PRCTICAS DE ANALISIS QUMICOS - …centros.edu.xunta.es/iesasardineira/web_CS/datcurso0607/... ·...
80
Análisis Químicos Curso 2002-2003 Volumetrías Fundamento teórico: Las volumetrías son métodos clásicos de análisis basados en la aplicación directa de los equilibrios químicos en disolución. También llamadas valoraciones químicas, una definición general sería: método químico para medir cuánta cantidad de una disolución se necesita para reaccionar exactamente con otra disolución de concentración y volumen conocidos. Para ello se va añadiendo gota a gota la disolución desconocida o problema a la otra disolución (disolución valorada) desde un recipiente cilíndrico denominado bureta, hasta que la reacción finaliza. En ocasiones también se puede añadir gota a gota de disolución conocida desde la bureta a la disolución problema. Según el tipo de reacción que se produzca, la volumetría será, por ejemplo, volumetría ácido-base, de oxidación-reducción, precipitación o complexiométricas. El final de la reacción suele determinarse a partir del cambio de color de un indicador, como papel de tornasol o una mezcla especial de indicadores denominada indicador universal. Este punto donde se detiene la valoración se denomina punto final y tiene que coincidir, si no hay errores, con el punto estequiométrico que es el momento en que se ha añadido la cantidad estequiométrica de reactivo valorante. A lo largo de la reacción van a variar las concentraciones de las especies implicadas, esta variación se puede representar en una curva de valoración donde se representan el pH frente a la variación de concentración de la disolución. Con esto podemos predecir el comportamiento de la reacción. El reactivo valorante debe ser una sustancia de concentración conocida ya que a partir de el se va a conocer la cantidad de analito de la muestra. Su preparación puede ser de dos formas: Mónica García - 1 -
Transcript of PRCTICAS DE ANALISIS QUMICOS - …centros.edu.xunta.es/iesasardineira/web_CS/datcurso0607/... ·...
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Volumetrías
Fundamento teórico:
Las volumetrías son métodos clásicos de análisis basados en la
aplicación directa de los equilibrios químicos en disolución.
También llamadas valoraciones químicas, una definición general
sería: método químico para medir cuánta cantidad de una disolución se
necesita para reaccionar exactamente con otra disolución de concentración
y volumen conocidos. Para ello se va añadiendo gota a gota la disolución
desconocida o problema a la otra disolución (disolución valorada) desde un
recipiente cilíndrico denominado bureta, hasta que la reacción finaliza. En
ocasiones también se puede añadir gota a gota de disolución conocida
desde la bureta a la disolución problema.
Según el tipo de reacción que se produzca, la volumetría será, por
ejemplo, volumetría ácido-base, de oxidación-reducción, precipitación o
complexiométricas.
El final de la reacción suele determinarse a partir del cambio de
color de un indicador, como papel de tornasol o una mezcla especial de
indicadores denominada indicador universal. Este punto donde se detiene
la valoración se denomina punto final y tiene que coincidir, si no hay
errores, con el punto estequiométrico que es el momento en que se ha
añadido la cantidad estequiométrica de reactivo valorante.
A lo largo de la reacción van a variar las concentraciones de las
especies implicadas, esta variación se puede representar en una curva de
valoración donde se representan el pH frente a la variación de
concentración de la disolución. Con esto podemos predecir el
comportamiento de la reacción.
El reactivo valorante debe ser una sustancia de concentración
conocida ya que a partir de el se va a conocer la cantidad de analito de la
muestra. Su preparación puede ser de dos formas:
Mónica García
- 1 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Pesada una cantidad exacta de sustancia tipo primario que se lleva
a un volumen conocido o bien se prepara una disolución de concentración
aproximada y se normaliza con una sustancia de tipo primario para
obtener la concentración exacta. Las unidades serán siempre de molaridad
(mol*l-1).
En cuanto a la detección del punto final sería complicado si no
añadimos cierta cantidad de indicador (sustancia que indica el cambio de
pH) que produce un cambio de color en la disolución cuando se produzca
el punto final de la valoración. Existen reacciones que son autoindicadoras
en donde la propia reacción sufre un cambio perceptible en el punto final.
Las reacciones volumétricas son un equilibrio del siguiente tipo:
dDcCbBaA +⇔+
Los cálculos de las volumetrías para determinar la concentración de
analito en una muestra, siguen un método común para todas ellas:
a) En primer lugar se debe ajustar la reacción
estequiométricamente.
b) Los cálculos se basan en la relación estequiométrica:
bmolesB
amolesA
= b
VMa
VM BBAA ×=
×
A partir de estas ecuaciones se puede calcular MA o la cantidad de A
(nº de moles que pueden transformarse en masa):
( ) ( ) ( )AA PmolmolesAmasa ×=
Así calculamos la masa de analito presente en la muestra.
Mónica García
- 2 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Volumetrías Ácido-Base
Acidimetrías Preparación y normalización de una disolución de
HCl 0.1 M Fundamento:
- 3 -
El HCl no es sustancia tipo primario por lo que hay que
normalizarla con otra sustancia que sí lo sea como el Na2CO3. Al valorar se producen las siguientes reacciones:
OHCOHOHHCO
OHHCOOHCO
23233
23323
+⇔+
+⇔++−
−+−
Como indicador utilizamos la Heliantina (naranja de metilo) que tiene un intervalo de viraje 3.1-4.4. La reacción global del equilibrio queda de la siguiente forma:
OHCOHOHCO 232323 2 +⇔++ +−
Procedimiento experimental: Preparación de la disolución de Na2CO3: Podemos preparar una disolución de carbonato de concentración
exactamente conocida ya que el carbonato sódico es patrón primario. Elegimos volúmenes iguales (de ácido y de sal) y eso quiere decir
que la concentración de carbonato va a ser la mitad de la de ácido ya que la relación estequiométrica es 1:2. Por lo tanto para 100 ml de disolución:
glmol
gl
mol 5299.010*1001
9896.10505.0 3 =×× − Carbonato
Pesamos el carbonato con exceso ya que tiene que estar 1 hora en la estufa y luego en el desecador, lo pesaremos exactamente cuando este desecado. La masa pesada es 0.5317 g:
Calculamos ahora con la nueva masa la concentración exacta:
Mlg
molg 05016.010*1001
9896.10515317.0 3 =×× −
[ ] MCONa 05016.032 =
Mónica García
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Preparación de la disolución de HCl: Preparamos 250 ml de disolución de HCl aproximadamente 0.1 M
calculando el volumen necesario de HCl comercial (pureza = 37.5% y ρ = 1.19 g/ml):
mlg
mlmol
glmoll 04.2
19.11
145.36
11.010*250 3 =×××−
Vnecesario = 2.04*10-3 l HCl comercial
NOTA: Vamos a preparar otros 250 ml para las prácticas siguientes.
Normalización del HCl: Llenamos la bureta con HCl aproximadamente 0.1 M y en el
erlenmeyer ponemos la alícuota que va a contener 15 ml de disolución de carbonato sódico de concentración exactamente conocida (0.05016 M). Realizamos una primera valoración de tanteo para saber más o menos donde se produce el cambio que es la prueba cero (V0) y después tres valoraciones de donde obtenemos un volumen medio de HCl gastado:
V0 15.4 ml
V1 14.8 ml
V2 15.3 ml
V3 14.9 ml
Hacemos la media entre los tres valores y obtenemos el volumen
medio gastado de HCl: Vm = 15 ml
Resultados: En base al resultado obtenido del volumen de HCl y la relación
estequiométrica, sabremos así la concentración exacta de HCl que es con la que trabajaremos en prácticas sucesivas. Según esta reacción:
33
22323
10*1505016.0210*15
232
−−
+−
××=×
××=×+⇔+
ácido
salsalmácido
M
VMVMOHCOOHCO
Mácido = 0.1032 M HCl
Mónica García
- 4 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Determinación de mezclas alcalinas:
Carbonato y carbonato ácido
Fundamento: La muestra problema contiene iones carbonato y carbonato ácido,
para determinar la concentración de cada uno de ellos debemos realizar dos valoraciones sucesivas con dos indicadores: la fenolftaleína que marca el paso de carbonato a carbonato ácido (rojo a incoloro) y la heliantina (amarillo a rojo) que indica el paso de carbonato a dióxido de carbono.
En este tipo de valoraciones nos encontramos con dos puntos finales, uno del carbonato y otro del carbonato ácido.
OHHCOOHCO 23323 +⇔+ −+− Viraje de fenolftaleína nos da un
volumen gastado de HCl (V1) que corresponde al carbonato que contiene la disolución.
OHCOHOHHCO 23233 +⇔+ +− Viraje de la heliantina nos da el
volumen gastado de HCl (V2) que corresponde al carbonato ácido y también incluye al que estaba inicialmente, así como el producto de la conversión del carbonato en la reacción anterior. Por diferencia puede deducirse la cantidad de carbonato ácido (V2-V1).
Procedimiento experimental: Vamos a realizar la práctica con dos tipos de muestra, una sólida
que disolveremos nosotros en agua y otra ya preparada en disolución. El procedimiento va a ser el mismo y los cálculos también ya que son las mismas reacciones.
Muestra sólida: Pesamos 0.81 g de la mezcla y lo metemos en la
estufa durante 30 min. Al sacarlo volvemos a pesarlo y nos da 0.7666 g, esto lo disolvemos en 100 ml de agua, de aquí cogemos, en principio tal como dice el guión, 10 ml de alícuota pero con este volumen comprobamos que nos va a gastar muy poco de HCl por lo que será muy difícil detectar el punto final, entonces aumentamos el volumen de alícuota a 20 ml.
Pipeteamos a un erlenmeyer los 20 ml de muestra y le añadimos unas gotas de fenolftaleína (disolución de color rojizo) se valora con HCl desde la bureta hasta el viraje (incoloro) y tomamos el V1, luego añadimos unas gotas de heliantina (amarillo) y seguimos valorando hasta V2. Realizamos la prueba cero para hacernos una idea de los virajes y de donde se encuentran los puntos finales, la valoración la repetimos tres veces para obtener unos volúmenes medios (Vm1 y Vm2).
Mónica García
- 5 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
- 6 -
Hacemos los volúmenes medios de V1
y V2 (Vm1 y Vm2):
V1 10.1 ml 0
V2 18.6 ml
V1 9.3 ml 1
V2 17.3 ml
V1 8.7 ml 2
V2 18.1 ml
V1 9 ml 3
V2 17.7 ml
Vm1 = 9 ml
Vm2= 17.7 ml
Resultados: Según el procedimiento y la estequiometría de las reacciones los
cálculos para dar un resultado de la composición de la muestra serán los siguientes:
moll
mollMVmolCO HClm43
123 10*288.91032.010*9 −−− =×=×= 20 ml
molmolCO 323 10*644.4 −− = 100 ml
gmolgmolmCO 4923.010610*644.4 32
3 =×= −− Carbonato
( ) moll
mollMVVmolHCO HClmm43
123 10*978.81032.010*7.8 −−− =×=×−= 20 ml
molmolHCO 33 10*489.4 −− = 100 ml
gmolgmolmHCO 3770.08410*489.4 3
3 =×= −− Carbonato ácido
( ) 00
00 218.64100
7666.04923.0/ =×=
ggmm Carbonato
( ) 00
00 178.49100
7666.03770.0/ =×=
ggmm Carbonato ácido
Mónica García
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
NOTA:
1. El indicador no llega nunca a incoloro, siempre queda una tonalidad rosa. Cuando tengamos esa tonalidad de rosa pálido habremos llegado al punto final.
2. El volumen de la alícuota, que en principio tendríamos que usar 10 ml, vemos que es poco y lo aumentamos a 25 ml pero en la manipulación nos cayó el matraz que contenía la muestra ya disuelta por eso nuestra alícuota es de 20 ml.
3. Los resultados, vemos que experimentalmente, nos da una masa de muestra mayor a la pesada y por lo tanto un porcentaje mayor del 100%, esto puede ser debido a los errores normales de la operación y a la aproximación de los decimales.
Muestra líquida: El procedimiento a seguir va a ser el mismo que
para la muestra anterior con la diferencia que ahora no conocemos la cantidad de muestra disuelta en agua. Igual que antes cogemos 10 ml de alícuota (que es suficiente para el volumen gastado de HCl); las reacciones también son las mismas. Siguiendo los pasos antes descritos (prueba cero, tres valoraciones) obtenemos los siguientes datos:
- 7 -
V1 12.2 ml 0
V2 20.5 ml
V1 10.5 ml 1
V2 21.8 ml
V1 10.6 ml 2
V2 22 ml
V1 10.4 ml 3
V2 22.3 ml Vm1 = 10.5 ml
Vm2= 22.03 ml
Según estos valores medios podemos calcular el porcentaje de cada
especie contenida en la muestra:
moll
mollMVmolCO HClm33
123 10*084.11032.010*5.10 −−− =×=×= 10 ml
gmolgmolmCO 1149.010610*084.1 32
3 =×= −− Carbonato
( ) moll
mollMVVmolHCO HClmm33
123 10*19.11032.010*53.11 −−− =×=×−= 10 ml
gmolgmolmHCO 0999.08410*19.1 3
3 =×= −− Carbonato ácido
Mónica García
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
gmmmHCOCOTOTAL 2148.0
323
=+= −−
( ) 00
00 49.53100
2148.01149.0/ =×=
ggmm Carbonato
( ) 00
00 51.46100
2148.00999.0/ =×=
ggmm Carbonato ácido
Carbonato y sosa (hidróxido sódico)
Fundamento: Al igual que la práctica anterior haremos dos valoraciones sucesivas
con dos puntos finales pero en este caso, la diferencia está que el viraje de la fenolftaleína se valoran el hidróxido sódico y el carbonato hasta carbonato ácido y posteriormente la heliantina indica el paso del carbonato ácido hasta ácido carbónico. Ocurren las siguientes reacciones (las dos primeras corresponden al viraje de la fenolftaleína y la última corresponde al viraje de la heliantina):
OHOHOH 23 2⇔+ +−
OHHCOOHCO 23323 +⇔+ −+−
OHCOHOHHCO 23233 +⇔+ +−
De las dos primeras obtenemos V1 que corresponde a la llegada de
carbonato ácido y de la última obtenemos V2 que corresponde a la cantidad de carbonato; por lo tanto V1-V2 será la cantidad correspondiente de hidróxido sódico.
En las siguientes reacciones se ve el razonamiento de cómo se llega a la cantidad de sosa y de carbonato:
De las dos primeras reacciones sacamos V1 sumándolas:
OHHCOOHCOOHOHHCOOHCO
OHOHOH
23323
23323
23
32
2
+⇔+++⇔+
⇔+
−+−−
−+−
+−
El resultado se resta con la segunda reacción y nos da la reacción global en donde vemos la relación estequiométrica de la sosa y el carbonato:
OHCOHOHCOOHOHCOHOHHCO
OHHCOOHCOOH
232323
23233
23323
43
32
+⇔+++⇔+
+⇔++
+−−
+−
−+−−
Procedimiento experimental:
Mónica García
- 8 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Pipeteamos 10 ml de alícuota a un erlenmeyer y añadimos dos gotas de fenolftaleína, quedará un color rojizo que se valorará hasta viraje a incoloro y nos indicará que el carbonato pasa a carbonato ácido y el hidróxido a agua; cuando esto ocurra se le añade dos gotas de heliantina que indicara el segundo viraje. Con esto, repitiendo tres veces las medidas como en las anteriores prácticas, obtenemos los valores medios de Vm1 y Vm2.
A continuación se muestra la tabla de valores de las tres medidas:
V1 20.8 ml 1
V2 10.6 ml
V1 20.6 ml 2
V2 10.8 ml
V1 20.2 ml 3
V2 10.3 ml
Vm1 =20.53 ml
Vm2= 10.53 ml Resultados: Con estos valores medios podemos calcular el porcentaje de cada
sustancia en la muestra problema:
( ) ( )
gm
gmolgmolm
gmolgmolm
moll
mollMVVmol
moll
mollMVmol
molMVmol
molmolMVmolHvolumenNaOVV
bonatovolumenCarvolumenHClV
total
OH
CO
ácidommOH
ácidomCO
COácidomácido
OHCOácidomácido
1557.0
0412.04000103.0
1145.010600108.0
00103.01032.010*53.1053.20
00108.01032.010*53.10
23
23
23
23
321
32
22
11
21
2
=
=×=
=×=
=×−=×−=
=×=×=
=×=
+=×==−
==
−
−
−
−
−
−−
−
−
( ) 00
00 53.73100
1557.01145.0/ =×=
ggmm Carbonato
Mónica García
- 9 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
( ) 00
00 46.26100
1557.00412.0/ =×=
ggmm Sosa
NOTA: El método que acabamos de realizar es el llamado método Warder, que se basa en la utilización de dos indicadores, con la fenolftaleína se neutraliza el hidróxido y la mitad del carbonato, y con el naranja de metilo se calcula la alcalinidad total. Por lo que hemos comprobado en la realización de la práctica, este método no es el más adecuado ya que los resultados experimentales tienen un error elevado al compararlos con los teóricos.
