MÉTODOS ANALÍTICOS E INSTRUMENTALES Didactico/MANUELAES... · Existen soluciones sólidas,...

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

PRÁC-TICA No.

NOMBRE DE LA PRÁCTICA

UNIDADES

TEMÁTICAS

DURACIÓN

LUGAR DE REALIZACIÓN

1

2

3 4 5

6

7

8

9

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.

I, II II II II II II

III

III

IV

6.0

3.0

3.0 3.0

3.0 3.0

12.0

9.0

12.0

Todas las prácticas se realizarán en el Laboratorio de Fisicoquímica.

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.

Métodos Analíticos e Instrumentales Manual de Prácticas de Laboratorio

1

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

1. OBJETIVOS

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

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

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

2. INTRODUCCIÓN

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

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

HA ⇄ H+ + A-

ácido base conjugada

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

B + H+ ⇄ HB

base ácido conjugado

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


2

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

Tabla 1. Principales patrones primarios para valoraciones ácido-base1

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

Ácido sulfamílico Carbonato de sodio Sal doble de ácido sulfosalicílico Bórax

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

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

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

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

E l equilibrio para un indicador se puede escribir así:

HIn ⇄ H+ + In-

Forma no disociada Forma disociada

Color 1 Color 2

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

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


3

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

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

final.

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

Indicador Intervalo de transición pH

Color del ácido Color de la base

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

Azul de bromotimol 6.0-7.6 Amarillo Azul

3. CUESTIONARIO PREVIO

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

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

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

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

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

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

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

4. PARTE EXPERIMENTAL

4.1 Material y reactivos

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

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


4

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

4.2 Desarrollo experimental

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

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

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

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

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

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

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

4.2.2 Normalización de la disolución de hidróxido de sodio 0.1 N


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

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

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

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

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

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

NaOHbiftalato

biftalato

mLxVPEmgw

N)(

)(=

Donde:

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

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

5

Peso del biftalato (mg)

Vol. gastado de NaOH (mL)

Normalidad del NaOH

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

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

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

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

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

La ecuación que deberá utilizar para este cálculo es:


HClCONa

CONa

mLxVPEmgw

N)(

)(

32

32=

Donde:

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

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

Peso del carbonato de sodio (g)

Vol. gastado de HCl (mL)

Normalidad del HCl

4.2.4 Normalización de la disolución de ácido acético 0.1 N

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

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

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

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

1

221 V

VNN =

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

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

Número de matraz Vol. gastado de NaOH (mL)

Normalidad del CH3COOH

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

6


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

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

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

1

221 V

VNN =

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

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

Número de matraz Vol. gastado de NH4OH(mL)

Normalidad del NH4OH

5. ANÁLISIS DE RESULTADOS

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

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

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

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

Promedio de normalidad

Desviación estándar %C V

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

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

usar para ello la bibliografía. 7


8

6. CONCLUSIONES

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

7. BIBLIOGRAFÍA

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

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

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

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

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

812 pàgs


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 MLn

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

Ma+ + nLb– ⇄ MLna – nb

[ ][ ][ ] d

nba

nban

f KLM

MLK 1==

−+

−

2.2 Formación de complejos M–EDTA

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

9


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

Mn+ + Y4– ⇄ MYn – 4

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

[ ][ ][ ]−+

−

= 4

4

LMMLK n

n

MY

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

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

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

10


11

MIn – + HY3– ⇄ HIn 2– + MY2–

rojo azul


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

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

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

4. PARTE EXPERIMENTAL 4.1 Material y reactivos


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

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

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

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

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

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

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

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

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

4.2.2 Estandarización de una disolución de EDTA disódico 0.01 M

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

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


12

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



13

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.


14

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.


