Guias de Laboratorios Analítica 2013 Modificado

Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento Departamento de Química Q uímica

Q U I M I C A

A N A L I T I C A

GUIA DE TRABAJOS PRACTICOS, ADAPTADO DEL “MANUAL DE QUIMICA ANALÍTICA” DEPARTAMENTO DE QUIMICA

Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento Departamento de Química Q uímica

INDICE

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Consideraciones eliminares………………………………………………………………. . pr eliminares………………………………………………………………. Nº1…………………………………………………………………………… Nº2…………………………………………………………………………… Nº3…………………………………………………………………………… Nº4…………………………………………………………………………… Nº5…………………………………………………………………………… Nº6…………………………………………………………………………… Nº7…………………………………………………………………………… Nº8…………………………………………………………………………… Nº9………………………………………………………………………….. Nº10………………………………………………………………………….. Nº11……………………………………………………………………….… Nº12……………………………………………………………………….… Nº13……………………………………………………………………….… Nº14…………………………………………………………………………. Nº15…………………………………………………………………………. Nº16…………………………………………………………………………. Nº17……………………………………………………………………….… Nº18………………………………………………………………………….

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INDICE

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Consideraciones eliminares………………………………………………………………. . pr eliminares………………………………………………………………. Nº1…………………………………………………………………………… Nº2…………………………………………………………………………… Nº3…………………………………………………………………………… Nº4…………………………………………………………………………… Nº5…………………………………………………………………………… Nº6…………………………………………………………………………… Nº7…………………………………………………………………………… Nº8…………………………………………………………………………… Nº9………………………………………………………………………….. Nº10………………………………………………………………………….. Nº11……………………………………………………………………….… Nº12……………………………………………………………………….… Nº13……………………………………………………………………….… Nº14…………………………………………………………………………. Nº15…………………………………………………………………………. Nº16…………………………………………………………………………. Nº17……………………………………………………………………….… Nº18………………………………………………………………………….

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CONSIDERACIONES PRELIMINARES 1.1

Normas de conducta en el laboratorio

En el laboratorio trabajan varias personas y tenemos que ser considerados con los demás..No se debe debe hablar en voz alta, y hacer ruidos innecesarios o, en general, distraer a los compañeros de trabajo. Todos los movimientos deben ser cuidadosos, para evitar hacer caer y/o romper las piezas de algún equipo que esté sobre el mesón El estudiante debe consultar al andante o profesor cuando tenga dudas sobre alguna experiencia. Trate siempre de resolver resolv er los problemas que se presentan presentan pensando con lógica y repasando el trabajo realizado y si de este análisis resulta que se ha cometido algún error no tema en consultar para repetir la experiencia experienci a si el profesor lo autoriza o le da alguna instrucción para resolver resolv er el problema El principal objetivo del trabajo de laboratorio laboratorio es el de adquirir cierta práctica en el análisis químico probando así la vitalidad de algunos principios conectados con n las clases teóricas .se logrará también una familiarización con algunas operaciones que son básicas para muchas áreas de la ciencia y la tecnología, incluyendo pesadas, secado, calcinación, filtración, transferencia de volúmenes v olúmenes exactos de líquidos. El empleo eficiente del tiempo en el laboratorio exige que el alumno, antes de iniciar alguna experiencia, haya estudiado los principios que gobiernan el experimento, programado programado El logro de resultados correctos es solo una parte del trabajo experimental. experim ental. También es de gran importancia obtenerlos en tiempo razonable. Los resultados correctos están basados en lo meticulosidad y limpieza en el trabajo Es indudable que se cometerán errores. De ellos se debe adquirir experiencia y parte de esta consiste en no repetir los mismos  Al término de cada sesión sesión de laboratorio laboratorio asegure asegure que que todo el equipo y los materiales materi ales usados sean entregados al ayudante. No se deben dejar materiales en los hornos, sobre las mesas a menos que se autorice para hacerlo 1.2

Medidas de seguridad

Es responsabilidad de todo estudiante actuar de forma de no propiciar accidentes. Correr, lanzar objetos y hacer bromas a sus compañeros, son acciones que no tienen cabida en el laboratorio Antes de iniciar un experimento químico reflexione para analizar los posibles accidentes que implica Una de las formas de reducir la frecuencia de accidentes es mantener el área de trabajo limpia y ordenada. Si un reactivo se derrama, límpielo