En la bibliografía pudimos encontrar los diversos inconvenientes que conlleva la realización de este método.
El mayor inconveniente reside en la dificultad de apreciar la decoloración de la fenolftaleína en las condiciones en las que aquí se opera y no suele obtenerse una exactitud mayor del 1% en este tipo de valoraciones.
Otro problema es la presencia de CO2, que produce un aumento de la acidez que hace descender el pH del agua destilada, además debido a su densidad, se va acumulando en el fondo del matraz lo que hace aumentar la presión de la atmósfera en contacto con el líquido.
Para obtener buenos resultados con este método se recomienda realizar la valoración con una disolución de comparación para ver el cambio de la fenolftaleína, con una concentración de bicarbonato similar al del punto final de la valoración problema. Otra solución sería utilizar un indicador mixto en lugar de la fenolftaleína. Además sería preciso reducir al máximo las emisiones de CO2 lo que se lograría trabajando con la disolución tan fría como se pueda (0ºC) y sumergir en el líquido el pico de la bureta.
Mónica García
- 10 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Volumetrías Ácido-Base
Alcalimetrías
Normalización de una disolución de NaOH 0.1 M
- 11 -
Fundamento: El NaOH no es patrón primario por lo que hay que normalizarlo
frente a una sustancia que sí lo sea y en este caso es el ftalato potásico (KHA).
La reacción volumétrica será de la siguiente forma: OHAOHHA 2
2 +⇔+ −−−
El indicador que vamos a utilizar va a ser fenolftaleína que vira de incoloro a rosa, pero podríamos utilizar cualquiera que virara en el rango alcalino de pH ya que las dos especies en disolución actuarían como base aceptando protones pero en este caso (las dos juntas) una va a actuar como ácido y otra como base (el KHA va a ser el ácido débil ya que el hidróxido es base fuerte); por lo tanto la disolución va a ser básica dando como resultado una sal doble de sodio y potasio.
Procedimiento experimental: Preparación de una disolución de ftalato potásico: Para la preparación de ftalato pesaremos exactamente en la balanza
ya que es patrón primario. La cantidad pesada de la sal va a ser la adecuada para volúmenes iguales (de sosa y de sal) es decir concentraciones iguales ya que la reacción es 1:1. La concentración va a ser 0.1 M en un volumen de 100 ml:
gmolgl
lmolmasaKHA 0423.223.20410*1001.0 3 =××= − KHA
Esta cantidad la metemos una hora en la estufa y después volvemos a pesar para calcular la concentración exacta:
gmasa a 0451.2sec = KHA
[ ] Ml
gmolg
KHA 10014.010*100
23.20410451.2
3 =×
= −
Preparación de una disolución de NaOH aproximadamente 0.1 M:
Vamos a preparar 250 ml de disolución la cual normalizaremos con la disolución de ftalato potásico:
masa NaOH gmolg
lmoll 04.1401.010*250 3 =××− de NaOH
Estos son los gramos necesarios para la disolución.
Mónica García
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Normalización de la disolución de NaOH: Al igual que en valoraciones anteriores, el procedimiento es el
mismo. En un erlenmeyer ponemos 15 ml de KHA y le añadimos unas gotas de fenolftaleína (incoloro) y valoramos desde la bureta con NaOH hasta el viraje a rosa. Realizamos la prueba cero y las tres repeticiones para obtener el volumen medio (Vm):
V0 14.8 ml
V1 14.8 ml
V2 14.8 ml
V3 14.8 ml
Vm = 14.8 ml
Resultados: Una vez obtenido el volumen medio podemos calcular la
concentración exacta de NaOH mediante su relación estequiométrica con el KHA:
lMll
molVMVMOHAOHHA
NaOH
mNaOHKHAKHA
33
22
10*8.1410*1510014.0 −−
−−−
×=×
×=×+⇔+
MNaOH = 0.1015 M
Determinación de la acidez de un vinagre Fundamento: Con el método de alcalimetrías es posible la determinación de la
acidez de un vinagre comercial tal y como se desarrolla a continuación. Para ello se toman muestras de vinagre que diluirán en agua (1:10) y
se valorarán con una disolución de NaOH de concentración exactamente conocida y así podremos determinar la cantidad de ácido acético que esta presente en la muestra. Para la valoración se utilizará un indicador alcalino como la fenolftaleína, y la reacción volumétrica será la siguiente:
OHAcOOHHAcO 2+⇔+ −− Procedimiento experimental: Se toman 10 ml de vinagre comercial y se llevan a un matraz de 100
ml, diluimos con agua destilada, homogeneizamos y enrasamos. De esta dilución tomamos alícuotas de 10 ml y le añadimos unas gotas de fenolftaleína y se valora desde la bureta con NaOH siguiendo el mismo
Mónica García
- 12 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
procedimiento que en prácticas anteriores, obteniendo un volumen medio de las tres alícuotas:
V1 9.7 ml
V2 9.7 ml
V3 9.6 ml
Vm = 9.667 ml NaOH
Resultados: Como siempre los resultados se obtienen de la relación
estequiométrica. La acidez del vinagre se da normalmente en grados de acidez, masa de acético en 100 ml e muestra, tal y como realizamos la toma de muestra y su dilución nos será más cómodo calcular la acidez sabiendo que 10 ml de vinagre diluido 1:10 contienen Vm* MNaOH moles de HAcO. Por lo tanto nuestros resultados serán de la siguiente forma:
ll
mollM
VMVM
HAcO
mNaOHHAcOHAcO
33 10*667.91015.010*10 −− ×=×
×=×
MHAcO = 0.0981 M diluido
MHAcO = 0.981 M sin diluir
gmolgl
lmol 5888.002.6010*10981.0 3 =×× − en 10 ml de muestra
Los grados de acidez se representan en 100 ml de muestra con lo que:
Acidez = 5.889 º
Determinación de una mezcla de HCl y H3PO4
Fundamento: El ácido fosfórico es un poliácido que se puede valorar por etapas
con una disolución de NaOH. Una mezcla suya con HCl, puede determinarse mediante dos valoraciones de dos alícuotas iguales de la disolución problema.
En la primera valoración añadimos heliantina como indicador (viraje de rojo a amarillo) que nos indicará el cambio de H3O+ a H2O y del H3PO4 a H2PO4-, esto será el V1 y las reacciones volumétricas son:
OHPOHOHPOH
OHOHOH
24243
23 2
+⇔+
⇔+−−
−+
Mónica García
- 13 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
En la segunda valoración, el indicador será la fenolftaleína (viraje de incoloro a rosa) y nos indicará el paso de H3O+ a H2O y del paso de H3PO4 a HPO42-, esto nos dará V2 y las reacciones son:
OHHPOOHPOH
OHOHOH
22443
23
2
2
+⇔+
⇔+−−
−+
Una vez planteadas las reacciones volumétricas correspondientes a las dos valoraciones podemos deducir la forma de calcular las cantidades de cada especie en la muestra, y como siempre será por las relaciones estequiométricas:
De las reacciones de la primera valoración deducimos que:
4332
4331
2 POmolHOmolHVM
POmolHOmolHVM
mNaOH
mNaOH
+=×
+=×+
+
Restando la segunda ecuación y la primera obtenemos: ( ) ( )
( ) NaOHmm
mNaOHmNaOH
MVVPOmolHPOmolHVMVM
×−==×−×
1243
4312
De las reacciones de la segunda valoración deducimos que:
4332
4331
2 POmolHOmolHVM
POmolHOmolHVM
mNaOH
mNaOH
+=×
+=×+
+
Si multiplicamos la primera ecuación por 2 y le restamos la segunda obtenemos los moles de H3O+:
( ) ( )( ) NaOHmm
mNaOHmNaOH
MVVmolHClOmolHVMVM
×−==×−× +
21
321
22
Los resultados los vamos a expresar en % (masa/volumen). Procedimiento experimental: Tomamos alícuotas de 10 ml para las dos valoraciones con
heliantina para la primera y con fenolftaleína para la segunda y valoramos añadiendo NaOH desde la bureta tomando tres medidas para cada una de las valoraciones (incluida la prueba cero):
V10 9.9 ml V20 13.2 ml
V11 9.2 ml V21 12.9 ml
V12 9.1 ml V22 13 ml
V13 9.1 ml V23 13.1 ml
Vm1 = 9.133 ml Vm2 = 13 ml
Mónica García
- 14 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Resultados: Con los volúmenes medios y según los cálculos deducidos
anteriormente podemos calcular los porcentajes de fosfórico y clorhídrico presentes en la muestra:
( ) molll
molPOmolH 3343 10*39.010*133.9131015.0 −− =−×= en 10 ml
( ) molll
molmolHCl 33 10*53.010*13133.921015.0 −− =−××= en 10 ml
mlgmolgmolmasaHCl
mlgmolgmolPOmasaH
10/10*48.1945.3610*53.0
10/10*46.389810*39.0
33
3343
−−
−−
=×=
=×=
gPOmasaH 385.043 = en 100 ml
gmasaHCl 195.0= en 100 ml
gmasatotal 58.0= %H3PO4 = (0.385/0.58)*100 %H3PO4 = 66.38% %HCl = (0.195/0.58)*100 %HCl = 33.62%
Medida de la acidez de una leche de vaca Fundamento: La acidez de una leche de vaca esta comprendida en un intervalo de
pH de 6.6 y 6.8 debido a tres reacciones fundamentales y una eventual que son las siguientes:
. Acidez que proviene de la caseína
. Acidez debida a las sustancias minerales y a la presencia de ácidos orgánicos
. Reacciones secundarias debida a los fosfatos presentes en la leche
. “Acidez desarrollada”, debida al ácido láctico y a los otros ácidos procedentes de la degradación microbiana de la lactosa en las leches en proceso de alteración (esta solo ocurre en condiciones higiénicas y sanitarias no adecuadas).
La acidez se determinará valorando un volumen determinado de muestra (leche de vaca) con una disolución de sosa de concentración conocida (calculada anteriormente). La acidez será la suma de la acidez natural fruto de las tres primeras reacciones más la desarrollada fruto de la cuarta reacción, la que nos interesa es la desarrollada ya que es la que indica la degradación de la leche y su estado para el consumo.
La expresión para representar dicha acidez se dará en “grados Dornic” (ºD) que expresa el contenido en ácido láctico y se define como el número de décimas de sonda Dornic, NaOH M/9 (0.11M), utilizados para valorar 10 ml de leche en presencia de fenolftaleína.
Mónica García
- 15 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
M/9 es una forma de expresión debida a que el ácido láctico presenta una masa molecular de 90 g/mol (CH3-CHOH-COOH). Esto hace que una valoración de 10 ml de leche, la acidez en ºD viene dada por: ºD = V (ml) NaOH (M/9)*10 por tanto 1ºD = 1mg de ácido láctico en 10 ml de leche.
El valor teórico de la leche fresca de vaca y de la tratada térmicamente no debe sobrepasar los 19ºD.
Procedimiento experimental: Al igual que en las prácticas anteriores, el procedimiento
volumétrico es el mismo. Cogemos 20 ml de alícuota y le añadimos unas gotas de fenolftaleína, esto lo valoramos con NaOH desde la bureta y el punto final se obtiene de la aparición de un color rosado permanente en la disolución. La reacción que tiene lugar es la siguiente:
OHCHOHCOONaCHCHOHCOOHCHNaOH 233 +→+ Hacemos tres valoraciones de donde sacaremos el volumen medio
de NaOH gastado que por relación estequiométrica, los moles de sosa serán iguales a los moles de ácido láctico (relación 1:1)
V1 4.8 ml
V2 4.9 ml
V3 4.9 ml
Vm = 4.867 ml NaOH
Resultados: Con el volumen medio podemos calcular la concentración de ácido
láctico en la muestra y aplicando la definición de ºDornic presentaremos el resultado en molaridad y ºD. (La concentración de nuestra sosa es 0.1015 M)
ll
mollM
VMVM
láctico
mNaOHmuestraláctico
33 10*867.41015.010*20 −− ×=×
×=×
Mláctico = 0.0247 M
Sabemos que 1ºD = 1mg de ácido láctico en 10 ml de leche y sabemos que los ºD = V (ml) de NaOH (M/9) * 10, nuestra sosa no es M/9 pero si aproximada por lo tanto hay un error en el cálculo.
VNaOH = 4.867 ml en 20 ml de leche VNaOH = 2.4335 ml en 10 ml de leche
ºD = VNaOH * 10 = 2.4335*10
ºD = 24.335 ºD
Mónica García
- 16 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
El resultado es bastante mayor que el teórico y puede ser debido a nuestra concentración de sosa y por supuesto a errores en el procedimiento y manipulación a la hora de realizar el ensayo.
Determinación del grado de acidez de un aceite Fundamento: La determinación de acidez de un aceite se basa en la obtención del
porcentaje de ácido oleico contenido en la muestra. Consiste en la determinación de los ácidos libres en aceites de oliva.
Para ello debemos disolver la muestra en una mezcla de disolventes y esta la valoramos con una disolución etanólica de KOH de concentración conocida.
Procedimiento experimental: Preparación de disolución etanólica de KOH 0.01 M:
gpuros
gmolgl
lmol 156.0
9010011.5610*25001.0 3 =××× − KOH
Preparamos 250 ml de disolución; debemos tener en cuenta el error que cometemos por la cantidad de KOH que podemos perder debido a su carácter hidroscópico. (mKOH = 0.1530g)
lmol
lgmol
gg puros 0098.0
10*2501
561
10090
1530.0 3 =××× −
MKOH = 0.0098 M
Preparación de las mezcla de disolventes: 100 ml de mezcla al 50 % de etanol (95-96%) y éter etílico, esta
mezcla hay que neutralizarla con la disolución etanólica de KOH con 3 ml de fenolftaleína hasta coloración rosa pálido.
Valoración de la muestra: Una vez neutralizada la mezcla de disolventes, disolvemos 15 g de
muestra en ella y la valoramos desde la bureta con el KOH etanólico de concentración exactamente conocida. Repetimos la operación tres veces y de cada vez pesamos muestras distintas obteniendo así un volumen medio gastado y una masa media.
V1 4.6 ml
m1 15.48 g
V2 4.4 ml
m2 15.39 g
V3 4.9 ml
m3 15.05 g
Mónica García
- 17 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Vm = 4.63 ml de KOH
mm = 15.31 g de aceite
Resultados: En base al volumen medio y la masa media de las muestras tomadas
podemos obtener los grados de acidez de este aceite de la siguiente forma:
º08.031.1510
2820098.063.4
10
=×
××=
×
××=
acidez
mPMV
acidezmuestra
oleico
m
MKOHm
De otra forma, el º de acidez es el porcentaje de ácido oleico en la muestra:
gmolgmolm
molmol
molll
molVMmol
oleico
oleicoKOH
mKOHKOH
0127.028210*53.4
10*53.410*63.40098.0
5
53
=×=
=
=×=×=
−
−−
% ácido oleico = 0.0127g oleico/15.31g muestra*100
Acidez = 0.08º
Mónica García
- 18 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Volumetrías de Precipitación
Valoración de haluros por el método de Mohr
Fundamento: Con una valoración de precipitación con una sal de plata podemos
determinar la concentración de cloruros de una disolución usando cromato potásico como indicador del punto de equivalencia.
Cuando ha precipitado todo el haluro comienza a precipitar el ión cromato con la plata. Esta es una precipitación por fases de compuestos de plata que se debe al distinto producto de solubilidad. La valoración debe realizarse en medio neutro o débilmente alcalino, ya que si se realiza en medio ácido disminuye la solubilidad del indicador y si es excesivamente alcalino precipitará antes el hidróxido de plata que el cromato.
