PRACTICA No. 1 DETERMINACIÓN GRAVIMÉTRICA DE AZUFRE O DE SULFATOS SOLUBLES Objetivo: El alumno determinará la cantidad de sulfatos solubles en una muestra problema de agua, utilizando los conceptos técnicos de adquiridos en gravimetría.
INTRODUCCIÓN: El análisis de un sulfato soluble se basa en su precipitación ion bario. Ba2 + SO4-2 BaSO4 La muestra problema puede tener azufre o iones sulfato, los cuales precipitan como sulfato de bario, se lavan, filtran, secan y se pesan en una balanza analítica. Superficialmente, este método parece muy simple. De hecho, sin embargo esta sujeto a muchas interferencias, debidas principalmente a la tendencia del sulfato de bario a “ocluir” tanto aniones como cationes. El sulfato de b ario se clasifica como un precipitado cristalino formado por cristales lo bastante grandes para poder ser filtrados fácilmente. El tamaño aparente y la forma de un precipitado cristalino varían al cambiar las condiciones de precipitación (temperatura, velocidad de adición del reactivo precipitante, concentración). El sulfato de bario precipitado, tiene tendencia a retener muchas sustancias extrañas de sus aguas madres y esto es el principal obstáculo para la determinación exacta del ion sulfato. El proceso mediante el cual una sustancia es precipitada junto con un compuesto poco soluble, se llama coprecipitación y son muchas las sustancias que pueden coprecipitar con el sulfato de bario. La influencia de las diversas coprecipitaciones sobre la dirección, positiva o negativa, del error en los resultados es importante aún cuando no pueda evitar totalmente ese fenómeno. A continuación se da un resumen a este análisis. Los resultados bajos pueden ser causados por: a). Cantidades excesivas de ácidos minerales presentes, (la solubilidad del BaSO4 aumenta considerablemente en medios ácidos fuertes)
Laboratorio de Química Analítica I b) Coprecipitación de iones de los metales alcalinos y de calcio, (los sulfatos de estos iones pesan menos que la cantidad equivalente de BaSO 4 que podría haberse formado). c) Precipitación de iones amonio (el sulfato de amonio se volatiliza al calcinar el precipitado). d) Coprecipitación del hierro como sulfato básico de hierro (III). e) Reducción parcial del BaSO 4 a BaS, si el papel filtro se carboniza demasiado rápidamente. f) Presencia de cromo trivalente (puede dar lugar a la precipitación incompleta de BaSO4 debido a la formación de sulfatos de Cromo (III) comple jos solubles). Los resultados altos se pueden deber a: a) Ausencia de ácido mineral, (en estas condiciones puede precipitar el carbonato y el fosfato de bario, ambos escasamente solubles) b) Coprecipitación de cloruro de bario. c) Coprecipitación de aniones, particularmente del nitrato y del clorato, como sales de bario. Por lo anteriormente mencionado, es necesario eliminar las principales interferencias en tratamientos previos de la muestra, y proceder luego a la precipitación del sulfato de bario a partir de soluciones diluidas calientes, esto es debido a que la purificación por reprecipitación es imposible por no existir ningún disolvente práctico del sulfato de bario. Hay que tomar en cuenta que el sulfato de bario es soluble en agua a temperatura ambiente, solo en una razón de 3 mg/l y en la práctica, la solubilidad disminuye marcadamente por la presencia de ion bario en exceso en las aguas madres (efecto del ion común). El sulfato de bario, solo es un poco más soluble a temperaturas elevadas, esto reviste particular importancia porque permite usar agua caliente para el lavado, con lo cual se eliminan mejor las impurezas del precipitado. El sulfato de bario puede ser calcinado a 500ºC o a una temperatura más alta para liberarlo del agua. El precipitado es estable muy por encima de esta temperatura y así la operación de calcinación no tiene por que causar descomposición indeseable. Sin embargo, a altas temperaturas el sulfato de bario, podría reducirse por carbono, como el procedente del papel filtro.
BaSO4 + 4C BaS + 4CO Esto se evita por completo si se utiliza un crisol de porcelana sintetizada para la filtración. Sin embargo, se puede obtener buenos resultados aún con
Laboratorio de Química Analítica I papel filtro, si este no se inflama realmente y si hay libre acceso del aire durante la calcinación.
TÉCNICA: A)
Precipitación y m aduración del precipitado .