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química inmediatamente No introduzca residuos insolubles en los desagües o lavacopas. Para eliminar ácidos y bases fuertes, así como otros productos corrosivos, abra la llave del agua para establecer un buen flujo que diluya la sustancia y mantenga la corriente durante algunos minutos  Al iniciar el curso de laboratorio, debe asegurarse se ubicar en detalle la localización de equipos de emergencia como fuentes de lavado, extintores de incendios fuentes para lavado de ojos y gafas de seguridad en los extractores Honestidad: El estudiante debe ser honesto e imparcial a la hora de hacer una medición como al interpretar un dato. Mucho son los factores que influyen a que exista parcialidad en ese sentido y es difícil a veces luchar contra un prejuicio de esta naturaleza. Es muy común, por ejemplo, que al hacer una lectura de volumen por duplicado, se trate de leer el mismo volumen recurriendo a cualquier asidero por arbitrario que sea. Obviamente, si los resultados concuerdan dentro de ciertos límites, mucho mejor. Cooperación: La cooperación con los compañeros de trabajo y con el personal docente, es altamente deseable. Los usuarios de un mismo instrumento, equipo o material, en particular, deben trabajar con sentido de equipo y nunca aisladamente. Disciplina: El estudiante nunca debe llevar a cabo autorizados por el profesor.

experimentos no

Manipulación de reactivos: Siempre debe utilizar un bulbo de seguridad para aspirar un líquido. Nunca use la boca para hacer succión. Aspecto formal. : Recoja el cabello largo. El delantal siempre le proporcionará alguna protección. Use la campana extractora: cada vez que utilice reactivos que desprendan gases tóxicos. Tenga la precaución al probar olores; utilice su mano para atraer los vapores arriba del recipiente hacia su nariz. Disposición de los reactivos: Mantenga las soluciones y las sustancias de acuerdo a las instrucciones dadas por su profesor. Muchas veces se deberá tratar las soluciones antes de proceder a su eliminación por el desagüe. El cuaderno de laboratorio: El cuaderno de laboratorio es de gran importancia ya que en él quedan registrados en forma permanente todos los datos experimentales. La buena calidad de un cuaderno de protocolo se aprecia por la facilidad con que se puede ubicar un dato cuando se necesite .Las funciones precisas del cuaderno de notas de laboratorio son  registrar lo que se hizo, detallar lo que se observó y ser comprensible a cualquier persona. El principal fallo incluso de científicos experimentados es que sus cuadernos de notas no son entendibles. Aunque parezca increíble después de pasar el tiempo el propio autor de una anotación puede no comprender bien sus apuntes. De ordinario el problema no es de legibilidad, sino más de registros mal clasificados

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química LABORATORIO Nº 1 A. OBJETIVO: La balanza analítica y su uso B. MÉTODO :  Exposición teórica de los principios que gobiernan el fundamento de este instrumento analítico y visualización de los componentes mas importantes de ella C. FUNDAMENTO: La determinación exacta y precisa de un peso es de vital importancia para el químico analista, y la pesada es una operación básica que se efectúa con mucha frecuencia n el análisis cuantitativo .Para un estudio detallado y completo de los conceptos de peso y masa se recomienda consultar un texto de física. En forma breve se puede decir que el peso de un objeto es la fuerza que sobre el ejerce la atracción de gravitacional Esta fuerza varía con la localización del lugar en la Tierra y por consiguiente, el peso de un objeto no es una constante a menos que esté en movimiento y una velocidad cercana a la luz. En trabajos experimentales de química, el termino “peso”se considera sinónimo de “masa”debido a que la masa de un

objeto generalmente se determina por comparación con un peso de una masa conocida .Por lo tanto se dice que un objeto tiene un peso de 5.0 gr. y n realidad se está diciendo que tiene una masa de 5.0 gr.