Las reacciones que tienen lugar son las siguientes:
( ) ++
+−
−
+↓→+⎩⎨⎧
↓↓
→+⎭⎬⎫
KrojoCrOAgAgCrOK
AgBrAgCl
AgBrCl
22 4242
Procedimiento experimental: Realizamos la prueba para tres muestras diferentes de agua (agua
normal, agua de mar del Orzán y agua de mar de la playa de Sada) y de cada una daremos el resultado de cloruros presentes en la muestra.
Preparamos el nitrato de plata necesario para la valoración. No es necesario normalizarlo ya que es patrón primario y con la pesada en la balanza analítica nos dará la concentración exacta.
Queremos preparar 250 ml aproximadamente 0.1 M:
gmolg
lmoll 247.487.1691.025.0 =×× de AgNO3
Pesamos 4.25 g y lo dejamos secar en la estufa 1 hora y luego 5 minutos en el desecador. Al recogerlo de la estufa volvemos a pesar y la masa de nitrato seco es de 4.2383 g y con esta cantidad calculamos la concentración exacta:
Mlg
molg 0998.025.01
87.16912383.4 =××
[ ] MAgNO 0998.03 =
El nitrato de concentración conocida lo llevamos a la bureta y
procedemos a las valoraciones de las tres muestras. Cada una de ellas la repetimos tres veces para obtener un valor medio de volumen consumido. Los resultados se calcularán por relación estequiométrica como en las
Mónica García
- 19 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
pruebas anteriores. Observamos que el color de la disolución de cromato de plata es rojizo.
Muestra de agua normal: Tomamos una alícuota de agua de 10 ml y la ponemos en el
erlenmeyer donde le añadimos unas gotas de indicador (K2CrO4 al 5%) nunca más de 1 ml ya que la concentración de cromato puede influir en el punto final. Todo esto lo valoramos desde la bureta con el nitrato de plata. En el viraje observamos un color parduzco y la aparición de un precipitado blanco.
Realizamos la prueba cero para ver si tenemos que diluir o concentrar la muestra y que nos de una idea del volumen gastado de nitrato. En esta prueba vemos que el volumen gastado es 10.1 ml por lo que no vamos a modificar la muestra ni la alícuota que hemos decidido coger, por lo tanto los volúmenes de las tres pruebas serán:
V1 10.3 ml
V2 10.2 ml
V3 10.2 ml
Vm = 10.23 ml de nitrato
Agua del Orzán: Repetimos la misma operación para la segunda muestra. Al realizar
la prueba cero observamos que la muestra está muy concentrada y va a gastar mucho nitrato, por lo que vamos a diluirla. La dilución que hacemos es 10 en 100 y cogemos una alícuota de 20 ml, realizada otra prueba cero para ver lo que gasta ahora vemos que gasta 11.3 ml aproximadamente y que ya es un volumen más adecuado.
V1 11.1 ml
V2 11.2 ml
V3 11.1 ml
Vm = 11.13 ml de nitrato Agua de la playa de Sada: Repetimos lo anterior descrito, y también ahora tenemos una
muestra muy concentrada por que volvemos a diluir 10 en 100 y volvemos a tomar alícuotas de 20 ml. La prueba cero nos da 12.2 ml y los volúmenes de cada prueba son los siguientes:
V1 10.9 ml
V2 11.2 ml
V3 11.1 ml
Mónica García
- 20 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
- 21 -
Vm = 11.06 ml de nitrato
Resultados: En base a la determinación de los volúmenes medios y a la relación
estequiométrica, obtenemos la concentración de NaCl presente en la muestra expresada en g/l.
Muestra de agua normal:
lg
molg
lmolM
lmol
l
ll
mol
M
VMVM
NaCl
Agua
mNitratoAguaAgua
97.545.581021.0
1021.010*10
10*23.100998.03
3
=×=
=×
=
×=×
−
−
[NaCl] = 5.97g/l presentes en la muestra
Agua del Orzán:
lg
molg
lmolM
lmol
lmolM
lmol
l
ll
mol
M
VMVM
NaCl
uirAguaSinDil
aAguaDiluíd
mNitratoAguaAgua
47.3245.58555.0
555.0100555.0
0555.010*20
10*13.110998.03
3
=×=
=×=
=×
=
×=×
−
−
[NaCl] = 32.47g/l presentes en la muestra
Agua de la playa de Sada:
lg
molg
lmolM
lmol
lmolM
lmol
l
ll
mol
M
VMVM
NaCl
uirAguaSinDil
aAguaDiluíd
mNitratoAguaAgua
28.3245.58552.0
552.0100552.0
0552.010*20
10*06.110998.03
3
=×=
=×=
=×
=
×=×
−
−
[NaCl] = 32.28g/l presentes en la muestra
Mónica García
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Volumetrías Complexométricas
Normalización de una disolución 0.1 M de AEDT
Fundamento: Las valoraciones complexiométricas se basan en la formación de
complejos de un ión metálico con ligandos. El ligando que vamos a utilizar en las siguientes prácticas es la sal disódica del ácido etilenodiaminotetraacético (AEDT). El punto final de la valoración lo detectaremos gracias a un indicador metalocrómico que cambia en función del ión metálico que en nuestro caso será el Ca2+ y el ión Mg2+ y será el negro de ericromo T (NET) que en el viraje pasará de rojo a azul.
Un problema que puede surgir es el pH de las disoluciones ya que el viraje del indicador debe realizarse a pH 10; para ello se introduce en las valoraciones una disolución tampón para el ajuste del pH ya que en la valoración se producen reacciones laterales de los indicadores en donde se liberan iones OH- y H3O+ que desestabilizan el pH al que hay que trabajar.
Procedimiento experimental: El AEDT se puede considerar patrón primario por lo que con una
pesada exacta en la balanza analítica obtendremos la concentración deseada de sal disódica previamente secada en la estufa. Queremos obtener una disolución 0,01 M y para cálculos posteriores hay que conocer la relación estequiométrica entre la sal y los cationes metálicos y esta relación es siempre 1:1.
Preparación de disolución AEDT 0,01 M: Vamos a preparar 250 ml:
molg
lmoll 24.37201.025.0 ××
mAEDT = 0.9306 g para llevar a la estufa a secar cogeremos un poco más por si hay pérdidas en la pesada y una vez seca volveremos a pesar.
Una vez secada la sal vamos a la balanza analítica y pesamos con la mayor precisión posible y obtenemos:
mseca AEDT = 0.9308 g por lo que recalculamos la concentración de AEDT
[AEDT] = 0.01 M NOTA 1: Para poder mantener el pH de trabajo a 10 tal como
explicamos anteriormente debemos incluir en las valoraciones una disolución tampón que será NH3/NH4Cl y la preparación será de la siguiente forma:
Para 1 l de disolución . 67.5 g NH4Cl . 570 ml NH3 concentrado . Llevamos esta mezcla hasta 1 l con agua destilada.
Mónica García
- 22 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
NOTA 2: Para ver el viraje del indicador cogemos una cantidad de cloruro cálcico conocida para un volumen de AEDT gastado y observamos el cambio de color para que en las valoraciones no cometamos errores.
Para ello preparamos una muestra de CaCl2 * 2H2O de igual concentración que la sal disódica ya que queremos volúmenes iguales (relación estequiométrica es 1:1). Calculamos la masa de cloruro cálcico a pesar para una concentración 0.01 M.
gmolgl
lmolm OHCaCl 147.002.1471.001.0
22 2 =××=×
En la pesada obtenemos m= 0.1492 g con ese dato recalculamos la concentración para darla lo más exacta posible y vemos cuánto volumen de AEDT gastaría:
[ ] Ml
gmolg
OHCaCl 0102.01.0
02.14711492.0
2 22 =×
=×
OHCaClOHCaClAEDTAEDT VMVM2222 22 ×× ×=×
VAEDT = 15.2 ml Esto nos da una idea aproximada del volumen que gastará la valoración y pudimos observar el cambio del indicador valorando una alícuota de la muestra preparada por nosotros.
Determinación complexiométrica de una muestra de agua
Fundamento: Se entiende por dureza del agua el contenido total a las
concentraciones de iones calcio y magnesio en ella. Nosotros calcularemos la dureza de distintas muestras de aguas
referida al los iones calcio ya que son los más representativos por su precipitación en caliente, dando así importantes problemas a nivel doméstico. La reacción de precipitación es la siguiente:
OHCOCaCOCaHCO 22332 +↑+↔↓+ +−
Procedimiento experimental: Para este tipo de práctica llevamos a cabo varios ensayos para
distintas muestras de agua: .- Muestra que contiene CaCl2*2H2O .- Muestra de agua de grifo: calcularemos el contenido en Ca2+
.- Muestra de agua mineral: de la que calcularemos también el contenido de Ca2+.
Para cualquiera que sea la procedencia del agua a analizar, si
queremos conocer el contenido de iones calcio debemos valorarla con
Mónica García
- 23 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
AEDT, saber si tenemos que diluir o no y por relación estequiométrica conocer más o menos el volumen que se va a consumir de AEDT.
El procedimiento es para las tres muestra igual, se introducen en un erlenmeyer los ml de muestra que consideremos necesarios, se le añade un volumen de disolución tampón que mantenga la muestra dentro del rango de pH al que debemos trabajar (se puede controlar con el papel indicador) y le añadimos unas gotas de indicador (dependiendo del volumen de la alícuota).
Muestra de agua: En primer lugar cogemos una alícuota de 3 ml para tener una idea
de cuánto gastará de AEDT y observamos que gasta 4 ml lo que nos indica que la muestra no es necesario diluirla, por lo tanto procedemos a la valoración la cual se realiza con una alícuota de 10 ml (con la disolución tampón y unas gotas de indicador NET)
V1 15.1 ml
V2 15.2 ml
V3 15.1 ml
Vm = 15.13 ml AEDT
Muestra de agua del grifo: Con esta muestra probamos con 50 ml de alícuota para ver cuánto
gasta y observamos que solo gasta 3 ml de AEDT. Para obtener resultados fiables lo que decidimos hacer es concentrar el AEDT al 50% y tomar tres alícuotas de distintos volúmenes para ver si la opción elegida es la correcta.
La nueva concentración de AEDT tendrá que ser 0.005 M y preparamos 100 ml.
Los volúmenes de alícuota serán 100, 125, 150 ml y el volumen de indicador y disolución tampón deberán ser mayores siempre controlando con el papel indicador el pH de la disolución.
Alícuota VAEDT
100 ml 8 ml
125 ml 9.6 ml
150 ml 15 ml
Vamos a despreciar la medida de 150 ml porque el cambio de color en el punto de equivalencia fue un poco confuso y no dejamos de añadir AEDT por lo que la concentración llevaría más errores de los deseados.
Vamos a repetir la medida de 125 ml para más seguridad y por si ha pasado lo mismo que en la de 150 ml:
Mónica García
- 24 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Alícuota VAEDT
125 ml 9.7 ml
De estas medidas no sacaremos un valor medio de volumen sino un
valor medio de concentración que obtuvimos de cada uno de los valores de las diferentes alícuotas.
Muestra de agua mineral: Para hacernos una idea de la dureza observamos la etiqueta para
saber la concentración de iones: Ca2+ = 64.90 ppm Mg2+ = 18.50 ppm Concentración total = 83.40 ppm Como nosotros la dureza total la referimos a la concentración de
iones calcio, tendremos que obtener un resultado en torno a la suma de las dos cantidades anteriores. El procedimiento es el mismo que en los anteriores ensayos pero esta vez para hacernos una idea de la alícuota que tenemos que coger vamos a fijar nosotros el volumen de AEDT gastado y a partir de la estimación anterior calculamos la concentración molar de la muestra y así obtenemos el volumen de alícuota:
[ ]
ml
lmol
mll
mol
V
VMVM
Mg
molmgg
lmgppmCa
muestra
muestraCamAEDT
43.710021.0
1501.0
0021.0401
10140.8340.83
2
32
=×
=
×=×
=××==
+
+
Para las valoraciones cogemos 75 ml de muestra y obtenemos los
siguientes volúmenes:
V1 17.3 ml
V2 17 ml
V3 17.2 ml
Vm = 17.167 ml AEDT
Resultados: Muestra de agua:
Mónica García
- 25 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
lg
molg
lmol
l
ll
mol
M
VMVM
OHCaCl
mAEDTOHCaClOHCaCl
22.21
22.147015.010*10
10*13.1501.03
3
2*
2*2*
22
2222
=×=×
=
×=×
−
−
[CaCl2*2H2O] = 0.015 mol/l
[CaCl2*2H2O] = 2.22 g/l
[CaCl2*2H2O] = 2220 ppm AGUA MUY DURA
Muestra de agua del grifo: Calculamos la concentración para cada alícuota con su volumen de
AEDT correspondiente como indica la siguiente tabla (omitiremos los cálculos por ser la misma relación estequiométrica y la misma forma de calcular la concentración de Ca2+:
Valícuota VAEDT M ppm
100 ml 8 ml 4*10-4 16
125 ml 9.6 ml 3.84*10-4 15.36
125 ml 9.7 ml 3.88*10-4 15.52
Hacemos la media de las tres concentraciones y obtenemos los ppm
de iones calcio en la muestra: [Ca2+] = 15.63 ppm AGUA MUY
BLANDA
Muestra de agua mineral:
ppmgmg
molg
lmol
l
ll
mol
M
VMVM
Ca
mAEDTCaCa
56.911
104010*29.210*75
10*167.1701.0 33
3
3
2
22
=××=×
=
×=×
−−
−
+
++
[Ca2+] = 2.29*10-3 mol/l
[Ca2+] = 91.56 ppm AGUA BLANDA
Mónica García
- 26 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Volumetrías Redox I: Permanganametrías
Normalización de una disolución 0.02 M de Permanganato Potásico
Fundamento: El permanganato potásico es un oxidante fuerte y lo que es muy
importante que en sus valoraciones no sean necesarios indicadores ya que el anión MnO-4 es violeta y cuando la reacción volumétrica en la que participa es tal que el resto de los reactivos son incoloros, el primer exceso que añadamos de permanganato originará un color rosado.
El permanganato no reúne los requisitos de patrón primario por lo que habrá que normalizarlo con un compuesto que sí lo sea, el oxalato sódico. En la normalización se dará la siguiente reacción:
OHCOMnOHOHCMnO 222
3424 191021152 ++↔++ ++−−
La valoración debe completarse en caliente, a una temperatura superior a 60ºC, que la reacción tiene un período de inducción de varios segundos hasta que aparezcan las primeras trazas de ión manganeso que actúa como autocatalizador.
El permanganato debe añadirse directamente sobre la disolución a valorar sin dejar que resbale por las paredes del erlenmeyer.
Procedimiento experimental: Queremos obtener una disolución de permanganato potásico al
0.02 M y para ello pesamos la cantidad adecuada, la cual debemos valorar con el oxalato que sí es patrón primario para conocer la concentración exacta del permanganato que vamos a utilizar en las siguientes valoraciones redox.
Preparación de una disolución de oxalato sódico: Al igual que en prácticas anteriores, queremos que el volumen de la
alícuota y el volumen gastado de permanganato sean similares por lo tanto tendremos que obtener una disolución de oxalato del 0.05 M (por relación estequiométrica descrita en el fundamento de la práctica). Necesitamos 100 ml de disolución de oxalato:
gmol
glmollmoxalato 67.013405.010*100 3 =××= −
Metemos en la estufa 0.70 g de oxalato durante una hora para secar y luego volvemos a pesar en la balanza analítica. Una vez seco el oxalato lo pesamos y obtenemos en la balanza 0.6710 g por que la concentración no varía apreciablemente, por lo tanto:
Mónica García
- 27 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
- 28 -
[Oxalato] = 0.05 M Preparación del permanganato potásico
aproximadamente 0.02 M: Queremos 250 ml de disolución 0.02 M:
gmolg
lmollmKMnO 7902.004.15802.010*250 3
4=××= −
Esta cantidad la pesamos lo más exacta posible y la disolvemos en agua hasta un volumen de 250 ml.
Normalización del permanganato potásico: Cogemos una alícuota de 10 ml de oxalato a la que añadimos 5 ml de
ácido sulfúrico (1:1) y desde la bureta se le añade poco a poco y agitando vigorosamente el permanganato, así obtenemos tres medidas a las cuales haremos la media:
V1 9.8 ml
V2 9.7 ml
V3 9.8 ml
Vm = 9.76 ml KMnO4
Resultados:
Ml
ll
mol
M
VMVM
KMnO
oxalatooxalatomKMnO
0205.010*76.95
210*1005.0
52
3
3
4
4
=×
××=
×=
×
−
−
[KMnO4] = 0.0205 M
NOTA: Nosotros vamos a preparar el ácido sulfúrico 1:1 como
disolución común. El volumen a preparar es 1 l por lo que a 500 ml de agua añadiremos poco a poco otros 500 ml de sulfúrico con mucho cuidado en la campana extractora y siempre enfriando con un baño de hielo ya que la reacción es fuertemente exotérmica.
