disolución acuosa de HCl 1:1. Añadir 10 mL de HCl concentrado a 10 mL de agua destilada, mezclar y envasar en un frasco gotero. 4.2.2 Estandarización de una disolución de EDTA disódico 0.01 M a) Enjuagar con una pequeña porción de EDTA disódico una bureta previamente limpia. Llenar la bureta con la disolución de EDTA disódico y ajustarla a 0.00 mL. b) Secar 500 mg de CaCO3 durante una hora a 100 oC y enfriar en un desecador. En un matraz erlenmeyer de 125 mL pesar 10-20 mg de CaCO3 con precisión del 0.1 mg, adicionar 30 mL de agua destilada. Posteriormente agregar una gota de HCl 1:1 y observar el burbujeo originado por la disolución del CaCO3, adicionar una gota mas de HCl 1:1 y observar. No agregar mas HCl si la disolución ya no burbujea. Nota: no excederse en la adición de HCl. Adicionar 10 mL de disolución reguladora de pH=10. Agregar una pequeña cantidad (20–30 mg) del indicador 11

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ENT sólido. Titular con la disolución de EDTA disódico hasta el cambio de color de rojo vino a azul turquesa. c) Anotar el volumen gastado de EDTA disódico hasta la centésima de mL. d) Realizar por triplicado el procedimiento anterior. e) Calcular la concentración exacta del EDTA disódico y etiquetar el envase con este dato. 4.2.3 Determinación de Mg2+ en agua natural a) Llenar la bureta con la disolución de EDTA disódico y ajustarla a 0.00 mL. b) Medir 50.00 mL de agua de la llave con una pipeta volumétrica y transferirlos a un vaso de precipitados de 100 mL. Adicionar 10 mL de disolución reguladora de pH=10 y 10 mL de disolución de oxalato de amonio al 10% w/w. c) Dejar reposar la mezcla durante 30 minutos y posteriormente filtrar. Recoger el filtrado en un matraz erlenmeyer de 250 mL. d) Lavar el precipitado con dos o tres porciones de 10 mL de agua destilada. e) A las aguas de filtrado, agregar una pequeña cantidad (20–30 mg) del indicador ENT sólido. Titular con la disolución de EDTA disódico hasta el cambio de color de rojo vino a azul turquesa. f) Anotar el volumen gastado de EDTA disódico hasta la centésima de mL. g) Realizar por triplicado el procedimiento anterior. h) Calcular el contenido de Mg2+ en la muestra*. 4.2.4 Determinación de Ca2+ y Mg2+ (dureza total) en agua natural a) Llenar la bureta con la disolución de EDTA disódico y ajustarla a 0.00 mL b) Medir con una pipeta volumétrica de 50.00 mL, agua de la llave y transferirlos a un matraz erlenmeyer de 125 mL. Adicionar 10 mL de disolución reguladora de pH=10. Agregar una pequeña cantidad (20–30 mg) del indicador ENT sólido. Titular con la disolución de EDTA disódico hasta el cambio de color de rojo vino a azul turquesa. c) Anotar el volumen gastado de EDTA disódico hasta la centésima de mL. d) Realizar por triplicado el procedimiento anterior. e) Calcular el contenido total de Ca2+ y Mg2+ en la muestra*. f) Calcular por diferencia el contenido de Ca2+ en la muestra*. 4.2.5 Determinación de Ca2+ en presencia de Mg2+ en agua natural a) Llenar la bureta con la disolución de EDTA disódico y ajustarla a 0.00 mL b) Medir con una pipeta volumétrica de 50.00 mL, agua de la llave y transferirlos a un matraz erlenmeyer de 125 mL. Adicionar 3 mL de NaOH 6 M, agitar y en caso de ser necesario ajustar el pH de la disolución entre 12 y 13 con la disolución de NaOH 6 M. Agregar 100 mg del indicador murexida sólido. Titular con la disolución de EDTA disódico hasta el cambio de color de rojo a violeta. c) Anotar el volumen gastado de EDTA disódico hasta la centésima de mL. d) Realizar por triplicado el procedimiento anterior. e) Calcular el contenido total de Ca2+ en la muestra*. f) Comparar el contenido de calcio obtenido en los puntos 4.2.4 y 4.2.5