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química CUESTIONARIO 1.- ¿Cuáles son los diferentes tipos de balanzas analíticas? 2.- ¿Que es sensibilidad de una balanza? ¿Cómo puede cambiarse? 3.- ¿Cual es el efecto de la temperatura sobre las pesadas? 4.- ¿Cual es la diferencia entre peso y masa? ¡Que valor entrega una balanza? 5.- ¿A las balanzas de brazos desiguales se les llama de sustitución. Explique la razón de este término 6.- ¿Que diferencia se podría establecer entre las actuales balanzas electrónicas y las antiguas balanzas de platillos? 7.- ¿Que significa que una balanza sea fiel, sensible y exacta? 8.-Cual es es fundamento de una balanza electrónica 10.Que problemas podrian tener ellas respecto de su calibración

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento Departamento de Química Q uímica LABORATORIO LABORATORIO Nº 2 A. OBJETIVO: DETER OBJETIVO: DETERMINACIÓN MINACIÓN DE HUMEDAD HUMEDAD B. MÉTODO: Termogravimétrico MÉTODO: Termogravimétrico Indirecto C. FUNDAMENTO: La presencia de agua en las muestras es un problema muy común al que el químico se ve enfrentado. El agua se encuentra presente como un contaminante que proviene de la atmósfera o de la disolución en que se ha formado la sustancia ej. agua de adsorción o bien unida químicamente; ej. agua de cristalización cristali zación o hidratación. Sin embargo, independientemente del cual sea su procedencia, el agua representa un papel importante en la determinación de la composición de una muestra. Desafortunadamente, y en especial en los sólidos, el el contenido de agua variará vari ará con la humedad, la temperatura, y el estado de subdiv subdivisión. isión. Por lo tanto, la constitución de una muestra puede cambiar notoriamente con el ambiente y modo de manejarla. En el análisis de una muestra puede interesarnos la determinación de agua total (la suma de agua unida químicamente y físicamente al sólido), sólido), o bien la determinación de agua parcial, ya sea agua de hidratación o unida físicamente. El procedimiento indirecto (mide la pérdida de peso) es el más utilizado para determinar ya sea agua higroscópica (o agua adsorbida) y el agua de cristalización. cristal ización. Por lo general las muestras sólidas contienen cantidades variables de agua adsorbida. Comúnmente los materiales inorgánicos se secan antes de pesarlos, por un periodo de 1 a 2 horas en estufa de secado a 105º 110ºC. Para remover remov er otro tipo de agua, como la que se se encuentra atrapada en el interior de los cristales, puede ser necesario emplear temperaturas más altas. Se debe tener presente que los resultados dependen dependen del grado de división del material, tiempo, temperatura y presión mantenida en la estufa. En los materiales o fluidos biológicos existe, fuera del agua libre , que se evapora fácilmente, el agua combinada unida tenazmente por fuerzas físicas (fuerzas de Van der Waals, enlaces de hidrógeno). La muestra para analizar por este procedimiento debe cumplir 2 requisitos: a) El agua ha de de ser el único componente componente volátil. b) El residuo no debe variar vari ar de peso producto de una una hidrólisis, hidrólisi s, u oxidación, oxidaci ón, etc. En algunos casos, la aplicación de altas temperaturas en estufas para lograr la remoción total del agua puede producir los siguientes inconvenientes, como causa de error: a)

Volatilización Volatil ización de componentes no acuosos

b)

Descomposición Descomposición térmica de la muestra.

c)

Reacciones secundarias

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento Departamento de Química Q uímica d) La remoción de agua de sustancias coloidales y macromoleculares, macrom oleculares, generando contracción y aplastamiento en su estructura, lo que produce una mayor lentitud de difusión del vapor de agua (alimentos deshidratados). Para evitar estas situaciones es preferible el uso de estufas al vacío en que la desecación puede hacerse a 70º - 80ºC y a presión de 25 mm Hg o menos por un período de 5 horas. Las técnicas de determinación de humedad por desecación tienen la ventaja de ser sencillas de realizar, exigen bajo costo y suministran en la mayoría de los casos resultados suficientemente reproducibles. La desecación se puede realizar también utilizando rayos infrarrojos (existen balanza especiales). D. MATERIALES 

Cápsula Cápsula metálica

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Pinzas metálicas

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Estufa de secado

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Balanza analítica

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Desecador

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Sílica gel

E. PROCEDIMIENTO 1. Pesar entre 5 a 10 g de muestra con precisión 0.1 mg, en una cápsula metálica previamente tarada. (1) 2. Colocar la cápsula conteniendo la muestra (rotular bien) en la estufa a 110ºC durante 1 hora aproximadamente. (2) 3. Sacar la cápsula de la estufa y colocarla colocarl a en el desecador. Esperar 5 minutos y pesar. pesar. Colocar nuevamente en la estufa por 30’ y repetir la operación hasta 4. peso constante.