Mónica García
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Determinación de hierro por el método de Zimmermann-Reinhard
Fundamento: En las disoluciones de hierro siempre está presente el Fe (III)
debido a la actuación de oxígeno atmosférico. Para determinar volumétricamente el hierro con permanganato
potásico es necesario seguir los siguientes pasos antes de la valoración: .- Reducir el Fe3+ a Fe2+ con cloruro de estaño (II):
++++ +↔+ 4223 22 SnFeSnFe .- El exceso de de Sn (II) debe ser eliminado con cloruro de
mercurio: −++ ++↔↓+ cClSnClHgHgClSn 4
2222 2
.- Ahora el hierro puede valorarse con una disolución de permanganato:
OHFeMnOHFeMnO 232
32
4 12585 ++↔++ ++++−
.- Para evitar que el cloruro de la disolución se oxide a cloro y así poder detectar el punto final de la valoración (ya que el Fe es amarillo y no se ve bien) se le añade el reactivo de Zimmermann-Reinhard que consigue:
.- la acidez necesaria debido al H2SO4
.- disminuye el potencial redox para que el cloro no se oxide debido a que contiene MnSO4
.- al hierro (III) lo transforma en compuesto incoloro para poder ser detectado por la adición de H3PO4
OHHPOFeMnOHHPOFeMnO 2334
23
24
24 12)(58155 ++↔+++ −++−+−
Procedimiento experimental: Pipeteamos 15 ml de la disolución problema a un erlenmeyer, la
calentamos a 80ºC aproximadamente. Añadimos con un cuentagotas cloruro de estaño (ver explicación en el fundamento) hasta que el color amarillo- rojiza se transforme en verdoso más unas gotas en exceso. Enfriamos el erlenmeyer hasta temperatura ambiente y añadimos con una probeta de golpe y de una sola vez el cloruro de mercurio.
. Debería aparecer un precipitado blanco del cloruro de mercurio (I), si no se obtiene hay que repetir de nuevo y puede pasar: . Que no aparezca lo que quiere decir que no está todo el Fe (III) reducido a Fe (II). . Aparezca un precipitado gris lo que evidencia la formación de mercurio metálico. Nosotros lo tuvimos que intentar dos veces ya que en el primer
ensayo se nos formaba mercurio metálico.
Mónica García
- 29 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Lo siguiente descrito corresponde al segundo intento: Valoramos desde la bureta con permanganato potásico 0.0205 M y
obtenemos los siguientes resultados (solo hay dos medidas ya que las dos nos da volúmenes prácticamente iguales)
V1 11.8 ml
V2 11.7 ml
Vm = 11.75 ml KMnO4
Resultados: En base al volumen medio gastado y en la siguiente relación
estequiométrica podemos deducir la concentración de hierro en la muestra problema.
Sabemos por la reacción descrita en el apartado de fundamento, que:
Ml
lmoll
M
VMVM
Fe
mestraFemKMnO
23
3
10*0292.810*15
0205.010*75.115
5
2
24
−−
−
=××
=
×=××
+
+
La muestra contiene sulfato de hierro heptahidratado, por lo que vamos a expresar el resultado en g/l de este compuesto:
[ ]lg
molg
lmolOHFeSO 5197.2102.26810*0292.87* 2
24 =×= −
[FeSO4 *7H2O] = 21.5197 g/l
NOTA: En el primer intento aparece color negro (mercurio
metálico) porque hay hierro (III) en exceso que no se reduce a hierro (II) con el cloruro de estaño; al quedar en exceso se produce la reducción del mercurio (I) a mercurio metálico (de color negro).
Determinación de peróxido de hidrógeno Fundamento: El peróxido de hidrógeno puede actuar como oxidante o como
reductor, se trata de un anafolito redox que se puede disputar dando agua y oxígeno. Si se valora frente a un oxidante fuerte como es el permanganato actuará como reductor dando lugar a la siguiente reacción volumétrica:
+++− ++↔++ OHOMnOHOHMnO 322
3224 1452652
La valoración debe llevarse a cabo en medio de ácido sulfúrico y en frío ya que así no se favorece la reacción de dismutación.
Mónica García
- 30 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Con la reacción anterior, y como en todas las prácticas anteriores, se deduce la relación estequiométrica a partir de la cual podemos calcular, en este caso, la concentración de peróxido de hidrógeno.
Como ya explicamos en el fundamento anterior, las valoraciones con permanganato no necesitan indicador ya que la propia disolución de permanganato es autoindicadora. En el punto de equivalencia se observará la aparición de un color rosado.
Procedimiento experimental: Muestra desconocida preparada en al laboratorio: Pipeteamos 10 ml de la muestra problema y se diluyen en un matraz
hasta 100 ml con agua destilada. De este matraz cogemos 10 ml a los que debemos añadir 5 ml de
ácido sulfúrico 1:5, no debemos añadirle el ácido concentrado ya que se produciría un calentamiento indeseado en la disolución y favoreciendo así la reacción de dismutación del peróxido.
Una vez preparado todo en el erlenmeyer se procede a la valoración con permanganato añadiéndolo poco a poco desde la bureta, se toman tres medidas de volumen gastado y se halla un valor medio.
V1 12 ml
V2 12 ml
V3 12 ml
Vm = 12 ml KMnO4
Muestra de “Kalia” (peróxido diluido al 5%): Una vez aplicando la relación estequiométrica y conociendo la
concentración máxima de peróxido en una lejía comercial (5%) y suponiendo que la densidad es igual a 1 g/l; podemos deducir el volumen gastado de permanganato y observamos que es un volumen muy pequeño `por lo tanto hemos decidido diluir la muestra.
La dilución realizada será de 5/100. Una vez hecha la dilución, como en el caso anterior, añadimos los 5
ml de sulfúrico 1:5 a una alícuota de 10 ml y realizamos las tres medidas:
V1 18.1 ml
V2 18.2 ml
V3 18.2 ml
Vm = 18.167 ml KMnO4
Resultados:A partir de la relación estequiométrica obtenemos la concentración
molar del peróxido de hidrógeno. Estas concentraciones no suelen
Mónica García
- 31 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
expresarse en mol/l sino que se expresan en volúmenes (número de litros de oxígeno que es capaz de generar un litro de disolución), basándose en la reacción de dismutación del peróxido anteriormente descrita obtenemos que 1 mol de peróxido de hidrógeno origina ½ mol de oxígeno, que en condiciones normales ocupa 22,4/2 l = 11.2 l. Es decir que una vez conocida la concentración basta multiplicarla por 11.2 para obtener el número de volúmenes.
Muestra desconocida preparada en al laboratorio:
lmol
l
ll
mol
M
VMVM
OH
OHOHmKMnO
0615.010*102
10*120205.05
25
3
3
22
22224
=×
××=
××=××
−
−
MH2O2 = 0.0615 mol/l en 100ml (Muestra diluida, hay que multiplicarla por 10) MH2O2 = 0.615 mol/l en 100 ml (Muestra problema) Aplicando la explicación del número de volúmenes: MH2O2 = 0.615 mol/l*11.2 l = 6.888 mol = número de volúmenes
[H2O2]= 6.888 números de volúmenes Muestra de “Kalia” (peróxido diluido al 5%): Siguiendo los mismos pasos que para la muestra anterior llegamos
a:
lmol
l
ll
mol
M
VMVM
OH
OHOHmKMnO
0931.010*102
10*167.180205.05
25
3
3
22
22224
=×
××=
××=××
−
−
MH2O2 = 0.0931 mol/l en 100ml (Muestra diluida, hay que multiplicarla por 20) MH2O2 = 1.8621 mol/l en 100 ml (Muestra problema) Ofrecemos el resultado en gramos de peróxido que hay en cada 100
ml o lo que es lo mismo el porcentaje de peróxido de hidrógeno: [H2O2]= 1.8621mol/l * 34 g/mol =63.3119g/l en 1 l, para 100 ml:
% H2O2= 6.3311 %
Volumetrías Redox II: Métodos en los que interviene el yodo
Mónica García
- 32 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Normalización de una disolución de
tiosulfato Fundamento: Las valoraciones yodométricas se hace reaccionar un oxidante cuya
concentración deseamos conocer con un exceso de yoduro generándose una cantidad conocida de triyoduro. Este es posteriormente valorado con tiosulfato sódico de concentración exactamente conocida. A partir de las relaciones estequiométricas podemos conocer la concentración del compuesto oxidante inicial. El tiosulfato en disolución es muy inestable por lo que habrá que normalizarlo frente al yodo. En esta práctica generaremos una cantidad conocida de triyoduro por reacción de un patrón primario, el yodato potásico; con exceso de yoduro.
El triyoduro formado se valorará con tiosulfato (en la bureta) hasta decoloración (nos ayudaremos de almidón que es un indicador de presencia de yodo en disolución dando un color azul (si hay trazas de yodo o triyoduro)).
Procedimiento experimental: Preparación de una disolución 0.01 M de yodato potásico
y del almidón: NOTA: Estas disoluciones han sido preparadas por otro grupo para
toda la gente del laboratorio. Normalización de la disolución de tiosulfato sódico: Se pipetean a un erlenmeyer 10 ml de disolución de yodato (0.01 M)
y se le añaden unos ml de yoduro potásico y 3 ml de HCl concentrado, los ml de yoduro potásico los calculamos teóricamente para ver qué cantidad es necesaria para una alícuota de 10 ml y posteriormente, por relación estequiométrica, calculamos los ml gastados de de tiosulfato y así sabremos si las cantidades elegidas son representativas para determinar la concentración de tiosulfato que es nuestro objetivo:
Cálculo teórico de la cantidad de yoduro potásico
gmol
gmolm
molmolKIO
molKImolKIOmol
molll
molmol
OHKIOHKIKIO
KI
KI
KIO
1328.016610*8
10*81
810*1
10*110*1001.0
9368
4
4
33
4
43
2333
3
=×=
=×=
=×=
+↔++
−
−−
−−
+
Cantidad necesaria para 10 ml de alícuota.
Mónica García
- 33 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Cálculo teórico del volumen gastado de tiosulfato:
ml
lmol
ll
mol
V
VMVM
OSNa
OSNaOSNaKIOKIO
04.61.0
610*1001.0
63
322
322322
33
=××
=
×=×
−
Vemos que el volumen gastado es demasiado pequeño por lo que elegiremos otros volúmenes para la alícuota, el yoduro y el HCl concentrado.
La alícuota será de 20 ml a la que adicionaremos 20 ml de yoduro potásico y 3 ml de ácido clorhídrico concentrado. Procedemos a la valoración repitiendo las medidas tres veces como siempre, y así obtener un volumen medio gastado.
V1 11.9 ml
V2 11.8 ml
V3 11.9 ml
Vm = 11.867 ml Na2S2O3
Las alícuotas en la valoración, las llevamos a incoloras y
comprobamos el cambio con unas gotas de almidón. La disolución adquiriría un color azulado en caso de presencia de yodo o triyoduro pero en este caso la disolución permanece incolora por lo que la valoración ha llegado al punto final.
Resultados: Por la relación estequiométrica establecida en el apartado anterior
obtenemos:
Ml
ll
mol
VVM
Mm
KIOKIOOSNa 1017.0
10*867.11
10*2001.0663
3
33
322=
××=
××= −
−
[Na2S2O3]= 0.1017 M
Determinación yodométrica de cobre Fundamento: El cobre (II) reacciona en medio ligeramente ácido con los iones
yoduro, para dar triyoduro y yoduro de cobre (I) insoluble. Es importante que el pH de la disolución sea el adecuado, ya que si es demasiado ácido el
Mónica García
- 34 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
oxígeno del aire oxida al yoduro y si es demasiado alto, la reacción no transcurre de forma cuantitativa.
Las reacciones que se producen y que debemos tener en cuenta para realizar los cálculos de esta práctica son las siguientes:
−−+ +↓↔+ 3222 52 IICuICu
−−−− +↔+ 264323 32 OSIOSI
Procedimiento experimental: Con esta práctica tuvimos bastantes problemas en cuanto a las
diluciones que debíamos hacer, si llegaba o no el KI, etc. .- En primer lugar debemos diluir la muestra o de lo contrario no
nos llegará el KI. A partir de los datos teóricos aportados por el profesor hacemos la comprobación:
Ml
gmolg
lgenM
Ml
gmolg
lgenM
Cu
KI
1625.05.0
48.170186.13
)5.086.13(
042.0116617
)17(
2 =×
=
=×
=
+
La relación estequiométrica es la siguiente: 52
22 KIKICuCu VMVM ×=
× ++
Tomando una alícuota de 10 ml y sin diluir la muestra:
ml
lmol
ll
mol
VKI 96042.02
10*101625.05 3
=×
××=
−
es un volumen muy grande y
el del que partíamos no llega por lo que diluimos la muestra 10/100 y en entonces gastaría 9.6 ml. Pero al realizar la prueba cero vemos que apenas gasta 1 ml de tiosulfato por lo que decidimos diluir también el tiosulfato 10/100.
.- Ahora procedemos a la valoración con la muestra diluida 10/100 y el bisulfato diluido 10/100 también:
En la prueba cero nos da que gasta 11.6 ml de tiosulfato, ahora realizamos las tres medidas.
V1 11.2 ml
V2 11.4 ml
V3 11.2 ml
Vm = 11.267 ml Na2S2O3
Con este volumen medio calculamos la concentración de Cu2+ y no
es un resultado próximo al teórico.
Mónica García
- 35 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Ml
ll
mol
M
VMVM
Cu
CuCumtisulfato
01145.010*15
10*267.1101017.03
3
2
22
=×
=
×=×
−
−
+
++
MCu2+ sin diluir = 0.1145M [CuCl2*2H2O] = 19.45 g/l Este no es un valor cercano al teórico. .- Ahora vamos a comprobar el indicador cogiendo nosotros una
muestra conocida que haga gastar un volumen de tiosulfato aproximadamente igual que la alícuota:
ml
lmol
molV
molg
molgmol
gm
gmol
gmolm
molCull
mol
molVM
m
Cu
pesada
OHCuCl
Cumtisulfato
6.1001017.0
10*0617.1
10*0617.148.170
10184.0
0184.0
0173.01
48.1701017.0
1017.010*1001017.0
4
4
2*
23
2
22
2
==
=×=
=
=×=
=×
=×
−
−
+−
+
+
Nos debería gastar aproximadamente este volumen pero en la prueba realizada nos gasta mucho menos.
.- Finalmente realizamos la valoración cambiando la muestra por si
estaba estropeada y cambiamos también el almidón. Según datos teóricos hacemos una dilución de 30/100 y cogemos una alícuota de 20 ml a los que le añadimos 20 ml de KI y 3 ml de ácido acético para dar a la disolución un carácter débilmente ácido. Realizamos tres medidas para obtener el volumen medio gastado.
El color de la disolución justo antes de la valoración es marrón, una vez que empezamos a añadir tiosulfato va desapareciendo el color marrón, añadimos unas gotas de almidón y adquiere un color gris azulado por la presencia de triyoduro y finalmente, en el punto de equivalencia de la valoración adquiere un color blanco con una ligera tonalidad grisácea o rosada.