CO32– + H+ → HCO3

– Ecuaciones

X=0 i

Co

CopKapH

21

217 2 ++=

0<X<1

APE

(1-x)Co

εCo≅0

xCo

[ ][ ]−

−

+=3

23

2 logHCOCO

pKapH

⎟⎠⎞

⎜⎝⎛ −

+=x

xpKapH 1log2

21

=x PE21

Co21 εCo ≅0 Co

21

2pKapH =

X=1

PE

εCo ≅0

εCo ≅0

Co 2

12 pKapKapH

+=

HCO3– + H+ → H2CO3

X´=0

i

Co

2

12 pKapKapH

+=

0<X´<1

APE

(1-x)Co

εCo≅0

xCo

[ ][ ]32

31 log

COHHCO

pKapH−

+=

⎟⎠⎞

⎜⎝⎛ −

+=´

´1log1 xxpKapH

21´=x PE

21

Co21 εCo ≅0 Co

21

1pKapH =

X´=1

PE

εCo ≅0

εCo ≅0

Co CopKapH log

21

21

1 −=

X´>1

DPE

εCo ≅0

(x´-1)Co

Co

pH=-log[H+]=-log{(x´-1)Co}

La curva de valoración se representa en la siguiente figura.

Curva teórica de valoración deNa2CO3 0.1M con HCl 0.1M

0

2

4

6

8

10

12

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

pH

15


16


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

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

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

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


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


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

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

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

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

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

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


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

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

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

Fig. 2 Potenciómetro Fisher Scientific.

Conección para el electrodo

standardize

temperature slope

function

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

17


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

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

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

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

de titulante. 5. ANÁLISIS DE RESULTADOS

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

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

18


19

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

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

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

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

7 BIBLIOGRAFÍA

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

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


PRÁCTICA No. 4 VALORACIONES POTENCIOMÉTRICAS DE OXIDORREDUCCIÓN

1. OBJETIVOS.

1.1 Determinar con precisión el punto final de la valoración potenciométrica de I2 con Na2S2O3.

1.2 Trazar experimentalmente la curva de valoración potenciométrica de I2 con Na2S2O3.. 1.3 Determinar la concentración de una disolución de I2 cuando se valora con Na2S2O3 por el

método potenciométrico. 2. INTRODUCCIÓN.

En las valoraciones potenciométricas de oxidorreducción habitualmente se usa un electrodo indicador inerte de platino para detectar el punto de equivalencia. En ocasiones se recurre a otros metales, como la plata, el oro y el mercurio. Una de las ecuaciones más usadas en potenciometría es la ecuación de Nernst.

][Re

][ln0

dOx

nFRTEE +=

donde:

E es el potencial del sistema (potencial observado) Eº es el potencial normal del par oxidorreductor dado. R es la constante universal de los gases. T es la temperatura a condiciones normales. F es la constante de Faraday. n es el número de electrones que intervienen en la reacción de oxidorreducción.

Sustituyendo los valores numéricos de las constantes y pasando de logaritmos naturales a logaritmos decimales, obtenemos:

][Re

][log06.00

dOx

nEE +=

Una valoración potenciométrica de oxidorreducción se puede utilizar para calcular la concentración de un oxidante o de un reductor siempre que: a) La mezcla reaccionante alcance el equilibrio casi instantáneamente en todas las etapas de

la valoración. b) La constante de equilibrio para la reacción de valoración sea suficientemente grande para

que, en el punto de equivalencia el 99.9% (mínimo) de los reactivos se hayan convertido en productos.

c) Si se están determinando conjuntamente la concentración de más de una especie, los valores del potencial, Eº, para las reacciones oxidorreductoras individuales deben tener una diferencia entre si de por lo menos 0.2 V, lo que es necesario para la distinción de los puntos de equivalencia en la curva de valoración.

20


d) La celda electroquímica debe estar dispuesta de tal manera que la reacción de oxidorreducción ocurra solamente en la mitad del compartimiento, la otra mitad de la celda debe ser un electrodo de potencial constante.

El cuadro de variación de concentraciones y las ecuaciones simplificadas que imponen el potencial, E, en el transcurso de la valoración de yodo con tiosulfato se encuentran en la siguiente tabla.

I2 + 2S2O3 2– → 2I– + S4O6

2– Ecuaciones

x=0 i

Co

][Re][log06.00

dOx

nEE +=

0log

206.054.0 CoE +=

0<x<2

APE

Cox )

211( −

≅0

xCo

xCo21 2

2

][][log

206.054.0 −+=

IIE

2)(

)211(

log03.054.0xCo

CoxE

−+=

X=2

PE

≅0

≅0

2Co

Co 2

)1.0(2)54.0(2 +=E

x>2

DPE

≅0

(x-2)Co

2Co

Co 22

32

264

][][

log206.010.0 −

−

+=OSOS

E

2])2[(log03.010.0

CoxCoE−

+=


Curva teórica de valoración de I2 0.1M con Na2S2O3 0.1 M

0,1

0,2

0,3

0,4

0,5

0,6

0,7

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

E(V)

3. CUESTIONARIO PREVIO.

3.1 Realizar los cálculos para preparar las siguientes disoluciones:

21


22

a) 100 mL de una disolución de H2SO4 3 M. b) 100 mL de I2 0.05 M. c) 100 mL de Na2S2O3.