5.

Calcular el % humedad presente en la muestra.

Notas: 1. La cápsula debe estar limpia y seca. 2. La muestra debe quedar distribuida uniformemente sobre la cápsula. F. CÁLCULOS

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento Departamento de Química Q uímica % H2O =peso (cápsula + M húmeda)  - peso (cápsula + M seca) *100 peso M humed M: muestra

CUESTIONARIO 1. ¿Por qué es importante import ante conocer el contenido de humedad en en las muestras? 2. ¿Qué diferencia existe entre humedad y contenido de agua? 3. Enumere los distintos tipos ti pos de agua agua presentes en las muestras y refiérase brevemente a cada uno de ellos. 4. ¿Cómo afecta la molienda en el contenido de humedad de una una muestra? 5. Enumere las posibles fuentes de error del método en la determinación de humedad, humedad, utilizando el método indirecto. 6. ¿De qué factores depende la temperatura y tiempo de secado de una muestra? 7. ¿Qué precauciones se deben tomar durante la cuantificación cuantificac ión de humedad utilizando el método gravimétrico indirecto? 8.- Distinguir entre : a) agua esencial b) a)agua adsorbida ,agua ocluida, b)agua de cristalización y agua de constitución c) muestra bruta y muestra de laboratorio

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LABORATORIO Nº 3 A. OBJETIVO : DETERMINACIÓN % AGUA DE HIDRATACIÓN B. MÉTODO : Termogravimétrico Indirecto C. FUNDAMENTO: La determinación de agua es de suma importancia en el análisis químico. El agua se utiliza en la preparación de muchas sustancias y permanece combinada a ellas como constituyente, contaminante o diluyente; además algunas sustancias la adsorben de la atmósfera. El agua se encuentra unida físicamente a las materias sólidas en la forma de: a) Agua disuelta : Distribuida en el cristal en forma homogénea (del mismo modo que la solución verdadera contiene sustancias disuelta homogéneamente). b) Agua ocluida: Se trata de agua que queda atrapada en pequeñas cavidades dentro del cristal. c) Agua adsorbida : La adsorción se refiere siempre a un fenómeno que tiene lugar en la superficie de un cuerpo y está en equilibrio con el agua de la fase vapor ambiente. Las sustancias divididas (por ej. calcinadas) pueden adsorber gran cantidad de agua en esta forma. El agua también se encuentra unida químicamente en el sólido. Se diferencia de los anteriores en que se combina en una proporción definida en peso. Se distinguen dos tipos: Agua de cristalización o hidratación. Esta se encuentra unida en forma molecular a los iones o moléculas del sólido, por ej.: BaCl 2 x 2H2O, CuSO4 x 5H2O, CaSO4 x 2H2O, etc. 



Agua de constitución. (o agua formada por descomposición).

Esta última no se encuentra en forma de moléculas de agua dentro del sólido, sino como átomos de H y O unidos a otros átomos del sólido por ej.: Ca(OH) 2 , NaHCO3. Se utiliza el método termogravimétrico para la determinación de agua. En este método, el componente o el grupo de componentes desconocidos se separa del resto de la muestra por volatilización, ya sea por aplicación de calor solamente o por adición de un reactivo apropiado. La cantidad de componentes volatilizado puede medirse directamente por adsorción y pesada de la fracción volátil o indirectamente por la pérdida de peso de la muestra. Un ejemplo simple de determinación indirecta de agua es la determinación del agua de hidratación del BaCl 2 x 2 H2O. Pagina 11 de 64

Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química El cloruro de bario dihidratado se descompone por calentamiento en el aire a temperatura moderada de acuerdo a la siguiente ecuación: BaCl x 2 H 2O

 

BaCl2 + 2 H2O

La pérdida de peso por calentamiento de la muestra se debe sólo a la pérdida de agua. El dihidrato pierde prácticamente todo el agua de hidratación, cuando se calienta por encima de 113ºC y los puntos de fusión y ebullición de la sal anhidra son respectivamente 962ºC y 156ºC, por lo cual se eligió como la temperatura más adecuada para la determinación de agua de hidratación. La sal anhidra es algo higroscópica en el aire ambiente normal. De ahí que debe ser transferida rápidamente al desecador después de completarse la operación de secado y pesarse muy rápidamente cuando se saque del desecador. D. REACTIVOS Y MATERIALES  