V1 12.9 ml
V2 13.1 ml
V3 13 ml
Vm = 13 ml Na2S2O3
Mónica García
- 36 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Resultados: Tal y como hemos adelantado anteriormente, siguiendo la relación
estequiométrica de la reacción presentaremos los resultados de la siguiente forma:
lgmol
OHgCuCll
moll
ll
mol
VVM
MCu
mOSNaCu /27.112*48.1700661.0
10*20
10*131017.022
3
3
322 =×=×
=×
= −
−
(Muestra diluida 30/100)
[CuCl2*2H2O] = 37.56 g/l [CuCl2*2H2O] = 0.2203mol/l
(Muestra problema multiplicada por el factor de dilución)
Determinación de la concentración de protones de una disolución
Fundamento: En esta práctica generaremos una cantidad conocida de triyoduro
por reacción yodato potásico con exceso de yoduro en medio ácido donde los iones H3O+ son el reactivo limitante. El triyoduro formado será valorado con tiosulfato hasta viraje del indicador almidón. Las reacciones que se producen son las siguientes:
OHIOHIIO 2333 9368 +↔++ −+−−
−−−− +↔+ 264323 32 OSIOSI
Procedimiento experimental: En este caso vamos a calcular los protones presentes en la
disolución derivados del ácido clorhídrico añadido. Se pipetean a un erlenmeyer 20 ml de una disolución 0.01 M de
yodato potásico, 20 ml de yoduro potásico y 20 ml (alícuota) de HCl. Siguiendo el mismo procedimiento que las valoraciones anteriores
con tiosulfato, se lleva la disolución a incolora y se comprueba que ya no quedan restos de triyoduro con el almidón (debe quedar incolora)
Tomamos las tres medidas y obtenemos lo siguiente:
V1 9.6 ml
V2 9.8 ml
V3 9.8 ml
Vm = 9.733 ml Na2S2O3
Resultados:
Mónica García
- 37 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Siguiendo la relación estequiométrica obtenemos:
lmoll
ll
mol
M
VMVM
OH
mOSNaOHOH
/0495.010*20
10*733.91017.03
3
3
32233
=×
=
×=×
−
−
+
++
[H3O+] = 0.0495 mol/l
Valoración de cloro activo en lejía
Fundamento: Las lejías empleadas en la limpieza de ropa están compuestas de
cloro o hipoclorito que deben su acción al poder oxidante del cloro. El hipoclorito desprende gas cloro, que debido a su elevado
potencial redox oxida el yoduro a yodo y este se valora con disolución patrón de tiosulfato de sodio. Las reacciones que tienen lugar son las siguientes:
NaIOSNaOSNaIIClICl
OHClHClO
2222
42
6423222
22
22
+→++→+
+→+−−
+−
Procedimiento experimental: Tenemos una lejía de uso doméstico cuya etiqueta dice que contiene
aproximadamente 40 g/l de cloro activo. En base a eso calculamos una concentración de cloro aproximada
(0.56 M) para ver qué volumen de tiosulfato nos va a gastar y según la reacción 1:2 y el volumen de alícuota que cogeremos (10 ml) nos da que gastará 110.9 ml por lo que vamos a hacer una dilución de 10/100.
Una vez hecha la dilución cogemos 10 ml de alícuota y le añadimos 1 g de fosfato disódico (para los aditivos que compongan la lejía), 5 ml de ácido acético y 20 ml de yoduro potásico al 10%. Agitamos bien hasta que se disuelva el KI.
Si tuviéramos que calcular el ácido necesario y el KI para la muestra diluida, lo calcularíamos de esta forma:
.- Ácido necesario:
⎪⎪⎩
⎪⎪⎨
⎧
=××=
×=×
−−+
++
33 10*24.2410*10056.0
4 22
ll
molmol
VMVM
H
ClClHH
Mónica García
- 38 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
.- KI necesario:
⎪⎪⎩
⎪⎪⎨
⎧
=×=
×=×
−−
−−
33 10*12.110*10056.0
2 22
ll
molmol
VMVM
KI
ClClII
Ahora procedemos a la valoración con tiosulfato y como siempre tomamos tres medidas para obtener el volumen medio gastado:
V1 16.3 ml
V2 16.1 ml
V3 16.2 ml
Vm = 16.2 ml Na2S2O3
Resultados: Igual que en prácticas anteriores, por relación estequiométrica
obtenemos el siguiente resultado:
lmoll
ll
mol
M
VMVM
Cl
mOSNaClCl
/0549.010*152
10*2.161017.0
2
3
3
2
322
22
=×
×=
×=×
−
−
[Cl2] = 0.0549 mol/l de la muestra diluida, multiplicando por 10 obtenemos la concentración de la muestra original:
[Cl2] = 0.549 mol/l * 70.9 g/mol = 38.94 g/l
[Cl2] = 38.94 g/l
Material utilizado en estas prácticas:
Mónica García
- 39 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
. Probeta
. Matraz aforado . Pipetas
. Vaso de precipitados . Vidrio de reloj
. Soporte . Aro
. Pinzas . Frasco lavador
. Espátula
Mónica García
- 40 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Gravimetrías
Fundamento teórico: Las gravimetrías se basan en provocar la separación de un
componente mediante una precipitación que requiere las siguientes condiciones:
.- la precipitación debe ser cuantitativa
.- sólo debe precipitar el componente deseado (selectividad)
.- el producto final debe tener una fórmula definida
Determinación gravimétrica de sulfatos como SO3
Fundamento: Se basa en la precipitación de sulfato en forma de sulfato de bario
que es un compuesto muy insoluble. La reacción de precipitación que tiene lugar es la siguiente:
422
4 BaSOBaSO →↓+ +− Este precipitado filtrado y lavado, se calcina y se pesa en forma de
sulfato de sodio. Procedimiento experimental: Cogemos 2 gramos de muestra y la disolvemos en agua caliente.
Suponemos que toda la muestra es sulfato para determinar la cantidad de cloruro de bario necesaria para que precipite.
Cantidad de sulfato:
molg
molgmolsulfato 0208.09612 =×=
422
4 BaSOBaSO →↓+ +− mol sulfato = mol bario = mol cloruro de bario dihidratado Cantidad de cloruro: Pm cloruro bario = 244.28 g/mol
gmol
gmolmcloruro 104.51
28.2440208.0 =×=
En la pesada obtenemos: m cloruro de bario = 5.13g m sulfato = 2g Disolvemos el cloruro en 50 ml de agua y pasamos la disolución a la
bureta. Vemos que el volumen gastado por el sulfato es toda la bureta (50 ml).
Mónica García
- 41 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
NOTA: al añadir desde la bureta se observa que se un precipitado blanco, pero es muy difícil ver si cada gota forma precipitado por eso es difícil detectar la gota final. Vamos a añadir gota a gota hasta el volumen total ya que es suficiente para que se forme todo el precipitado, si el cloruro va en exceso no importa porque se va a filtrar y se va a eliminar.
Una vez añadido todo el cloruro se deja reposar en el baño
termostático toda la noche. Al día siguiente filtramos los polvos formados y observamos que en
el agua que pasa a través del filtro, está turbia lo que quiere decir que nos pasó precipitado, por eso lavamos el precipitado retenido con esa agua otra vez. Ahora sale transparente y aparentemente no debería haber cloruros pero lo comprobamos añadiendo unas gotas de nitrato de plata (si hubiera cloruros aparecería un precipitado blanco que sería cloruro de plata).
Pesamos el crisol vacío y limpio: m crisol = 17.7580g El papel de filtro lo doblamos con cuidado de no perder nada de
precipitado y lo metemos en el crisol, este se calcina a 1100ºC durante 30 minutos. Una vez calcinado lo llevamos al desecador para que enfríe y lo volvemos a pesar para obtener la masa del precipitado formado: m crisol+precipitado = 19.4979 g
Resultados: Restando la masa del crisol+precipitado de la masa del crisol vacío
obtenemos la masa de precipitado formada: m = 1.7399 g Daremos los resultados expresados como % de sulfato sódico: Pm sulfato sódico = 142.04 g/mol Pm sulfato de bario = 233.4 g/mol
gmol
gmolmol
gmolgm
iosulfatosod
iosulfatosod
oprecipitad
iosulfatosod
oprecipitadoprecipitadsulfato 059.1
104.142
11
4.23317399.1 =×××=
% sulfato de sodio en la muestra = (1.059/2)*100 = 52.94% Na2SO4
Na2SO4= 52.94%
Determinación gravimétrica del CaCO3 de una caliza.
Mónica García
- 42 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Fundamento: El CaCO3 es atacado por el HCl según la siguiente reacción:
OHCOCaClHClCaCO 2223 +↑+→+
El Ca (II) se precipita como oxalato:
42442242 2)( OCaCClNHOCNHCaCl +→+ El oxalato puede calcinarse entre 450 y 525ºC transformándose en
CaCO3 que no es hidroscópico: ↑+→ COCaCOOCaC 342
O bien a 1100ºC transformándose en CaO que si es hidroscópico:
2242 422 COCaOOOCaC +→+ Procedimiento experimental: Tomamos 2.19 g de una muestra de piedra caliza. La disolvemos en
una disolución de 30 ml de HCl (1:1) en la campana extractora, tapando el vaso de precipitados con un vidrio de reloj para evitar salpicaduras, mientras calentamos durante 5 minutos.
Diluimos todo hasta 200 ml de agua y le añadimos unas gotas de rojo de metilo quedando una coloración rosada. Preparamos 40 ml de una disolución de hidróxido de amonio (1:1) y se lo añadimos hasta que quede una coloración amarilla (aproximadamente unos 15 ml).
Desde la bureta añadimos el oxalato de amonio al 4% gota a gota hasta precipitación total (aparece un precipitado de color blanco).
Dejamos reposar el precipitado en un baño hasta el día siguiente. Ahora debemos filtrar el precipitado lavándolo con oxalato de
amonio al 2%. Se recoge el precipitado en el papel de filtro y se introduce en el crisol previamente tarado. Metemos el crisol en el horno para calcinarlo a 500ºC y después de enfriado en el desecador se pesa para obtener la masa de precipitado formado.
Cálculo de la cantidad de oxalato de amonio 4%: Suponemos que la muestra contiene un 100% de CaCO3 y
realizamos los cálculos para saber cuanto oxalato necesitaría.
gmol
gmolmol
gmol
gmoxalato
oxalato
CaCO
oxalatoCaCOCaCOoxalato 1095.3
1119.142
11
088.1001
19.23
3
3=×××=
Vdisolución = 3.1095g * 100/4 = 77.74 ml Pesamos 3.1101 g de oxalato y lo disolvemos en 78 ml de agua por lo
que nuestra disolución no va a ser exactamente del 4% si no que será: Disolución oxalato = 3.1101 g/78 ml *100 = 3.98% Cálculo de la disolución de oxalato de amonio al 2%: Preparamos 200 ml al 2%: m oxalato = 200 ml * 2g/100 ml = 4 g de oxalato disueltos hasta 200
de agua. Antes de pasar el papel de filtro al crisol lo pesamos:
Mónica García
- 43 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
mcrisol = 17.8126 g Pesamos todo junto después de calcinar y obtenemos la masa de
precipitado: m precipitado = 2.1595 g NOTA: Observamos un color grisáceo en el precipitado que
corresponde a cenizas pero se puede despreciar ya que casi no va a influir en la pesada.
Resultados: Una vez obtenido el peso del precipitado debemos expresar el
resultado en porcentaje de CaCO3: % CaCO3 en la muestra = (2.1595g/2.19g)*100 = 98.61% CaCO3
CaCO3 = 98.61%
Determinación gravimétrica de hierro como óxido férrico
Fundamento: Esta práctica se basa en la precipitación del hierro en forma de
óxido hidratado. Como reactivo precipitante se utilizará amoniaco diluido 1:1. Como medio de filtración utilizamos, como en las prácticas anteriores, papel gravimétrico procurando separar el precipitado primero por decantación y luego por filtración. Como líquido de lavado utilizamos nitrato de amonio. Se calcina y se obtiene como producto final óxido férrico. Las reacciones de precipitación son:
OHOFeOHOHFe
NHOHOHFeNHOHFe
232332
43323362
9)()(2
3)()(3)(
+↓↓↔
+↓↔+ ++
Procedimiento experimental: Cogemos 25 ml de muestra que es FeCl3*6H2O cuya concentración
esta en el intervalo 0.1-0.2 M. La concentración de Fe (III) se obtiene a partir de la concentración
de óxido férrico según las reacciones antes descritas. Para calcular la cantidad de amoniaco que necesitará la muestra
suponemos que toda la muestra es Fe (III) con lo cual podemos establecer una relación estequiométrica:
mol muestra = 25 ml Fe (III) *0.1mol/1000 ml = 2.5*10-3 mol Como la relación de Fe (III) con el amoniaco es 1:3 necesitaremos
7.5*10-3 mol de amoniaco. El amoniaco tiene que ser diluido 1:1 por lo que calcularemos los ml
que necesitaremos: Pm NH3 = 35.05 g/ mol con una pureza del 20% por lo tanto:
Mónica García
- 44 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
mlg
mlgg
molgmolVNH 43.1
92.01
2010005.3510*5.7 3
3=×××= −
Tendríamos que coger 1.5 ml de amoniaco y añadirlos a 1.5 ml de agua, par la práctica prepararemos 15 ml por si nos hace falta más (7.5 ml amoniaco y 7.5 ml de agua)
Añadimos poco a poco desde la bureta el amoniaco y dejamos de añadir cuando pare de formarse precipitado. Lo dejamos reposar y procedemos a la filtración, primero decantando el sobrenadante y luego el sólido.
La disolución de hidróxido de amonio es una disolución común preparada para todo el laboratorio (10g en 500 ml) y la utilizamos para lavar el precipitado varias veces.
El precipitado en un principio, se formó en forma de coágulos, pero al dejar reposar y añadir más amoniaco a la vez que agitando, se depositó todo en el fondo y el sobrenadante quedó transparente.
Una vez filtrado, lo trasladamos a un crisol previamente tarado y lo calcinamos en el horno a 1000ºC.
Masa crisol vacío = 17.8102 g Masa de precipitado = 0.2826 g Resultados: mFe = 0.2826*2*55.84/159.68 = 0.1977 g de Fe [Fe] = 0.1977g/0.025l = 7.9088 g/l de Fe Como la muestra es FeCl3*6H2O expresaremos el resultado en g/l
del cloruro:
[ ] lgl
OHmolFeClg
molFeOHmolFeCl
gFemolFegFe
OHFeCl /29.38025.0
6*12.270
16*1
8.5511977.0
6* 23
23
23 =×××
=
[FeCl3*6H2O] = 38.29 g/l
Incertidumbres Abrir el hipervínculo para acceder a la hoja de cálculo que contiene las
incertidumbres. C:\Documents and
Settings\Propietario\Escritorio\INSTRUMENTAL\INCERTIDUMBRES.xls
Mónica García
- 45 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Material utilizado en estas prácticas:
. Pipetas .Matraz aforado . Vidrio de reloj
. Kitasato . Vaso de precipitados
. Crisol . Embudo Büchner
. Soporte, aro y pinzas . Espátula
. Bureta
Mónica García
- 46 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Química Orgánica
Análisis cualitativos: Identificación de grupos
funcionales.
ENSAYO DESCRIPCIÓN RESULTAD
O
Reconocimien
to de
hidrocarburos
saturados
En dos tubos de ensayo echamos en cada uno
8-10 gotas de ciclohexano y el triple de agua
de bromo al 3%. Uno de los tubos lo
guardamos en la oscuridad y el otro a la luz
del sol o en lámpara U.V.
+ Br
HBr
OH
HH2O
Antes de
guardarlos: En
ambos
observamos
dos fases, una
más densa que
la otra. La
menos densa
de color
naranja.
Al cabo de un
día: La fase
orgánica coge
un color más
intenso y la
fase acuosa
sigue naranja.
Mónica García
- 47 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
- 48 -
Reconocimien
to de
hidrocarburos
insaturados
Se añaden 8-10 gotas de ciclohexeno al tubo
de ensayo junto con el triple de agua de
bromo al 3%. Agitamos.
+ Br
HBr
OH
HH2O
Se observa un
color naranja
claro en las
dos fases. La
primera sufre
una
decoloración
total (fase
sobrenadante)
y a amarillo
claro la fase
acuosa. Al
seguir
agitando pasa
totalmente a
incoloro.
Reconocimien
to de
hidrocarburos
aromáticos
En el tubo de ensayo se introducen 30 ml de
sulfúrico concentrado con 20 gotas de ácido
nítrico concentrado (incoloro), se enfría en
baño de hielo y se le añade 1 ml de benceno
(sobrenadante de color amarillo y la otra fase
transparente), se calienta ligeramente.
+ HNO3
H2SO4N
O O-+
Observamos
todo el tubo de
color amarillo
y se produce
un fuerte olor
(almendras
amargas)
Mónica García
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
- 49 -
Reconocimien
to de
derivados
halogenados
En un tubo de ensayo introducimos 1 g de
NaI y 7 ml de acetona, agitamos y tomamos 1
ml de la disolución para cada uno de otros
tres tubos a los que añadimos tres
compuestos distintos de derivado halogenado
(cloropentano, bromuro de tercbutilo y 2-
bromopropano), dejamos reposar y si
precipita es un bromuro de alquilo. Si no
precipita lo llevamos a un baño a 50ºC y
observamos cuál precipita.