3.2 Escribir la reacción que se verifica entre I2 y Na2S2O3. a) I2 / I –. b) S4O6

2– / S2O3 2–.

3.3 Investigar el potencial estándar de los siguientes pares oxidorreductores. a) I2 / I – b) S4O6

2– / S2O3 2–.

3.4 Investigar las características que debe reunir un electrodo indicador. 3.5 Investigar las características que debe reunir un electrodo de referencia. Da algunos

ejemplos de este tipo de electrodos. 3.6 Investigar el principio de funcionamiento de los siguientes electrodos de referencia

Ag+/AgCl y E.C.S. 3.7 Con ayuda de las ecuaciones que imponen el potencial en el transcurso de la valoración

de I2 0.1 M con S2O3 2– 0.1 M. Trazar la curva teórica de valoración (E=f(x) de esta

titulación. 3.8 Elaborar un diagrama de flujo donde se indique la secuencia experimental.

4. PARTE EXPERIMENTAL.

4.1 Material y reactivos. 1 vaso de precipitados de 250 mL 1 vaso de precipitados de 150 mL 4 vasos de precipitados de 100 mL 1 bureta de 25 mL 1 probeta de 100 mL 1 pipeta volumétrica de 5 mL 1 pipeta graduada de 10 mL 1 pipeta graduada de 1 mL 1 pinza para bureta 1 soporte universal 1 parrilla de calentamiento 1 placa de agitación 1 agitador magnético Disolución de I2 0.05 M Disolución de Na2S2O3 0.05 M Disolución de H2SO4 3 M Disolución de almidón al 0.1% en peso Yoduro de potasio Oxalato de sodio Yodato de potasio

4.2 Desarrollo experimental. 4.2.1 Preparación de disoluciones

a) Disolución de KI 0.01 M. Pesar la cantidad necesaria para preparar 100 mL de KI 0.01 M y transferirla a un vaso de precipitados de 100 mL. Disolver el KI con 30 mL de agua destilada. Transferir el contenido del vaso a un matraz volumétrico de 100 mL y llevar hasta la marca con agua destilada. Envasar.


b) Disolución de I2 0.05 M. Pesar la cantidad necesaria para preparar 50 mL de I2 0.05 M y transferirla a un vaso de precipitados de 50 mL. Disolver el I2 con 30 mL de una disolución de KI 0.01 M. Transferir el contenido del vaso a un matraz volumétrico de 50 mL y llevar hasta la marca con la disolución de KI 0.01 M. Envasar en un frasco color ámbar y proteger de la luz.

c) Disolución de Na2S2O3 0.05 M. Pesar la cantidad necesaria para preparar 100 mL de Na2S2O3 0.07M y transferirla a un vaso de precipitados de 100 mL.Disolver el Na2S2O3 con 30 mL de agua destilada previamente hervida y fría.Transferir el contenido del vaso a un matraz volumétrico de 100 mL y llevar hasta la marca con agua destilada hervida y fría. Envasar en un frasco ámbar.

4.2.2 Estandarización de una disolución de Na2S2O3.

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

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

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

e) Realizar por triplicado la estandarización.

4.2.3 Valoración potenciométrica de I2 con Na2S2O3. a) Montar el esquema de la figura 1. b) Con una pipeta volumétrica, medir 10.00 mL de la disolución de I2 y transferirla

a un vaso de precipitados de 100 mL. Adicionar con una pipeta graduada 1 mL de H2SO4 3 M. Agregar con una probeta 40 mL de agua destilada. Introducir a la disolución la barra de agitación y los electrodos de referencia e indicador.

c) Llenar una bureta de 25.00 mL con la disolución de Na2S2O3 estandarizada. d) Valorar la disolución de I2 con adiciones 0.5 mL de Na2S2O3.Registrar el

volumen de titulante agregado y el potencial en cada punto. e) Conforme transcurra la valoración graficar el potencial en función del volumen

del reactivo titulante agregado.