A la solución problema agregar 1 ml de HCl 0.6N y diluir a un volumen aproximado de 50 ml de agua destilada, calentar a ebullición y agregar lentamente de 10 a 12 ml de una solución al 5% de cloruro de bario (con agitación y en un tiempo no mayor de 5 min). Dejar reposar a continuación tapando el recipiente con un vidrio de reloj durante 2 minutos para sedimentar el precipitado y comprobar si la precipitación ha sido completa, agregando unas gotas de BaCl2 a la solución sobrenadante. En caso de que el precipitado no haya sido total, agregar lentamente otros 3 ml de BaCl 2 y repetir la prueba; cuando todo el ion SO4-2 haya precipitado y se tenga un ligero exceso de BaCl2, tapar con el vidrio de reloj y mantener caliente, pero no a ebullición “Maduración del precipitado” (se puede hacer esto en una estufa a
80ºC durante media hora). B)
Filtración.
Retirar el recipiente de la fuente de calentamiento, quitar con cuidado el vidrio de reloj y enjuagar con un piseta la parte en que se ha condensado el agua, recogiéndola en el mismo recipiente para posteriormente proceder a la última comprobación de que no hay iones sulfato sin precipitar como se indicó anteriormente, si es así, la precipitación ha sido cuantitativa y se puede proceder a la filtración, para lo cual se utilizará papel Whatman No. 42 o 40 de poro fino y cenizas conocidas (0.0005g), siguiendo la siguiente secuencia de operaciones. 1.- Detectar el sobrenadante pasándolo a través del papel filtro, en el filtrado obtenido, investigar nuevamente la presencia del ion sulfato, si no hay precipitado desecharlo. 2.- Pesar cuantitativamente al papel filtro el precipitado, con porciones de agua fría; el residuo que queda adherido al vaso, separarlo con un agitador provisto de un gendarme. 3.- Lavar el precipitado en el papel filtro con pequeñas porciones de agua fría utilizando una piseta cuyo chorro se deberá dirigir lo más cerca posible al borde del papel y dejando escurrir totalmente antes de efectuar un nuevo
Laboratorio de Química Analítica I lavado. Se deberá continuar lavanda hasta que unas gotas del filtrado recogidas en un vidrio de reloj no den reacción de cloruros con una gota de AgNO3 0.1N. Son necesarios comúnmente de 8-10 lavados. C)
Calcinación.
1.- Doblar convenientemente el papel filtro con el precipitado aún húmedo con objeto de envolver completamente el residuo y colocarlo en un crisol a peso constante, el cual a su vez se colocará ligeramente inclinado sobre un triángulo de porcelana. 2.- calentar con el mechero, regulando la flama para carbonizar lentamente el papel, no es conveniente inflamar el papel, pues por el rápido escape de los productos de la combustión, se producirá un arrastre de partículas finas del precipitado. 3.- Una vez carbonizado totalmente el papel y habiendo cesado la emisión de vapores, incrementar la intensidad de calentamiento y si se desea, colocar el crisol en posición vertical. Cuando el residuo este blanco, se continuará calcinando durante 10-15 min. en el mechero o bien, en la mufla a unos 400-600ºC (no más). 4.- Proceder a enfriar en la estufa repitiendo la operación del calcinado hasta peso constante.
MATERIAL 1 tripie 1 piseta con agua destilada 1 vaso de precipitados de 250 mL 3 vasos de precipitados de 100 mL 1 pipeta volumétrica de 20 mL 1 pipeta graduada de 1 mL 1 pipeta graduada de 10 mL 1 mechero 1 agitador de vidrio 1 probeta 1 vidrio de reloj 1 termómetro 1 embudo de vidrio de cola larga 1 triángulo de porcelana 1 propipeta 1 tela de asbesto 1 pinzas para crisol
Laboratorio de Química Analítica I 1 soporte universal 1 anillo de hierro 1 crisol de porcelana Papel Filtro Whatman No. 40 o 41 Reactivos: HCl, Na2SO4, BaCl2, AgNO3
RESULTADOS: Peso del crisol con BaSO4 Peso del crisol vacío Peso del BaSO4
Factor gravimétrico
% SO4 =
Factor
PM SO 4 PM BaSO 4
peso del p.p.
alícuota
100
CUESTIONARIO: 1. ¿En qué consiste el fenómeno de nucleación? 2. ¿Qué se entiende por coprecipitación y cuántos tipos de contaminación de precipitados hay? 3. ¿Qué sucede fisicoquímicamente durante el proceso de maduración o digestión del precipitado? 4. ¿Cuántos mg de BaSO 4 se pierde de la muestra original si el volumen total de las aguas de lavado fueron 100 ml? 5. Investigue cuántos mg de cenizas aporta el papel filtro Whatman No. 41 a la muestra problema. 6. ¿Qué ventajas tiene llevar acabo la precipitación a temperatura de ebullición? 7. ¿La concentración de HCl utilizado en la precipitación es muy baja, es conveniente utilizarlo más concentrado y cómo afecta esta concentración a la solubilidad? 8.- ¿Qué objeto tiene lavar varias veces el precipitado?