Después de los
3 minutos no
precipita
ninguno de los
tres. en
nuestro
ensayo solo
observamos
precipitado en
el bromuro de
tercbutilo
conque
corresponderí
a a un
bromuro de
alquilo
terciario
Reconocimien
to de
alcoholes
1. cloruro de
acetilo
En un tubo introducimos 1 ml de cloruro de
acetilo y 2 ml de etanol absoluto (realizarlo
en vitrina), lo vertemos en 50 ml de agua
destilada.
CH3 C
O
H
+ CH3 CH2OH CH3 C
O
CH2CH3
+ HCl
Es una
reacción muy
violenta con
proyecciones
(recurrir a un
baño de hielo).
Permanece
incoloro pero
con un muy
característico
a pegamento
Mónica García
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
- 50 -
2. reactivo de
Lucas
Este ensayo lo realizaremos con un alcohol
primario: etanol absoluto. En un tubo de
ensayo ponemos 1 ml de alcohol y añadimos
rápidamente 6 ml de Lucas, tapamos,
agitamos dejamos reposar.
La disolución
se enturbia,
dejamos
reposar
destapado y
vemos que el
alcohol se
disuelve.
Alcohol
primario.
3. reactivo de
Nessler
En un tubo ponemos 10 gotas de reactivo de
Nessler con 2 ml de isobutanol (realizarlo en
vitrina), hervimos.
CH3 CH2 OH +Cl CH3
O
CH3 CH2
O
CH3+ HCl
Da como
resultado una
disolución
incolora con
un precipitado
naranja con
cobertura gris.
Oxidación de
alcoholes
(reactivo de
Jones
Ponemos 10 ml de reactivo de Jones en tres
tubos de ensayo con tres tipos diferentes de
alcoholes (2 ml de butanol (1), 2 ml de
isobutanol (2) y 2 ml de tercbutanol (3)). Se
agitan y se observa la velocidad de reacción
según sea primario, secundario o terciario.
1.
O
OH 3. no reacciona
2.
O
CH3
El butanol da
un coagulo
negro de
forma
instantánea, el
isobutanol
también da el
coagulo negro
pero necesita
agitación y el
tercbutanol no
reacciona.
Mónica García
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
- 51 -
En un tubo de ensayo ponemos 1 ml de fenol
con 2 ml de agua destilada, calentamos
ligeramente, enfriamos y añadimos 5 gotas de
cloruro férrico al 5%.
Provoca una
coloración
azul violácea
muy intensa
Reconocimien
to de fenoles
1. con cloruro
férrico
2. con agua de
bromo
En el tubo de ensayo ponemos 2 gotas de
fenol con 5 ml de agua destilada, agitamos y
le añadimos agua de bromo hasta coloración
amarilla. Para eliminar el exceso de bromo
añadimos NaHSO3.
OH
+ Br2
OH
Br
+
OH
Br
Obtenemos
una coloración
verde, lo que
nos indica que
se trata del
orto-fenol.
Ponemos en un tubo de ensayo 10 ml de
aldehído o cetona con 3 ml de 2,4-
dinitrofenilhidracina.
Reacción
violenta (salta
mucho).
Da un
precipitado
naranja
chillón.
Reconocimien
to de
aldehídos y
cetonas
Ponemos 4 gotas de aldehído o cetona en un
tubo junto con 5 ml de agua, 12 gotas de sosa
al 10%, una disolución de I2-KI gota a gota
hasta coloración amarilla.
R C
H
ONaOH/ H2O
KIR CI
O
H
Observamos
cierta
coloración
amarilla en
suspensión.
Mónica García
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
- 52 -
Ponemos unas gotas de aldehído o cetona con
5 ml de reactivo de Tollens. Los aldehídos
precipitan y las cetonas no reaccionan.
R H
O+ 2 Ag(NH3)2
3OH -+ H2O
R
O
O-+ 2Ag + 4NH3 + H2O2
Observamos
una
suspensión
hasta
aparición de
un precipitado
gris metálico y
la fase acuosa
de color
marrón.
Diferenciación
entre
aldehídos y
cetonas
1. reactivo de
Tollens
2. reactivo de
Fehling
En un tubo de ensayo ponemos: 3 ml de
Fehling I, gota a gota Fehling II hasta
disolver el precipitado formado y 3 gotas de
aldehído o cetona. Hervimos 2 minutos. Los
aldehídos precipitan y las cetonas no
reaccionan.
Igual que Tollens pero con tartrato de cobre.
Aparición de
un precipitado
verde, se trata
de un
aldehído.
Reconocimien
to de ácidos
orgánicos
1. con sosa
Mezclamos 2 ml de ácido acético con 2 gotas
de fenolftaleína al 10% y sosa al 5%, gota a
gota hasta coloración roja.
ONaOH
fenolftaleínaNaAc + H2O
OH
Al principio no
se colorea
porque no lo
llegamos a
neutralizar,
luego va
adquiriendo la
coloración.
Mónica García
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
- 53 -
2. con
sulfúrico y
etanol
Mezclamos 2 ml de acético con 10 gotas de
ácido sulfúrico concentrado y 1 ml de etanol,
calentamos a ebullición y lo mezclamos con
10 ml de agua destilada y agitamos.
O
OH+ EtOH
H2SO4O
O+ H2O
Apreciamos
un olor muy
característico
del éster (olor
parecido al
pegamento)
Reconocimien
to de ésteres
Se coloca 0.5 ml de solución de hidroxilamina
1M en alcohol, se añaden 2-3 gotas del
compuesto a ensayar, se la adiciona gota a
gota KOH 2M hasta que aparezca precipitado
blanco, calentamos a ebullición, enfriamos y
añadimos gota a gota y con agitación HCl 2M
hasta pH 3 aproximadamente y añadimos
una gota de cloruro férrico al 10%.
R1
R2
ONH2OH
HON
R1O
Fe(III) Fe
O O
O
OO
O
NHR1NH
R1
NH
R1
Observamos
una coloración
lila intensa, la
teoría dice que
debe ser roja o
púrpura por lo
que
consideramos
el test
positivo.
Diferenciación
de aminas
Mezclamos en un tubo de ensayo 5 gotas de
anilina con 5 ml de agua y 5 gotas de cloruro
debencenosulfonilo (se forma un precipitado
blanco con forma de burbuja con estos dos
últimos)
Se forma con
la anilina un
precipitado
gris soluble, se
trata de una
amina
primaria.
Mónica García
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
- 54 -
En lugar de la anilina echamos metilanilina. Esta vez el
precipitado
formado es
insoluble.
Amina
secundaria.
Ahora echamos dimetilanilina. No se produce
ningún
precipitado.
Amina
terciaria.
Reconocimien
to de amidas
Mezclamos 0.2 g de acetamida con 5 ml de
sosa al 10%, calentamos en un baño
(Desprende vapores de amoniaco).
Además de los
vapores que
desprende de
amoniaco la
disolución vira
de
transparente a
amarillo claro.
O
NH2
NaOH
H2O
O
ONa+ NH3
Mónica García
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Análisis cualitativos Separación de ácido salicílico y naftaleno
Fundamento: Consiste en aislar el salicílico y el naftaleno de una mezcla al 50%.
El procedimiento consiste en una extracción en medio básico de una disolución que contiene la mezcla, seguida del aislamiento y purificación de cada compuesto a partir de las disoluciones obtenidas.
OH
CO2H
Acido Salicílico Naftaleno Procedimiento experimental: En un vaso de precipitados se coloca una mezcla de ácido salicílico y
naftaleno con 50 ml de diclorometano. Agitamos hasta obtener una disolución transparente y lo llevamos al embudo de decantación.
Lavamos con 25 ml de sosa 2N (preparamos 4 g en 50 ml). Separamos las dos fases inmiscibles por decantación. La fase acuosa se separa y la fase orgánica la lavamos otra vez con otros 25 ml de sosa 2N.
Las dos fases acuosas se reúnen en un erlenmeyer previamente tarado y le añadimos ácido clorhídrico 12M hasta pH neutro (o ligeramente ácido), el ácido salicílico precipita en forma de sólido blanco el cual filtramos y dejamos secar hasta el día siguiente para poder obtener la masa de precipitado.
Mónica García
- 55 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Las fases orgánicas extraídas contienen el naftaleno, tenemos que evaporar el disolvente en un baño. Una vez evaporado observamos un residuo blanco en las paredes del vaso (que previamente hemos tarado para obtener la masa de naftaleno en la muestra).
Una vez obtenidos los dos productos realizaremos la obtención de sus puntos de fusión y los compararemos con los teóricos para ver si lo que obtuvimos tiene o no impurezas (ya que estas afectan a los puntos de fusión de las sustancias).
Pfnaftaleno = 79-81ºC Pfsalicílico = 159-161ºC Resultados: Naftaleno El naftaleno no pudimos pesarlo ya que la masa era muy pequeña
para la balanza normal y en la balanza analítica no cogió el peso del recipiente utilizado. Pero si podemos recoger el suficiente para obtener su punto de fusión.
Pf experimental del naftaleno = 79ºC Ácido salicílico msalicílico = 0.8780 g
Rto = (0.8780/1)*100 = 87.80%
Pf experimental del salicílico = 162ºC
Extracción de la cafeína del café
Fundamento: La separación de la cafeína del café de sus muchos componentes se
basa en la distinta solubilidad de esta respecto a los otros componentes. Los polímeros (proteínas y celulosa) son insolubles en agua al igual
que los triglicéridos, sin embargo la glucosa, los taninos y la cafeína son muy solubles en agua. El primer paso será la filtración del café caliente. Los taninos y el ácido clorogénico se eliminan formando sus sales de plomo (insolubles en agua), se filtran. Por otra parte la glucosa se separa de la cafeína extrayéndola con cloroformo (disolvente en el que la glucosa no es soluble).
Mónica García
- 56 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
N
NN
NO
OMe
Me
Me
Cafeína Procedimiento experimental: Colocamos 35 g de café molido y 125 ml de agua en un matraz
esférico de 500 ml equipado con agitador magnético y un refrigerante para reflujo(como se muestra a continuación), calentamos durante 20 minutos.
Retiramos el balón y procedemos a filtrarlo a gravedad para retirar
la mayor cantidad de posos posible, el balón lo lavamos varias veces con agua caliente y vamos cambiando el papel de filtro y retirando los posos (queda filtrando 1 día a gravedad).
El café ya sin posos lo filtramos ahora a vacío con capa de celite en la placa filtrante.
El filtrado lo pasamos a un vaso y le añadimos 25 ml de acetato de plomo al 10% (2.5 g en 25 ml de agua). Introducimos el vaso en un baño de agua hasta casi llegar a ebullición y luego agitamos durante 10 minutos para coagular el precipitado.
Volvemos a filtrar a vacío con capa de celite (en este paso nos entra agua en el Kitasato y tenemos que evaporar en un hornillo para reducir el volumen). El filtrado lo dejamos enfriar y lo pasamos a un embudo de decantación donde extraeremos tres veces con porciones de 25 ml de cloroformo.
La fase orgánica (la de la parte de arriba del embudo) la separamos para otro embudo de decantación y la lavamos con sosa al 7.5%, en donde se vuelven a separar dos fases, separamos la orgánica (que es la que contiene la cafeína) para un vaso previamente tarado y procedemos a su evaporación en un baño de agua.
Mónica García
- 57 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Obtenemos la cafeína pero con gran cantidad de impurezas (restos amarillos que deben proceder de la emulsión formada en el embudo de decantación). Para purificarla debemos recristalizarla con una mezcla de tolueno y hexano (1:1) caliente. Ya no tenemos impurezas después de esto por lo que no necesitamos realizar una sublimación.
Para comprobar que la cafeína obtenida no contiene impurezas realizamos una cromatografía en capa fina (CCF) con etanol y la observamos en la lámpara de ultravioleta.
Resultados: La masa de cafeína obtenida es:
m cafeína = 0.1844 g En cuanto al rendimiento va a ser más pequeño que e teórico ya que
el procedimiento de extracción es bastante complicado. Rto = (0.1844 g cafeína/35 g de café)*100 = 0.5268%
La cromatografía dio un resultado satisfactorio ya que se observó el
avance de los dos puntos hasta la misma altura y sin otras manchas que significarían impurezas por lo que pudimos asegurar que la cafeína obtenida no estaba contaminada.
Extracción de la cafeína de la Coca-Cola
Fundamento: La cafeína se encuentra en bebidas refrescantes como la Coca-Cola
de la que también se puede extraer puesto que el resto de los componentes son solubles en agua. En estos refrescos tenemos una proporción de cafeína en torno a 0.1 mg/ml.
N
NN
NO
OMe
Me
Me
Cafeína
Procedimiento experimental: Vertimos 180 ml de Coca-Cola en un vaso de precipitados y la
agitamos para eliminar todo el gas posible (CO2). Pasamos esto al embudo de decantación y se le añaden 15 ml de diclorometano. Agitamos vigorosamente para liberar gases teniendo cuidado de evitar que no salte el tapón del embudo por efecto de la presión.
- 58 -
Se observa la separación en dos fases, una la orgánica que es la que está en la parte superior del embudo de color marrón, y otra la acuosa que es incolora y que permanece en la parte inferior.
Mónica García
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
La fase orgánica la separamos para un recipiente previamente tarado (erlenmeyer) y la fase acuosa se vuelve a extraer dos veces más con porciones de 15 ml de diclorometano.
Se juntan las fases orgánicas (que contienen la cafeína) y se llevan a un baño para evaporar el disolvente.
Después de la evaporación (que debiera realizarse en rotavapor) se observa un residuo adherido a las paredes del erlenmeyer que no seremos capaces de pesar, por lo que no podemos calcular la masa de cafeína obtenida pero si podemos obtener una cierta cantidad para realizar una cromatografía en capa fina para ver si el producto está puro.
Resultados: No pudimos obtener masa de la cafeína obtenida ya que la cantidad
era tan pequeña que no la cogía la balanza analítica. Después de realizar la CCF vemos que en el producto obtenido no
había otra cosa que no fuera cafeína ya que en la placa solo se observaron dos manchas (una la de nuestro producto y otra la de cafeína pura) a la misma altura.
Aislamiento del aceite de canela
Fundamento: El componente principal del aceite de canela es el cinamaldehído el
cual tiene un punto de ebullición de 252ºC.
H
O
Cinamaldehído Procedimiento experimental: Preparamos un equipo de destilación por arrastre de vapor que es el
que se muestra a continuación:
Mónica García
- 59 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Introducimos en el matraz redondo 15 g de canela molida junto con 100 ml de agua caliente, hacemos pasar el vapor a través del matraz hasta que se recojan unos 100 ml; nosotros en toda una mañana conseguimos unos 30 así que lo dejamos para el día siguiente para extraer un poco más.
El destilado obtenido tiene un volumen de aproximadamente 75 ml donde se observan unas gotas que corresponden al aceite de canela y que debemos extraer.
El destilado lo pasamos a un embudo de decantación y lo lavamos con cloroformo (dos porciones de 10 ml) vemos la fase orgánica (transparente) en la parte de abajo del embudo y la fase acuosa (turbia) en la parte superior del embudo.
Juntamos las fases orgánicas en un erlenmeyer tarado y le añadimos sulfato sódico anhidro para secar la fase orgánica de los posibles restos de la acuosa (este compuesto no afecta al producto y se elimina por filtración). Una vez seca la fase orgánica, la llevamos a un baño donde debemos evaporar el disolvente.
Después de la evaporación solo vemos una “gotita” en el fondo del erlenmeyer que supuestamente es aceite de canela (no es suficiente cantidad para obtener una pesada). Para poder asegurar que es aceite de canela le realizamos a esa pequeña gota el ensayo de Tollens (para aldehídos) que debería dar positivo ya que el extracto de aceite de canela es un aldehído.
NOTA: Nuestro balón es de 250 ml que es muy pequeño y es donde
tenemos que introducir la canela en polvo, por lo tanto tenemos que vigilar el montaje para que no pase sólido para el destilado.
Resultados: Como ya hemos explicado en el apartado anterior la masa del aceite
es inapreciable por lo que para dar una prueba de que en realidad es aceite de canela realizaremos el ensayo de Tollens: disolvemos la gota en una gota de diclorometano y le añadimos reactivo de Tollens, debería aparecer un
Mónica García
- 60 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
precipitado metálico en señal de que se trata de un aldehído pero en nuestro caso, ya sea por escasa cantidad de producto o por un mal procedimiento experimental, no se da ese precipitado característico por lo que no podemos afirmar que el producto obtenido sea extracto de aceite de canela.