BaCl2 x 2 H2O

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Tubos de ensayo

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Pinza de madera

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Mechero Bunsen

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Desecador

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Silica gel



Estufa de secado



Balanza analítica

E. PROCEDIMIENTO 1. Tome un tubo de ensayo y lávelo prolijamente. Séquelo con el mechero. Colóquelo en el desecador limpio y seco durante 5 minutos . 2. Tare el tubo de ensayo. Pese entre 1 y 2 g de BaCl 2 x 2 H2O y colóquelo en el tubo de ensayo previamente tarado. Caliente el tubo en el mechero hasta que no se observen desprendimientos de vapores. Llévelo al desecador durante 5 minutos. (1). 3.

Pese el tubo de ensayo que contiene la sal deshidratada

4. Por diferencia de peso calcule el % de agua de hidratación presente en la muestra Nota:

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química 1.

Para evitar que se aglomere y se forme una costra en el hidrato, golpee suavemente el tubo de ensayo, sobre una rejilla de asbesto a medida que calienta.

F. CÁLCULOS % agua de hidratación = (g tubo de ensayo + g sal hidratada)-( g tubo de ensayo+ g sal deshidratada)  x 100

peso sal hidratada

CUESTIONARIO 1.

¿Qué diferencia existe entre desecante y desecador?.

2.

Enumere 5 desecantes que se pueden utilizar en el laboratorio.

3. ¿Cuál es el contenido teórico del % H 2O hidratación presente en el BaCl2 x 2H2O?. 4.

Compare el % H2O obtenido experimentalmente con el v alor teórico.

5.

¿Cuándo se habla de % humedad y % agua?.

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química LABORATORIO Nº 4 A. OBJETIVO :  DETERMINAR LA CANTIDAD DE HIERRO PRESENTE EN UNA MUESTRA SOLUBLE MEDIANTE SU PRECIPITACIÓN COMO Fe(OH)3.. B. MÉTODO

: Gravimétrico directo

C. FUNDAMENTO: La solubilidad de una sal poco soluble está determinada por la concentración de sus iones en solución, en equilibrio con la sal sin disociar. Los factores involucrados en el equilibrio son: Sal (s)

Iones (aq)

afectarán la solubilidad de sal. La precipitación de aquellos compuestos pocos solubles constituidos por un anión de marcado carácter básico depende sensiblemente de la concentración de H+ en solución. Se puede precipitar cuantitativamente ion férrico de soluciones débilmente ácidas, neutras o ligeramente alcalinas en forma de óxido férrico hidratado: Fe3+ + OH-

+ x H2O

Fe(OH)3 (s)

.

X H2O

 A fin de iniciar la precipitación del Fe 3+  la concentración de OH - debe ser tal que el producto de las molaridades de ambos iones superen el producto de solubilidad del Fe(OH) 3. En general debe haber cierto grado de saturación para que pueda iniciarse el proceso de precipitación, grado de sobresaturación que varía según la naturaleza del precipitado. 3+

- 3

Fe  x OH 

= Kps

Kps= 4 x 10-36

Después de haber precipitado, lavado y filtrado, el Fe(OH) 3 . X H2O puede calcinarse y obtenerlo en forma de óxido férrico anhidro, en cuya forma puede pesarse. 2 Fe (OH)3

.

X H2O

Fe2O3(S) + (2x +3) H2O

900ºC

En el caso del ion férrico la precipitación total, se logra cuando el pH tiene un valor entre 3-4. Este valor relativamente bajo impide o reduce al mínimo la precipitación de la mayoría de los óxidos e hidróxidos de cationes metálicos con 2 cargas positivas. El óxido hidratado es gelatinoso y puede contener impurezas ocluidas. Cuando esto se sospecha, el precipitado inicial se disuelve en ácido y se vuelve a precipitar. Puesto que durante la segunda precipitación la concentración de impurezas es menor, la contaminación por oclusión disminuye.