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PRACTICA No. 2 DETERMINACIÓN DE CLORUROS (APLICACIÓN DE SISTEMAS HETEROGÉNEOS) Objetivo: El alumno determinará la concentración de iones cloruros de una muestra problema utilizando sus conceptos teóricos sobre equilibrio heterogéneo y producto de solubilidad.
INTRODUCCIÓN: En un sistema en donde se titula una muestra de cloruros en presencia de cromato de potasio, con las primeras adiciones de nitrato de plata, la única reacción corresponderá a la formación del precipitado de cloruro de plata. Ag+ + Cl-
AgCl
El precipitado de cloruro de plata es blanco y el Kps es de 1X10 -10. En el punto de equilibrio de esta reacción, las concentraciones de los iones plata y cloruro es de 1X10-5. Si hay una cantidad adecuada de cromato de potasio, la próxima adición de nitrato de plata será suficiente para causar la precipitación del cromato de plata, que es un precipitado de color rojo-naranja, con valor de Kps de 1X10-12. CrO=4 + 2 Ag+
Ag2CrO4
Esta titulación se puede efectuar gracias a que el cromato de plata es más soluble que el cloruro, de modo que éste último, es precipitado completamente antes de que ocurra el cambio de color.
Efecto del pH en la determinación: debido a que el ion cromato tiene una tendencia a captar protones, es necesario realizar esta titulación en soluciones neutras o ligeramente básicas. La presencia de cantidades apreciables e ácido, aumenta la solubilidad del cromato de plata, lo que ocasiona un retraso en la formación del precipitado rojo. HCrO-4
H+ + CrO=4 Ka = 1X10-7
Por otra parte, la solución no debe quedar demasiado básica, pues hay una tendencia del ion plata a precipitar en forma de hidróxido. El intervalo de trabajo de pH, que resulta apropiado se haya entre 6.5 y 10.5, lo cual se puede
Laboratorio de Química Analítica I lograr si la muestra es inicialmente ácida, adicionando borax o bicarbonato de sodio. La titulación de Mohr debe llevarse a cabo a temperatura ambiente, pues a temperaturas elevadas, se hace demasiado grande la solubilidad del cromato de plata.
MATERIAL 1 piseta con agua destilada 3 vasos de precipitados de 100 mL 1 pipeta volumétrica de 20 mL 1 pipeta graduada de 1 mL 1 propipeta 1 soporte universal 1 bureta de 25 o 50 mL 3 matraz Erlenmeyer de 125 mL 1 potenciómetro 1 espátula 1 pinzas para bureta
Reactivos: Nitrato de plata Bicarbonato de sodio Cromato de potasio
TÉCNICA: 1.
Tomar 20 mL de muestra problema de cloruros y colocarla en un matraz Erlenmeyer de 125 mL, verifique el valor de pH, si no es el adecuado, adicione 1 g de bicarbonato de sodio.
2.
Agregue 1 mL de solución de cromato de potasio al 5% p/p.
3.
Titúlese lentamente con solución de nitrato de plata 0.01F, hasta que persista una coloración rojo salmón.
4.
Efectúe la valoración por lo menos 3 veces.
Laboratorio de Química Analítica I
CUESTIONARIO: 1. Exprese el resultado en % de ion cloruro y en mg de NaCl en el volumen de la muestra. 2. Calcule la cantidad de plata necesaria para precipitar una mezcla de iones cloruro 0.1M y cromato 0.1M. 3. ¿Se podría emplear cualquier sal de plata poco soluble y colorida como indicador de esta titulación? ¿Qué restricciones tendría el uso de dicha sal? 4. ¿En qué límites de pH se debe efectuar la titulación? ¿Qué pasaría si el pH fuera demasiado ácido? 5. ¿Cómo afectaría el resultado si la titulación se efectuara a una temperatura de 80ºC?
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PRACTICA No. 3 VOLUMETRÍA ÁCIDO BASEObjetivo: El alumno será capaz de decidir qué indicador ácido-base es necesario utilizar en la determinación de la acidez total de un jugo de naranja.
ACTIVIDADES: 1. El alumno investigará: a) Las propiedades fisicoquímicas y tóxicas b) Estado físico, solubilidad de las siguientes sustancias: ácido cítrico, hidróxido de sodio, carbonato de sodio. 2. Buscará en la literatura: a) ¿Cómo estandarizar una solución de sosa? b) ¿Qué es un patrón primario? 3. Sobre los indicadores ácido-base, investigará. a) Su comportamiento químico b) Intervalo de pH en el que actúa c) Colores característicos en solución ácido-base d) Método de preparación en el laboratorio 4. Realice los cálculos para preparar las siguientes soluciones: HCl; 100 ml, 0.1 N Na2CO3; 100 ml, 0.1 N 5. Tomando en cuenta que el carbonato de sodio es una sal dibásica, escriba las reacciones de neutralización. 6. Calcule el pH de la solución de carbonato 6.1 Calcule el pH en el primer punto de equivalencia 6.2 Calcule el pH en el segundo punto de equivalencia 6.3 Con base en los cálculos de pH, seleccione usted, el indicador más adecuado para detectar los puntos. 7. Escriba las reacciones de neutralización entre la sosa y el ácido cítrico
Laboratorio de Química Analítica I 7.1 Calcule los valores de pH en cada punto de equilibrio en la neutralización. 7.2 Seleccione el indicador adecuado para esta determinación.