Obtención de ácido benzoico
Fundamento: El fundamento de esta práctica es la ilustración de un método de
obtención de ácidos carboxílicos a partir de una cetona y un oxidante de bajo costo como es el hipoclorito sódico (en nuestro caso vamos a usar lejía). Y el método de obtención del ácido benzoico es el seguido mediante la reacción del haloformo.
La reacción es la siguiente:
CH3
O
1) NaOCl
2) HCl
O
OH
AcetofenonaPf=20.5ºC
Ácido benzoicoPf=122-123ºC
Procedimiento experimental: Usamos lejía en vez de hipoclorito sódico y tomamos de esta 20 ml a
la que añadimos 1 ml de acetofenona (aspecto lechoso) y todo lo agitamos durante 10 minutos. Pasado este tiempo añadimos 1 ml de acetona para eliminar todo el hipoclorito que no haya reaccionado y calentamos la mezcla a baño maría durante 10 minutos, añadimos carbón activo para decolorar la disolución pero no se decolora del todo, volvemos a calentar y aparece un sólido (poco) en suspensión, enfriamos en baño de hielo y aún aparece más sólido por lo que debemos filtrar a gravedad para eliminarlo.
Después de filtrar, en el filtrado, sigue apareciendo una suspensión sólida, lavamos el vaso para arrastrar con acetona y vemos que el sólido desaparece lo que quiere decir que la acetona lo disuelve.
Decidimos repetir todo el procedimiento hasta ahora duplicando las cantidades (40ml de lejía, 1 ml de acetofenona, 2 ml de acetona), esta vez agitamos con un agitador magnético durante 20 minutos para que la agitación sea constante.
Mónica García
- 61 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Supongo que la reacción que tiene lugar es mol a mol para tener una idea aproximada de la cantidad de benzoico que deberíamos obtener. Los cálculos son los siguientes:
Partimos de 1 ml de acetofenona:
aacetofenondisolución
aacetofenonaacetofenon molg
molgg
Kgg
lKg
mllmln 0084.0
15.1201
10098
110
103.1
1101
33
=×××××=−
benzoicoaacetofenon
benzicoaacetofenonbenzoico g
molg
molmol
molm 033.11123
11
0084.0 =××=
Por lo que vemos teóricamente, deberían llegar las cantidades. Una forma de comprobarlo sería la cromatografía de capa fina pero en ese momento no había tiempo.
Después de agitar 20 minutos añadimos 2 ml de acetona, calentamos en el baño y volvemos a añadirle carbón activo para la decoloración. Filtramos a gravedad para eliminar el carbón y acidulamos con HCl hasta pH próximo a 1. La mezcla adquiere un aspecto lechoso.
Al filtrar vemos otra vez que aparece un sólido en suspensión en el filtrado y en ese nos planteamos si la lejía es la adecuada y por supuesto que no, ya que estuvimos utilizando lejía con detergente (contiene compuestos que reaccionan y probablemente sean los causantes de la aparición del sólido).
Después de todo esto, cambiamos la lejía por una común pero sin detergente y repetimos todo el proceso pero con otras cantidades.
Cogemos 60 ml de lejía y le añadimos 2 ml de acetofenona, agitamos durante 30 minutos con agitador magnético para agitación constante y le añadimos 2 ml de acetona. Calentamos en el baño durante 15 minutos y decidimos no añadir el carbón activo por si fuera este la causa de los problemas anteriores.
Enfriamos la disolución y se forma un sólido que separamos por filtración a vacío, dejamos secar hasta el día siguiente donde lo pesamos, le realizamos una CCF, y determinamos su punto de fusión.
Resultados: Una vez pesado el producto cuya masa es 0.5577 g por lo que
podemos calcular su rendimiento: En el apartado anterior está calculada la masa teórica que
deberíamos obtener de ácido benzoico y en base a eso podemos calcular el rendimiento:
Rto = (0.5577g experimentales/1.033g teóricos)*100
Rto = 53.97%
En cuanto a la CCF la realizamos en etanol absoluto y por supuesto comparando nuestro producto con el compuesto puro. Obtenemos dos machas únicas situadas a la misma altura de la placa que nos indica que el producto obtenido es ácido benzoico puro.
- 62 -
En el fusiómetro hacemos la determinación del punto de fusión de nuestro producto y el resultado lo debemos comparar con el punto de
Mónica García
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
fusión teórico y como era de esperar, después de realizar la CCF, el punto de fusión experimental es muy aproximado al teórico (hay que tener en cuente los errores en el procedimiento)
Pfexperimental = 124ºC
Extracción de la cafeína del té Procedimiento experimental: Llenamos el cartucho del Soxhtlet (esquema mostrado a
continuación) con té y el balón de este con etanol suficiente para 4 horas de extracción.
Transferimos el extracto a un balón de 500 ml donde le añadimos
26 g de MgO y lo llevamos al equipo de destilación simple que se muestra a continuación.
Tratamos el destilado (unos 200ml) con 100 ml de agua hirviendo, filtramos todo a vacío y lavamos con tres porciones de 100 ml de agua caliente. Añadimos al filtrado 25 ml de ácido sulfúrico al 10% y reducimos el volumen hasta 1/3 evaporando en una placa calefactora.
Una vez evaporado, filtramos la disolución en caliente y dejamos enfriar el filtrado. Este lo llevamos a un embudo de decantación donde extraemos la fase orgánica con cuatro porciones de cloroformo.
Mónica García
- 63 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Juntamos las cuatro partes de la fase orgánica y las pasamos a otro embudo de decantación donde lavamos con sosa 0.25 N (10 ml) y 10 ml de agua.
La fase orgánica ya lavada debemos secarla con sulfato magnésico anhidro, filtramos para eliminar el sulfato y llevamos esta porción que contiene la cafeína extraída al baño para evaporar el disolvente.
El residuo obtenido no se puede pesar debido a su pequeña cantidad y debido también a que tuvimos que volver a evaporar ya que en el baño nos entró agua en el recipiente lo que probablemente contaminara el producto.
Instrumental Nota importante: En este apartado de instrumental omitiré muchos cálculos referidos a disoluciones ya que en la parte de inorgánica queda suficientemente detallado el procedimiento a seguir en la preparación de disoluciones básicas así como la normalización de las que procedan.
Preparación de disoluciones
En el primer día de prácticas realizaremos y prepararemos las disoluciones necesarias para la realización de las mismas.
Preparación de 1 l de HCl 0.1 M: Para la preparación de ácido clorhídrico es necesario normalizarlo
con un patrón primario que es el carbonato de sodio. Prepararemos 100 ml de carbonato 0.05 M (para volúmenes iguales, relación estequiométrica 1:2). Debemos pesar 0.5299 g de carbonato y meterlo en la estufa 1 hora. La pesada exacta es 0.5298 g por lo que la concentración de carbonato será de 0.0499 M. Preparamos una disolución de HCl aproximadamente 0.1 M (tenemos que coger 8.28 ml) y la valoramos frente al carbonato para conocer su concentración exacta. Obtenemos una disolución de HCl 0.1005 M.
Mónica García
- 64 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Preparación de 1 l de NaOH 0.1 M: El patrón primario de la sosa es el ftalato potásico (KHA).
Preparamos 100 ml de disolución de KHA 0.1 M (relación estequiométrica 1:1) y para ello tenemos que pesar 2.0423 g y secarlo en la estufa 1 hora.
La masa exacta pesada de KHA es 2.0417 g por lo que su concentración será 0.1 M. Valoramos la sosa y obtenemos que la concentración exacta de NaOH es 0.1056 M.
Preparación de1 l de AcH 0.1 M: Para conocer la concentración exacta del acético debemos
normalizarlo frente a sosa. En primer lugar preparamos una disolución de acético aproximadamente 0.1 M y para ello debemos coger 5.70 ml.
Esta disolución la valoramos frente a la sosa preparada anteriormente de concentración exactamente conocida y por la relación estequiométrica de la reacción (1:1) obtenemos la concentración exacta de AcH que es de 0.1003 M
Valoraciones Conductimétricas
En primer lugar y ante de nada, cuando vayamos a utilizar un conductivímetro debemos comprobar que el aparato está estabilizado con una disolución tampón (KCl 0.0010 M 147µs/cm a 25ºC). Introducimos las células en el vaso con esa disolución y observamos cuánto marca y trasladamos el dato a una tabla para ver si corresponde el valor con la temperatura (16ºC 122µs/cm).
Con el conductivímetro debemos realizar diferentes ensayos como son:
1. Valoración de NaOH con KHA 2. Valoración de AcH con NaOH 3. Valoración de una mezcla de HCl-AcH con NaOH
Procedimiento experimental: Para las tres prácticas seguiremos un procedimiento similar.
Llenamos la bureta con NaOH 0.1 M y en un vaso de precipitados de 100 ml echamos el compuesto a valorar (ya sea el patrón primario o una muestra) con los reactivos en caso de ser necesario y una barrita agitadora. Introducimos las células en el vaso con cuidado de que no toquen con el imán y si es necesario subimos el nivel con agua destilada hasta cubrir la
Mónica García
- 65 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
célula. Desde la bureta vamos añadiendo la sosa de 0.5 en 0.5 ml. Las medidas obtenidas de conductividad se presentan en una tabla (volumen añadido de NaOH-conductividad) y estos se representan gráficamente para obtener una curva de valoración de donde sacaremos el punto de equivalencia.
Para valoraciones conductimétricas no se precisa indicador ya que el cambio nos lo da un salto en la secuencia de datos de la conductividad.
1.- Valoración de NaOH con KHA
En el vaso de precipitados echamos 15 ml de KHA y subimos el nivel con agua destilada, realizamos dos medidas para la obtención de un volumen medio de NaOH. A continuación se muestra un hipervínculo que nos llevará a una hoja de cálculo donde están representadas las dos medidas realizadas.
C:\Documents and Settings\Propietario\Escritorio\INSTRUMENTAL\Conductivímetro\NaOH con KHA.xls
Resultados: De las representaciones, tenemos que hallar el punto de corte de las
dos líneas de tendencia igualando sus ecuaciones y así obtenemos el punto de equivalencia de esa valoración, siendo “y” la conductividad y “x” el volumen de sosa añadido.
Primera medida:
mlx
xxxyxy
5385.14
4509.02607.08701.20943.04509.02607.08701.20943.0
1
112
1
=
+=+⎭⎬⎫
+=+=
Mónica García
- 66 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Segunda medida:
mlx
xxxy
xy
3331.14
3577.02547.06897.2092.03577.02547.0
6897.2092.0
2
222
1
=
+=+⎭⎬⎫
+=+=
Volumen medio = (x1+ x2)/2 Vm = 14.4358 ml Resultado:
lmol
l
ll
mol
M
VMVM
NaOH
KHAKHAmNaOH
1039.010*4358.14
10*151.03
3
=×
=
×=×
−
−
MNaOH = 0.1039 mol/l
2.- Valoración de AcH con NaOH
En el vaso de precipitados ponemos 15 ml de alícuota que en este caso es ácido acético e igual que antes, subimos el volumen con agua destilada y añadimos sosa con incrementos de 0.5 ml. A continuación pinchar en el hipervínculo para ir a la hoja de cálculo que contiene estas dos medidas:
C:\Documents and Settings\Propietario\Escritorio\INSTRUMENTAL\Conductivímetro\HAc con NaOH.xls
Resultados: Igual que antes debemos hallar el punto de corte de las dos líneas de
tendencia para obtener el volumen de sosa añadido: Primera medida:
mlx
xxxyxy
4088.14
237881.29156.17838.114237881.291
56.17838.114
1
112
1
=
−=+⎭⎬⎫
−=+=
Segunda medida:
Mónica García
- 67 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
mlx
xxxyxy
4353.14
8.25225.30647.19147.1188.25225.30647.19147.118
2
222
1
=
−=+⎭⎬⎫
−=+=
Volumen medio = (x1+ x2)/2 Vm = 14.4205 ml Resultado:
lmol
l
ll
mol
M
VMVM
AcH
AcHAcHmNaOH
0989.010*15
10*4205.141039.03
3
=×
=
×=×
−
−
MAcH = 0.0989 mol/l
3.- Valoración de una mezcla de HCl-AcH con NaOH
Ponemos 15 ml de la muestra en el vaso de precipitados y subimos el
nivel con agua destilada. En este caso vamos a tener dos puntos de equivalencia, uno correspondiente al HCl y otro correspondiente al AcH, con lo que tendremos tres líneas de tendencia en las que tendremos que calcular dos puntos de corte con el eje x para obtener los volúmenes correspondientes a cada uno de ellos.
Pinchar en el vínculo para visualizar las tablas y gráficas correspondientes a estas dos medidas:
C:\Documents and Settings\Propietario\Escritorio\INSTRUMENTAL\Conductivímetro\HCl+HAc con NaOH.xls
Resultados: Primera medida:
mlxmlx
xxxyxy
xxxyxy
0698.149178.7
167387.2486.749622.769.167387.248
6.749622.76
6.749622.766.495784.4546.749622.76
6.495784.454
2
1
223
2
112
1
==
−=+⎭⎬⎫
−=+=
+=+−⎭⎬⎫
+=+−=
Mónica García
- 68 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Segunda medida:
mlxmlx
xxxyxy
xxxyxy
7629.149734.7
7.186476.27705.938909.877.186476.277
05.938909.87
05.938909.873.631191.58505.938909.87
3.631191.585
2
1
223
2
112
1
==
−=+⎭⎬⎫
−=+=
+=+−⎭⎬⎫
+=+−=
Volumen medio:
mlVVVmlV
VmlV
AcHNaOHmm
m
HClNaOHm
4703.64164.14
9461.7
)(12
2
)(1
==−=
==
Resultado:
OHNaClNaOHHCl 2+→+
lmol
l
ll
mol
M
VMVM
HCl
alícuotaHClHClNaOHNaOH
055.010*15
10*9461.71039.03
3
)(
=×
=
×=×
−
−
MHCl = 0.055 mol/l
OHNaAcNaOHAcH 2+→+
lmol
l
ll
mol
M
VMVM
AcH
alícuotaAcHAcHNaOHNaOH
0448.010*15
10*4703.61039.03
3
)(
=×
=
×=×
−
−
MAcH = 0.0448 mol/l
Mónica García
- 69 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Fotometría de llama
Esta práctica consiste en la determinación de la concentración de Na+ en una muestra de NaCl y la concentración de K+ en una muestra de KCl.
Para ello el aparato consta de dos filtros, uno para la determinación de sodio y otro para la determinación de potasio. Para determinar la concentración de nuestras muestras debemos realizar una curva de calibrado para cada uno de los filtros con unas disoluciones de NaCl y KCl de concentraciones conocidas.
Una vez hechas las curvas de calibrado, tomamos nuestras muestras y averiguamos las diluciones adecuadas para que la medida coincida con nuestra escala de calibrado, y como siempre en la representación gráfica sacamos la línea de tendencia con su ecuación y sustituyendo nos da un valor de x (en nuestro caso serán ppm) al que le tenemos que aplicar el factor de dilución y obtendremos las ppm de lo deseado en la muestra.
1. NaCl 2. KCl
1.- NaCl
Recta de Calibrado: Preparamos 500 ml de una disolución de NaCl de 100 ppm. De esta
disolución preparamos 4 diluciones con valores de 10 ppm, 25 ppm, 35 ppm y 50 ppm.
De cada una de ellas tomamos la medida dada por el fotómetro y nos da como resultado la tabla que se puede ver en el siguiente vínculo:
Mónica García
- 70 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
C:\Documents and Settings\Propietario\Escritorio\INSTRUMENTAL\Fotómetro de llama\calibrado NaCl.xls
Resultados: Una vez realizada la recta de calibrado medimos la muestra
problema y nos da una medida de 9.47 por lo que no nos vale ya que se sale de nuestra escala, pero si nos da una idea aproximada de la dilución que debemos realizar a la muestra.
Hacemos una dilución de ¼ y nos da una medida de 3.5 por que ya nos vale, así que utilizaremos esta medida para el cálculo de la concentración de sodio.
Sustituimos en la recta de calibrado y nos da una x (ppm) 29.2583 ppm de sodio en la muestra diluida por lo que la concentración de sodio en la muestra original será 4 veces el valor anterior (aplicando el factor de dilución).