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química D. REACTIVOS Y MATERIALES 

HNO3 (c), (d = 1.40 g/mL , aprox. 65 %)

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NH3  1:1

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NH4NO3 1% p/v

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AgNO3 0.1 M

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Papel filtro Wh 41 o similar

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Crisoles de porcelana

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Pinzas metálicas

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Guantes resistentes al calor

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Papel tornasol

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Varilla de agitación

E. PREPARACIÓN DE SOLUCIONES 1. Solución de NH 3 1:1. Colocar 100 mL de H 2O (d) con probeta en un vaso pp. y adicionar lentamente por las paredes agitando con varilla de vidrio 100 mL de NH3 (c). Homogenizar bien. 2. Solución NH 4NO3 1%.  Pesar 1g NH 4 NO3 en balanza monoplato y colocarlo en un vaso pp. Adicionar una pequeña cantidad de agua suficiente para disolver la sal. Complete a 100 mL con agua destilada. Homogenizar bien. F. PROCEDIMIENTO 1. Se llevan a peso constante 3 crisoles de porcelana con su tapa, calentándolos al rojo durante 15 min. sobre un mechero. Se dejan enfriar en un desecador durante 30 min y se pesa cada uno. Se repite el procedimiento hasta que pesadas sucesivas no difieran en más de 0.3 mg. Nota 1: Es necesario asegurarse de que la totalidad de cualquier sustancia oxidable que pudiera estar presente en la superficie de cada crisol se haya consumido. 2. Se miden exactamente 20.0 mL de solución problema, se colocan en un vaso precipitado de 400 mL provisto de un vidrio de reloj y de una varilla de agitación. Se diluyen a 50 mL con agua destilada y se agregan 1-2 mL de ácido nítrico concentrado. Se hace hervir suavemente hasta que el color sea amarillo claro.

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química 3. Se diluye la solución a 100 mL con agua destilada, se calienta a ebullición y se agrega lentamente solución de hidróxido de amonio 1:1 hasta ligero exceso, indicado por el olor de los vapores desprendidos de la solución. Nota 2: Puede usar papel tornasol o papel indicador pH para verificar que la solución sea básica.

4. Se hierve suavemente durante 1 minuto y se deja sedimentar el precipitado. Deje reposar 10 minutos sin hervir hasta que el Fe (OH) 3 coagule. El líquido sobrenadante debe ser incoloro. 5. Cuando la mayor parte del precipitado has sedimentado se filtra la solución sobrenadante usando un papel de filtro Wh 41 o similar tratando de dejar la mayor parte del precipitado en el vaso. Se lava repetidamente el precipitado con NH4NO3  al 1% caliente hasta que no se detecte Cl -  en el sobrenadante filtrado . Nota 3:  El Cl -  se busca acidificando unos cuantos mL del filtrado con HNO 3 diluido y agregando unas gotas de AgNO3 0.1 M.

6. Finalmente, se transfiere el sólido al filtro valiéndose de una varilla policía y una cantidad extra de agua caliente de una piseta. Nota 4: Si en el vaso queda precipitado a pesar del lavado, con un pedazo de  papel filtro limpie el vaso e incorpore al embudo donde se encuentra el  precipitado.

7. A continuación se dobla el papel filtro con el precipitado y se coloca en un crisol de porcelana previamente tarado. Con cuidado, se seca el crisol con llama pequeña . Evite las salpicaduras. Nota 5: La llama debe orientarse hacia la parte superior del recipiente y la tapa debe retirarse.

8. Después de secado, el papel filtro se incinera incrementado la temperatura de la llama. El aire debe llegar libremente hasta el crisol, para evitar la reducción del hierro por el carbono . Nota 6: La tapa debe mantenerse al alcance de la mano para sofocar el crisol en caso que el papel se inflame. Cualquier huella de carbono dejada sobre el crisol o su tapa debe eliminarse dirigiendo hacia ella la llama del mechero. Deben emplearse pinzas y guantes para manipular el crisol.

9. Finalmente, el producto se calcina durante 15 min. con el calentamiento más intenso que el mechero permita. 10.Enfriar el crisol por un corto tiempo al aire y luego en un desecador 30 min. El crisol se pesa con su tapa, se vuelve a calcinar y se lleva a peso constante. 11. Para cada muestra, se calcula el porcentaje en peso de hierro. G. TABLA DE DATOS Y RESULTADOS

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química  Alícuota de muestra(mL) ........................................ ........................................ Peso del crisol (g) ........................................ ........................................ Peso del crisol+ pp. Fe 2O3(g) ........................................ ........................................ Peso del pp. Fe 2O3(g) ........................................ ........................................ Peso del pp. Fe 2O3(g)promedio  

........................................