5. ANÁLISIS DE RESULTADOS 12

Métodos Analíticos e Instrumentales

Manual de Prácticas de Laboratorio

5.1 Establecer las reacciones que se llevan a cabo entre el indicador ENT y los iones Ca2+ y Mg2+. 5.2 Establecer las reacciones que se llevan a cabo entre el EDTA y los iones Ca2+ y Mg2+. 5.3 Establecer las reacciones que se llevan a cabo entre el indicador ENT y el EDTA. 5.4 Llenar la siguiente tabla con los datos experimentales obtenidos en la valoración del EDTA: Peso en mg de CaCO3

Volumen en mL de EDTA gastado

N (eq/L) del EDTA

1 2 3

5.5 Llenar la siguiente tabla con los datos experimentales obtenidos en la determinación de Ca2+ y Mg2+ en el agua natural: Dureza total (Ca2+ y Mg2+)*

Mg2+ *

Ca2+ * por diferencia

Ca2+ * directo

* Reportar los valores en términos de carbonato de calcio (CaCO3) 6. CONCLUSIONES 6.1 ¿Se lograron los objetivos de la práctica? 6.2 Obtener las conclusiones pertinentes. 7. BIBLIOGRAFÍA 7.1 Harris, D. C. Análisis Químico Cuantitativo. Segunda Edición. Editorial Reverté, S. A. Barcelona, España. 2001. 981 págs. 7.2 Skoog, D. A.; West, D. M.; Holler, F. J.; Crouch, S. R. Fundamentos de Química Analítica. Octava Edición. Editorial Thompson. México. 2005. 1065 págs.

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Métodos Analíticos e Instrumentales

Manual de Prácticas de Laboratorio

PRÁCTICA No. 3

VALORACIONES POTENCIOMÉTRICAS ÁCIDO-BASE 1. OBJETIVOS 1.1 Obtener la curva de valoración potenciométrica de una disolución problema de Na2CO3. 1.2 Determinar la concentración de una disolución problema de Na2CO3. 2. INTRODUCCIÓN Los ácidos y las bases se emplean como reactivos o catalizadores en diversos procesos industriales. Por ejemplo, el nitrato de amonio que se emplea para fabricar fertilizantes y explosivos, se prepara a partir de la neutralización de ácido nítrico y amoniaco; y el ácido fosfórico se usa como catalizador en la producción de alcohol etílico. En muchos procesos biológicos participan también ácidos y bases; por ejemplo, la acumulación de ácido láctico en el tejido muscular durante una sesión de ejercicio pesado produce dolor muscular; este mismo ácido es el responsable del olor y sabor característico de la leche agria. El ácido clorhídrico es un componente de los jugos digestivos estomacales; si se encuentra en cantidad excesiva provoca úlceras y si la cantidad es demasiado pequeña, en ocasiones se produce anemia. Diversos medicamentos como la aspirina y la vitamina C son ácidos. El vinagre es una disolución diluida de ácido acético, la limonada contiene los ácidos cítrico y ascórbico. La leche de magnesia es una base, al igual que el carbonato de sodio. Los blanqueadores, los limpiadores de horno y la mayor parte de los destapacaños son bases. Las reacciones entre los ácidos y las bases constituyen uno de los tipos más importantes de reacciones químicas y es fundamental comprender su funcionamiento en las diversas áreas del conocimiento. Ácidos tales como el H2CO3 y el H3PO4 que contienen más de un hidrógeno intercambiable se llaman polipróticos. El ión hidrógeno que se intercambia más fácilmente da origen a la constante Ka de mayor valor, los siguientes valores de Ka son progresivamente más pequeños. En la valoración de ácidos polipróticos, si la diferencia entre los valores sucesivos de pKa es por lo menos de cuatro unidades, se observan puntos de equivalencia separados, mostrando cada uno un amplio cambio de pH. La valoración de ácidos polipróticos o bases polipróticas tiene gran importancia y es de gran interés práctico; por ejemplo, si se valora una disolución de Na2CO3 10 –1 M con HCl 10 –1 M, en el transcurso de la valoración se presentan las siguientes reacciones sucesivas: CO32–

+

H+

⇄

HCO3–

HCO3–

+

H+

⇄

H2CO3

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

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CO32– X=0

i

+

Manual de Prácticas de Laboratorio

H+

→

HCO3–

(1-x)Co

εCo≅0

xCo

APE

1 2

1 PE 2

1 Co 2

εCo ≅0

1 Co 2

X=1

PE

εCo ≅0

εCo ≅0

Co

HCO3– X´=0

i

1 1 pKa 2 + Co 2 2 CO 32 − pH = pKa 2 + log HCO 3− ⎛1 − x ⎞ pH = pKa 2 + log ⎜ ⎟ ⎝ x ⎠

pH = 7 +

Co

0