23


24

Figura 1

5. ANÁLISIS DE RESULTADOS. 5.1 Construir una tabla que contenga la siguiente información:

mL de titulante Potencial (mV) mL de titulante Potencial (mV)

5.2 Graficar el potencial en función del volumen agregado de titulante. 5.3 Localizar con ayuda del diagrama de potencial en función del volumen de titulante

(Na2S2O3) el punto de equivalencia de la valoración potenciométrica por los siguientes métodos. a) Método del paralelogramo b) Método de la primera derivada c) Método de la segunda derivada d) Método de la gráfica de Gran

5.4 Con el punto de equivalencia de la valoración calcular la concentración de la disolución de I2.

6. CONCLUSIONES.

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

7. BIBLIOGRAFÍA. 7.1 Charlot G., “Curso de Química Analítica General”, 1ª edición, Tomo I, Editorial Toray

Masson, S.A., 1977, Barcelona, España, 282 páginas. 7.2 Charlot G., “Curso de Química Analítica General”, 1ª edición, Tomo II, Editorial Toray-

Masson, S.A., 1977, Barcelona, España, 200 páginas. 7.3 Meloan C.E y Kiser R.M., “Problemas y Experimentos en Análisis Instrumental”, 1ª edición,

Editorial Reverté Mexicana, 1973, México, D.F., 560 páginas. 7.4 Skoog D.A. y Leary J.J., “Análisis Instrumental”, 4ª edición, Editorial McGraw

Hill/Interamarcana de España, 1994, Madrid España, 935 páginas. 7.5 Vassos B.H., Ewing G. W., “Electroquímica Analítica”, 1ª edición, Editorial Limusa, S. A. de

C.V., 1987, México, D. F., 303 páginas. 7.6 Willard H.H., Merrit L.L., Dean J.A. y Settle F.A., “Métodos Instrumentales de Análisis”, 1ª

edición, Editorial Iberoamérica S.A. de C.V., 1991, México, D.F., 884 páginas.


PRÁCTICA No. 6 VALORACIONES POTENCIOMÉTRICAS DE COMPUESTOS QUE FORMAN

PRECIPITADOS 1. OBJETIVOS.

1.1 Determinar con precisión el punto de equivalencia de la valoración potenciométrica de KCl con AgNO3.

1.2 Trazar experimentalmente la curva de valoración potenciométrica de KCl con AgNO3. 1.3 Determinar la concentración de una disolución de KCl cuando se valora con AgNO3 por el

método potenciométrico. 2. INTRODUCCIÓN.

La concentración de los iones que forman precipitados puede determinarse por medio de una valoración potenciométrica. Para este tipo de valoraciones, lo que se hace es diseñar una celda electroquímica cuyo voltaje de salida sea proporcional a pX= – log [X ], donde X es el ión que será determinado o el ión valorante. Las valoraciones de precipitación son prácticas solamente si el producto de la reacción es muy insoluble. Los electrodos indicadores que se requieren para una valoración potenciométrica de precipitación dependen del catión o del anión que ha de seguirse durante la titulación. Resulta útil deducir una curva teórica de valoración para entender lo que ocurre durante la valoración por precipitación. La curva de valoración es una gráfica que muestra como varía la concentración de uno de los reactivos a medida que se agrega un titulante. Para las curvas teóricas de valoración por precipitación se traza la gráfica pX en función del volumen agregado de titulante ó la gráfica pX=f(x). El cuadro de variación de concentraciones y las ecuaciones simplificadas que imponen el potencial, E, en el transcurso de la valoración de yodo con tiosulfato se encuentran en la siguiente tabla.