MATERIAL 1 piseta con agua destilada 3 vasos de precipitados de 100 mL 1 vaso de precipitados de 250 mL 1 pipeta volumétrica de 50 mL 1 pipeta volumétrica de 20 mL 1 pipeta volumétrica de 10 mL 1 pipeta graduada de 1 mL 1 propipeta 1 soporte universal 1 bureta de 25 o 50 mL 1 pinzas para bureta 1 matraz aforado de 100 mL 3 matraz Erlenmeyer de 125 mL 1 embudo de vidrio 1 agitador de vidrio 1 vidrio de reloj 1 espátula
Reactivos: Hidróxido de sodio Carbonato de sodio Ácido clorhídrico Gasa
TÉCNICA Se miden 50 ml de jugo de naranja con pipeta volumétrica (el jugo debe ser previamente filtrado para eliminar sólidos). Se colocan en un matraz aforado de 100 ml. Una vez diluido el jugo se toman alícuotas de 20 ml que son valoradas con sosa 0.1 N (la sosa debe ser estandarizada previamente).
Laboratorio de Química Analítica I Se hace la determinación por triplicado y se calcula el % de acidez reportándola como ácido cítrico. % Ácido cítrico
N x V x meq x 100 x Fd alícuota
N = normalidad de la sosa V = volumen de la sosa meq = miliequivalentes del ácido cítrico alícuota = volumen de muestra titulado Fd = factor de dilución
Fd
V = volumen
V total V de muestraoriginal
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PRACTICA No. 4 SOLUCIONES AMORTIGUADORAS Objetivo: El alumno preparará una solución amortiguadora y comprobará la capacidad de ésta, comparándola con otra solución que no presente características amortiguadoras.
MATERIAL 1 matraz volumétrico de 100 ml 2 vasos de precipitado de 100 ml 2 vasos de precipitado de 200 ml 1 agitador de vidrio 1 vidrio de reloj 1 espátula 1 bureta de 50 ml 1 soporte universal 1 pinzas para bureta 1 potenciómetro con electrodo de vidrio para pH 1 pipeta graduada 1ml, 1/100 1 pipeta volumétrica de 10 ml 1 propipeta
REACTIVOS CH3COOH CH3COONa Disolución amortiguadora pH 7.0 Disolución amortiguadora pH 4.0
ACTIVIDADES 1. Realizar los cálculos para preparar 100 ml de solución amortiguadora de acetato de sodio-ácido acético de pH 5.0. Si la suma de la relación ácidobase es de 0.01M. 2. Investigar qué se entiende por capacidad amortiguadora.
Laboratorio de Química Analítica I 3. Explique con reacciones y con base al equilibrio cómo es que se amortigua el valor de pH en una solución buffer, cuando se le adiciona una base fuerte al sistema. 4. Calcule los valores de pH de cada una de las siguientes soluciones amortiguadoras: a) CH3COOH 0.25 M y CH3COONa 0.85 M b) NaH2PO4 0.1 N y H3PO4 0.1 N c) NaHCO3 0-002 M y Na2CO3 0.3 M
TÉCNICA Preparación de la solución amortiguadora de pH 5: Con base en sus cálculos disuelva la cantidad adecuada de acetato de sodio y ácido acético en un matraz aforado de 100 ml. Ajuste el valor de pH a 5, adicionando ácido o base, según sea el caso. Colocar alícuotas de 20 ml en un matraz Erlenmeyer y adicione NaOH 0.1 M hasta que cambie una unidad de pH. Repita por triplicado. Calcule la capacidad amortiguadora de la solución. Prepare una solución de NaCl 0.1M 100 ml, mídale el pH y tome alícuotas de 20 ml y proceda de la misma manera que con la solución amortiguadora, repita la operación por triplicado.
CUESTIONARIO 1 ¿Cuál es la capacidad amortiguadora de la solución buffer de ácido acético-acetato de sodio? 2. ¿Por qué la solución de NaCl no resiste tanta adición de NaOH? 3. Mencione tres usos específicos de las soluciones amortiguadoras en un campo de interés de su carrera (esbozar la técnica en donde se utiliza).