[Na+] = 117.0331 ppm en la muestra
1.- KCl Recta de Calibrado: Es un caso similar al anterior, se prepara una disolución de KCl de
100 ppm y se hacen 4 diluciones con los mismos valores que en la anterior (NaCl). Se muestra la tabla y la gráfica en el siguiente vínculo:
C:\Documents and Settings\Propietario\Escritorio\INSTRUMENTAL\Fotómetro de llama\calibrado KCl.xls
Resultados: Igual que en el caso del NaCl, tomamos la muestra y determinamos
la medida en el aparato. Nos da una medida muy alta (6.80) que sale de nuestra escala por lo que nos da la idea de hacer una dilución de la muestra de 10/100 con la que obtenemos una medida de 1.42 que sí encaja en nuestra escala de calibrado. Como antes, sustituimos en la recta y obtenemos un valor de las ppm de K+ de 26.7391 de la muestra diluida por lo que aplicando el factor de dilución 10/100 tenemos una concentración de K+ en la muestra original de 267.3913 ppm.
[K+] = 267.3913 ppm en la muestra
Mónica García
- 71 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Espectrofotometría UV-visible Con el espectrofotómetro realizaremos varias prácticas que
consisten en determinar concentraciones de muestras según la absorbancia que tengan a una determinada longitud de onda.
Las prácticas que realizaremos son las siguientes: 1. Determinación de la concentración de MnO4- en una
muestra 2. Determinación espectrofotométrica de fósforo 3. Determinación de Mn y Cr en una muestra
1. Determinación de la concentración de MnO4- en
una muestra
Barrido: En primer lugar debemos realizar lo que se llama un barrido del
aparato para saber la máxima longitud de onda a la que absorbe el permanganato (530 nm) y eso se realiza con una disolución de permanganato potásico 10-4 M. Esta disolución hay que prepararla y valorarla para tener su concentración exacta, en nuestro caso la disolución ya fue preparada por otro grupo y tiene una concentración de 0.0099M con lo que debemos coger 1.01 ml de esta para obtener 100 ml de permanganato 0.0001 M. Tomamos la medida de absorbancia a las diferentes longitudes de onda hasta encontrar el máximo. A continuación se muestra el vínculo donde se encuentran los datos y la representación del barrido.
C:\Documents and Settings\Propietario\Escritorio\INSTRUMENTAL\UV-visible\Barrido permanganato.xls
Recta de Calibrado: Preparamos 4 diluciones a partir de la disolución de permanganato
0.0001 M que ya teníamos de las siguientes concentraciones: 10-5 M, 2*10-5 M, 6*10-5 M y 10-4 M (que es la que tenemos). Una vez preparadas tomamos la medida de la absorbancia a la longitud de onda calculada antes en el barrido que es 530 nm y representamos la concentración frente a la absorbancia, de aquí obtenemos una recta de calibrado que nos dará la concentración de la muestra problema. Vamos a despreciar el valor de 10-5 ya que da una absorbancia muy pequeña (por debajo de 0.045) y nos llevaría a errores. A continuación pinchar en el vínculo para ver la recta de calibrado.
C:\Documents and Settings\Propietario\Escritorio\INSTRUMENTAL\UV-visible\calibrado permanganato.xls
Mónica García
- 72 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Muestra de KMnO4: Cogemos la muestra problema y tal y como está medimos su
absorbancia para ver si es necesario diluir y si lo es que nos de una idea de qué dilución hay que hacer. La medida de la absorbancia es 1.42 nm y este valor no entra en nuestra escala por lo que decidimos hacer una dilución de 10/100 y volvemos a medir, esta vez ya se ajusta y la medida es 0.138 nm.
Este valor lo sustituimos en la recta de calibrado (ecuación) y nos da la concentración de permanganato en la muestra diluida que es 6.78*10-5 M, aplicando el factor de dilución 10/100 nos da una concentración de 6.78*10-4 M.
El resultado lo expresamos en g/l y es el siguiente:
[KMnO4] = 0.107 g/l en la muestra
2. Determinación espectrofotométrica de fósforo En primer lugar debemos preparar las disoluciones necesarias para
la realización de la práctica cuyos cálculos ya no voy a explicar ya que en la parte de inorgánica queda detallado el procedimiento a seguir en la preparación de disoluciones.
Necesitamos: 1. Disolución de molibdato: datos recogidos en el guión de
prácticas y la disolución fue preparada por otro grupo. 2. Disolución reductora: 1g de ácido ascórbico en 100 ml de
agua. 3. Disolución de 50 ppm de fósforo: Obtenemos una
concentración de esta disolución de 50.48 ppm Recta de Calibrado: Una vez preparadas las disoluciones realizamos la recta de calibrado
que se muestra en el siguiente vínculo, también se pueden observar los resultados tabulados. La preparación de las cubetas es de la siguiente forma: a cada tubo se le añaden los ml correspondientes de disolución patrón de fosfato más 2.5 ml de molibdato más 1.5 ml de disolución reductora, enrasamos hasta 25 ml (volumen del matraz) y esperamos 6 minutos a tomar la medida (el tiempo de espera debe ser igual para todos los tubos y para la muestra posteriormente), se mide la absorbancia a 660 nm (cambiando el filtro del aparato).
Mónica García
- 73 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
C:\Documents and Settings\Propietario\Escritorio\INSTRUMENTAL\UV-visible\Calibrado de fósforo.xls
Muestra: Los resultados de la muestra están representados en la tabla del
vínculo anterior.
3. Determinación de Mn y Cr en una muestra Recta de Calibrado: Para la determinación de manganeso y cromo en una muestra
debemos hacer dos rectas de calibrado (para el Mn a 440 nm y para el Cr a 530nm). Para ello necesitamos disoluciones de dicromato potásico 0.01 M y de permanganato potásico 0.0099 M que ya están preparadas de otros grupos.
De cada disolución hacemos tres diluciones: Permanganato: 3 ml en 25 (0.001188 M), 2 ml en 25 (0.000792
M) y 1 ml en 25 (0.000594 M) Dicromato: 12.5 ml en 25 (0.005 M), 10 ml en 25 (0.004) y 8 ml
en 25 (0.0032 M) Las medidas del permanganato dan dentro de la escala de seguridad
del aparato (0.045-1.70) pero las de dicromato no y después de hacer distintas diluciones vemos que es problema de la disolución de dicromato que debía estar mal etiquetada su concentración, por lo que decidimos preparar nosotras una nueva: para una 100 ml de disolución de dicromato 0.01 M pesamos 0.2942 g. La pesada exacta es de 0.2983 g por lo que la concentración real es 0.0101 M
De esta disolución hacemos varias diluciones muy distintas para ver cuál encaja en la escala. Las diluciones iniciales fueron de 10 ml en 25, 7 ml en 25, 5 ml en 25 y 2 ml en 25 y vemos que la que mejor encaja es la de 10.
Mónica García
- 74 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Cogemos de dicromato: 9 ml en 25 (0.003636 M), 9.5 ml en 25 (0.003838 M), 9.7 ml en 25 (0.003919 M) y 10 ml en 25 (0.00404 M)
En el siguiente vínculo se muestra los datos y las rectas de calibrado: C:\Documents and
Settings\Propietario\Escritorio\INSTRUMENTAL\UV-visible\calibrado Mn-Cr.xls
Cálculo de absortividad (para cada dato): Para calcular la absortividad de cada dato se hace de la siguiente
forma:
)530()530()530(
)440()440()440(
1
MnCrT
MnCrT
AAA
AAAb
CbA
+=
+=≅
××= ε
32.1942532.1986508.1946939.1893
5983.119
478.11410*94.51068.0
842.12110*73.61
082.0
475.12210*92.71
097.0
)530(
3
2
1
)530()530(
)440(
43
42
41
)440()440(
=⎪⎭
⎪⎬
⎫
===
××=
=
⎪⎪⎪
⎭
⎪⎪⎪
⎬
⎫
=×=
=×
=
=×
=
××=
−
−
−
Mn
Mn
Mn
Mn
MnMn
Mn
Mn
Mn
Mn
MnMn
CbA
CbA
εεεε
ε
ε
ε
ε
ε
ε
5399.15677.15633.1531.15
902.422543.434371.413792.420
)530(
3
2
1
)530()530(
)440(
3
2
1
)440()440(
=⎪⎭
⎪⎬
⎫
===
××=
=⎪⎭
⎪⎬
⎫
===
××=
Cr
Cr
Cr
Cr
CrCr
Cr
Cr
Cr
Cr
CrCr
CbA
CbA
εεεε
ε
εεεε
ε
Muestra: Una vez obtenida la recta de calibrado para el Mn y Cr, miramos
cuánto da la muestra sin diluir.
Mónica García
- 75 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
A (440) = 0.412 nm A (530) = 1.27 nm Cálculo de las concentraciones de cada compuesto:
sistemaAAA
AAA
MnCrT
MnCrT
⎪⎭
⎪⎬⎫
+=
+=
)530()530()530(
)440()440()440(
⎪⎭
⎪⎬⎫
××+××=
××+××=
CrCrMnMnT
CrCrMnMnT
CbCbA
CbCbA
)530()530()530(
)440()440()440(
εε
εε
⎭⎬⎫
×+×=×+×=
CrMn
CrMn
CCCC
5399.15326.194225.1902.4225983.119412.0
Resultados: Resolviendo el sistema anterior obtendremos: [KMnO4] = 6.3705*10-4 M = 0.1007 g/l [K2Cr2O7] = 7.9406*10-4 M = 0.1979 g/l
Redox Este tipo de aparatos se utilizan en la determinación
potenciométrica de concentraciones y nosotros en este caso será la determinación de Fe en una muestra con permanganato potásico.
Normalización de permanganato con oxalato: Método descrito en el apartado de volumetrías. Queremos una
disolución de permanganato de 0.02 M y la obtenemos 0.02026 M después de valorarla.
Preparación de disoluciones: Necesitamos ácido sulfúrico en relación 1:4 (10 ml para cada
prueba) y ácido fosfórico al 85% (comercial) Procedimiento experimental: Realizaremos dos medidas para dar resultados lo más exactos
posibles. Cogemos 20 ml de muestra y le añadimos 10 ml de sulfúrico y 4 ml
de fosfórico. Llenamos la bureta con el permanganato y añadimos incrementos de 1 ml hasta cerca del punto de equivalencia donde los reduciremos a 0.2 ml.
A continuación pinche el vínculo para ver las tablas de datos y las representaciones.
C:\Documents and Settings\Propietario\Escritorio\INSTRUMENTAL\redox\redox Fe(II).xls
Mónica García
- 76 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Resultados: De las gráficas de la primera derivada obtenemos el punto de
equivalencia, como realizamos dos medidas hacemos una media de los dos volúmenes de permanganato:
V1 = 11.9 ml V2 = 11.7 ml Vm = 11.8 ml Como en cálculos anteriores, por relación estequiométrica de la
reacción que es 1:5 podemos calcular la concentración de sulfato de amonio hierro hexahidratado.
lmoll
ll
mol
M muestra /06077.010*20
10*8.110206.053
3
=××
= −
−
Mmuestra = 0.06077 mol/l = 23.83 g/l de sulfato amonio hierro hexahidratado
pH-metro El procedimiento de utilización de este aparato es similar al
conductivímetro o al redox. Vamos a valorar instrumentalmente distintas disoluciones como son:
1. Valoración de NaOH-KHA 2. Valoración de HCl-Na2CO3 3. Valoración de mezcla de HCl-AcH con NaOH 4. Valoración de mezcla de NaH2PO4-Na2HPO4 con sosa 5. Valoración de NaH2PO4-Na2HPO4 con HCl
En las dos últimas prácticas se hacen dos valoraciones porque en la mezcla el NaH2PO4 actúa como ácido y el Na2HPO4 actúa como base.
1.- Valoración de NaOH-KHA
Sabemos que el punto de equivalencia de esta valoración está sobre
14 ml de sosa añadidos, por lo tanto iremos añadiendo incrementos de sosa de 1 hasta cerca del punto de equivalencia que los tomaremos de 0.2 ml. tomamos alícuotas de de 15 ml de KHA y las ponemos en un vaso de precipitados de 100 ml provisto de agnación magnética, subimos el nivel con agua destilada para que las células del pH-metro queden cubiertas.
A continuación el vínculo donde se pueden ver las dos medidas de este ensayo:
C:\Documents and Settings\Propietario\Escritorio\INSTRUMENTAL\pH-metro\pH-metro NaOH-KHA.xls
Resultados:
Mónica García
- 77 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
Como los cálculos son iguales que en valoraciones anteriores los omitiremos.
Sabemos que es una relación 1:1 y por las gráficas de la derivada 1ª obtenemos el volumen medio consumido de sosa que es 14.3 ml y que la concentración de KHA es 0.1 M, por lo tanto la concentración de NaOH es 0.1049 M.
[NaOH] = 0.1049 M
2.- Valoración de HCl-Na2CO3
Punto de equivalencia es sobre 14.9 ml y como antes añadimos
incrementos de 1ml hasta cerca del punto de equivalencia y después de 0.2 ml.
El mismo procedimiento que en la anterior pero ahora las alícuotas son de 15 ml de carbonato 0.0499 M. A continuación el vínculo que muestra las tablas y gráficas correspondientes a esta práctica:
C:\Documents and Settings\Propietario\Escritorio\INSTRUMENTAL\pH-metro\pH-metro HCl-carbonato.xls
Resultados: Como los cálculos son iguales que en valoraciones anteriores los
omitiremos. Sabemos que hay dos puntos de equivalencia y los volúmenes medios son:
Vm1 = 7.5 ml Vm2 = 15.05 ml Sabemos la reacción que tiene lugar:
( )( )
( )2232323
1223233
123323
22 m
mm
m
VOHCOHOHCO
VVOHCOHOHHCO
VOHHCOOHCO
+↔+
−+↔+
+↔+
+−
+−
−+−
44444444 344444444 21
Viendo esto sabemos que ocurre en la reacción y que volumen debemos coger (Vm2). Aplicando la relación estequiométrica 1:2 y con el volumen medio de 15.05 ml y que la concentración de carbonato es 0.0499 M, la concentración de HCl es de 9.985*10-2 M
[HCl] = 9.985*10-2 M
Mónica García
- 78 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
3.- Valoración de mezcla de HCl-AcH con NaOH
No vamos a repetir todo el procedimiento otra vez así que lo resumiremos en volumen de la alícuota 15 ml (mezcla), concentración de la sosa 0.1049 M. La expresión de los resultados una vez obtenidos los volúmenes medios (tiene dos puntos de equivalencia) los remitimos a prácticas anteriores como volumetría clásica o conductivímetro. Por lo que solo mostraremos las tablas de datos y gráficos mediante este vínculo:
C:\Documents and Settings\Propietario\Escritorio\INSTRUMENTAL\pH-metro\pH-metro HCl+AcH-NaOH.xls
Resultados: Los volúmenes medios son: Vm1 = 8.4 ml Vm2-Vm1 = 6.9 ml Por lo que las concentraciones serán: [HCl] = 0.0587 M = 2.084 g/l [AcH] = 0.0483 M = 2.8962 g/l
4.-Valoración de mezcla de NaH2PO4-Na2HPO4 con sosa
En esta parte el punto de equivalencia que obtendremos será el de
NaH2PO4 ya que es el que actúa como ácido. Procedimiento igual que en las anteriores. Tabla de datos y gráficas en el vínculo siguiente:
C:\Documents and Settings\Propietario\Escritorio\INSTRUMENTAL\pH-metro\pH-metro Na2HPO4+NaH2PO4-NaOH.xls
Resultados: Relación 1:1, concentración de sosa 0.1049 M, volumen medio 15.4
ml y por lo tanto la concentración de NaH2PO4 es de 8.672*10-2 M.
[NaH2PO4] = 8.672*10-2 M = 10.4064 g/l
5.-Valoración de mezcla de NaH2PO4-Na2HPO4 con HCl
El mismo procedimiento que antes pero en este caso se calculará la
concentración de Na2HPO4 que es el que actúa como base. Ir al siguiente vínculo para ver la tabla de datos y gráficas:
Mónica García
- 79 -
Análisis Químicos
Curso 2002-2003
C:\Documents and Settings\Propietario\Escritorio\INSTRUMENTAL\pH-metro\pH-metro Na2HPO4+NaH2PO4-HCl.xls
Resultados: Es una relación 1:1, la concentración de HCl es de 0.09985 M y las
alícuotas de mezcla de 15 ml, por lo que obtendremos una concentración de Na2HPO4 de 0.0859 M.
[Na2HPO4] = Na2HPO4 M = 12.19 g/l
Mónica García
- 80 -