Cl – + Ag + → AgCl↓ Ecuaciones

x=0 i

Co

]log[ −−= ClpCl

CopCl log−=

0<x<1

APE

(1-x)Co

≅0

1

])1log[( CoxpCl −−=

X=1

PE

≅0

≅0

1 pKspCl

21

=

x>1

DPE

≅0

(x-1)Co

1

])1log[( CoxpKspCl −+=


25


Curva teórica de valoración de KCl 0.1 M con AgNO3 0.1 M

0

2

4

6

8

10

0 1x (fracción de la especie titulada)

pCl

2

3. CUESTIONARIO PREVIO.

3.1 Realizar los cálculos para preparar las siguientes disoluciones: a) 100 mL de una disolución de KCl 0.1 M b) 100 mL de AgNO3 0.1 M

3.2 Escribir la reacción que se verifica entre el KCl y el AgNO3. 3.3 Buscar el producto de solubilidad del AgCl 3.4 Buscar las características que debe reunir un electrodo indicador metálico de primera

especie. 3.5 Buscar las características que debe reunir un electrodo indicador metálico de segunda

especie. 3.6 Con ayuda de las ecuaciones que imponen el pCl en el transcurso de la valoración de KCl

0.1 M con AgNO3 0.1 M. Trazar la curva teórica de valoración (pCl=f(x) de esta titulación. 3.7 Elaborar un diagrama de flujo donde se indique la secuencia experimental.

4. PARTE EXPERIMENTAL.

4.1 Material y reactivos. 2 vasos de precipitados de 250 mL 1 bureta de 25.00 mL 2 pipetas volumétrica de 20 mL 1 pinza para bureta 1 soporte universal 1 placa de agitación 1 agitador magnético 1 potenciómetro 1 electrodo indicador de Ag 1 electrodo de referencia de Ag/AgCl Disolución de KCl 0.1 M Disolución de AgNO3 0.1 M

4.2 Desarrollo experimental. 26


27

4.2.1 Preparación de disoluciones a) Disolución de KI 0.01 M. Pesar la cantidad necesaria para preparar 100 mL de

KI 0.01 M y transferirla a un vaso de precipitados de 100 mL. Disolver el KI con 30 mL de agua destilada. Transferir el contenido del vaso a un matraz volumétrico de 100 mL y llevar hasta la marca con agua destilada. Envasar.

b) Disolución de I2 0.05 M. Pesar la cantidad necesaria para preparar 50 mL de I2 0.05 M y transferirla a un vaso de precipitados de 50 mL. Disolver el I2 con 30 mL de una disolución de KI 0.01 M. Transferir el contenido del vaso a un matraz volumétrico de 50 mL y llevar hasta la marca con la disolución de KI 0.01 M. Envasar en un frasco color ámbar y proteger de la luz.

c) Disolución de Na2S2O3 0.05 M. Pesar la cantidad necesaria para preparar 100 mL de Na2S2O3 0.07M y transferirla a un vaso de precipitados de 100 mL.Disolver el Na2S2O3 con 30 mL de agua destilada previamente hervida y fría.Transferir el contenido del vaso a un matraz volumétrico de 100 mL y llevar hasta la marca con agua destilada hervida y fría. Envasar en un frasco ámbar.

4.2.2 Estandarización de una disolución de Na2S2O3.

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

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

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

e) Realizar por triplicado la estandarización.

4.2.3 Valoración potenciométrica de I2 con Na2S2O3. a) Montar el esquema de la figura 1. b) Con una pipeta volumétrica, medir 10.00 mL de la disolución de I2 y transferirla

a un vaso de precipitados de 100 mL. Adicionar con una pipeta graduada 1 mL de H2SO4 3 M. Agregar con una probeta 40 mL de agua destilada. Introducir a la disolución la barra de agitación y los electrodos de referencia e indicador.

c) Llenar una bureta de 25.00 mL con la disolución de Na2S2O3 estandarizada. d) Valorar la disolución de I2 con adiciones 0.5 mL de Na2S2O3.Registrar el

volumen de titulante agregado y el potencial en cada punto. e) Conforme transcurra la valoración graficar el potencial en función del volumen

del reactivo titulante agregado.


Figura 1

5. ANÁLISIS DE RESULTADOS.

5.1 Construir una tabla que contenga la siguiente información:

mL de titulante Potencial (mV) mL de titulante Potencial (mV)

5.2 Graficar el potencial en función del volumen agregado de titulante. 5.3 Localizar con ayuda del diagrama de potencial en función del volumen de titulante

(Na2S2O3) el punto de equivalencia de la valoración potenciométrica por los siguientes métodos. a) Método del paralelogramo b) Método de la primera derivada c) Método de la segunda derivada d) Método de la gráfica de Gran

5.4 Con el punto de equivalencia de la valoración calcular la concentración de la disolución de I2.

6. CONCLUSIONES.


7. BIBLIOGRAFÍA.

28


29

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

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

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

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

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

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


30

PRÁCTICA No. 7 IDENTIFICACIÓN Y CUANTIFICACIÓN DE COMPUESTOS POR

ESPECTROFOTOMETRÍA ULTRAVIOLETA-VISIBLE 1. OBJETIVOS.

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

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

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

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

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

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

A = A1 + A2 A = ε1

λmax1 b C1 + ε2 λmax1 b C2

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

A = A1 + A2 A = ε1

λmax2 b C1 + ε2 λmax2 b C2

ε1

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

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

ε1λmax2 y ε2

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

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

λmax1, ε2 λmax1, ε1

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

ecuaciones con dos incógnitas que se puede resolver con facilidad.


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


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

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

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

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

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

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

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

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

A λ = 513 A λ = 4350.546 0.459

Con la información anterior:


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

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

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

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

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


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

4.2 Desarrollo experimental 4.2.1 Preparación de disoluciones.

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

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

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

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

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

4.2.2 Obtención del espectro de absorción de los colorantes.


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

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

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

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

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

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


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

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

A

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

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

A

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

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

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

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


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

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

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

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

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


7. BIBLIOGRAFÍA

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

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

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

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

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


PRÁCTICA No. 8 IDENTIFICACIÓN DE GRUPOS FUNCIONALES POR ESPECTROFOTOMETRÍA

DE INFRARROJO 1. OBJETIVOS

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

y de cuantificación.

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

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

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

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

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

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

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

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PREPARACIÓN DE LAS MUESTRAS:

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

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

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

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

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

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EJEMPLO DE ESPECTROS DE INFRARROJO

Figura 1. Espectro de acetona

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


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

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

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

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

4. PARTE EXPERIMENTAL 4.1 Material y reactivos Aceite de maíz Vaso de unicel Cloroformo Porta objetos (2 ) Pipetas Pasteur 2 vaso de precipitados

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38

Bolsa de plástico Caucho Ácido salicílico Acetato de isoamilo Acetanilida Celdas Parrilla de agitación. 4.2 Desarrollo experimental

4.2.1 Película de acetato de isoamilo

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

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

4.2.3 Espectro de acetanilida y ácido salicílico

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

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

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

4.2.4 Espectro de muestra poliméricas

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

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

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

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

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


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

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


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

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

5.4 Señale aplicaciones de ésta práctica en su carrera.

6. CONCLUSIONES


7. BIBLIOGRAFÍA

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

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


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PRÁCTICA No. 9

Evaluación de la calidad de los alimentos mediante la identificación y cuantificación de HMF por HPLC.

1. OBJETIVOS

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

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

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

2. INTRODUCCIÓN

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

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

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

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


A) Depósitos para la fase móvil (disolventes)

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

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

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

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

D) Columna cromatográfica de acero inoxidable

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

E) Detectores selectivos

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

F) Sistema para el tratamiento de datos y registrador

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


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

3.2. En que alimentos podemos encontrar furfuraldehídos. Ejemplos

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

3.4. investigue las estructuras del hidroximetilfurfural, furfural y metilfurfural

3.5. Describa la reacción de Maillard.

4. PARTE EXPERIMENTAL 4.1. Materiales

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

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

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

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


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

4.2. Reactivos

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

membranas de 0.22-0.45 µm

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

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

• Solución de clarificación:

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

4.3. Desarrollo experimental

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

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

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

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

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

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

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


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Un día antes de la segunda sesión

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

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

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

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

Segunda sesión

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

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

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

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

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

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

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

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

Tercera sesión

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

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

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


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

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

agua desionizada hasta 25 ml.

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

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

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

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

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

valores dentro del intervalo de la curva de calibración.

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

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

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

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

Opcional para una cuarta sesión

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

5. TRATAMIENTO Y ANÁLISIS DE LOS RESULTADOS

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

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

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

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

su relación con la eficiencia de la columna.


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


7. BIBLIOGRAFÍA

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

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

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

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

Nieman. Mc Graw-Hill Interamericana.

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

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

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

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

MÉTODOS ANALÍTICOS E INSTRUMENTALES Didactico/MANUELAES... · Existen soluciones sólidas,...

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