H.CÁLCULOS % Fe = g pp Fe 2O3 x 2x PA Fe x 100 PM Fe2O3

mL muestra

PA : peso atómico PM : peso molecular  CUESTIONARIO 1. ¿Qué características tiene el precipitado de Fe(OH) 3?. ¿ Que problemas presenta la formación de este tipo de precipitado? 2.

¿Qué ocurriría si el precipitado se lavara con agua destilada?

3.

¿Qué significa el término “peptización”?

4. ¿Cuál es el factor gravimétrico que permita transformar gFe en gFe3O4? 5.

¿Cuál es la finalidad de la coagulación?

6.¿ Que consideraciones intervienen en la selección del tamaño y de la porosidad del papel filtro? 7.¿Por qué es mas conveniente lavar un precipitado con agua caliente y no agua fría?

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química LABORATORIO Nº 5 VOLUMETRIA DE PRECIPITACIÓN A. OBJETIVO SOLUBLE.

: DETERMINACIÓN DE CLORUROS EN UNA MUESTRA

B. MÉTODO : Mohr C. FUNDAMENTO: La aplicación de las reacciones de precipitación con fines analíticos es, en muchos casos, más sencilla en el análisis volumétrico que en el gravimétrico. En los métodos volumétricos, no es necesario separar el precipitado de las disoluciones. Además es tolerable que el precipitado se halle impurificado con otras sustancias, siempre que éstas no consuman reactivo. Pese a estas ventajas, existen limitaciones en la aplicabilidad de los métodos volumétricos de precipitación. Estas radican principalmente en la necesidad de utilizar indicadores.

Por otro lado, la solubilidad de una sal escasamente soluble es muchas veces apreciable en disoluciones en que sólo se encuentren presente cantidades equivalentes de los iones y, en que no puede aplicarse el efecto del ion común para disminuirla. Una reacción química para la cuál se forma un precipitado ligeramente soluble debe satisfacer tres requisitos importantes, para que pueda ser utilizada en una titulación de precipitación: 1. La velocidad de reacción entre el precipitante y la sustancia que se desea precipitar debe ser rápida. 2. La reacción debe ser cuantitativa conforme a una relación estequiométrica definida. 3. Debe disponerse de un medio razonablemente simple y cómodo para localizar o identificar el punto en el cual la cantidad de precipitante agregado es estequiométricamente equivalente a la sustancia que se precipite. Si una reacción de precipitación satisface los dos primeros requisitos, habitualmente es posible idear un medio adecuado para determinar el punto de equivalencia de la titulación. Los haluros de plata, tiocianato de plata y unas cuantas sales de mercurio, plomo y cinc son los compuestos más importantes que intervienen en las titulaciones de precipitación. El método propuesto por Mohr (1856) para la determinación de cloruros y bromuros se basa en la utilización de un cromato alcalino como indicador. En el punto final los iones cromatos se combinan con el exceso de iones Ag + originando un precipitado rojo ladrillo de cromato de plata . Reacción de titulación: Ag +

+ Cl-

 AgCl(s)

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pp blanco

Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química Reacción de punto final : 2Ag + + CrO42-

 Ag2CrO4(s)

pp rojo ladrillo.

El AgCl precipita antes que el Ag 2CrO4. El punto final de la formación de AgCl es indicado por la primera aparición de Ag 2CrO4. Es muy importante y necesario ejercer un control razonable de la concentración de CrO 42- y del pH para que la precipitación del Ag 2CrO4  ocurra en el momento deseado de la titulación. La disolución problema debe ser neutra o ligeramente alcalina; pues si es demasiada alcalina se precipita el hidróxido de plata, mientras que sí su pH < 5, el punto final aparece lentamente y de manera muy poco clara, debido a la disminución de los iones cromato presentes: 2 H+ + 2 CrO 42

-

 2 HCrO 4  Cr 2 O7

2-

 + H2O

El pH debe mantenerse entre 6.5-9.0 lo que puede lograrse con el empleo de una disolución reguladora o de manera más sencilla adicionando un exceso de carbonato cálcico puro. No obstante, operando correctamente, el método de Mohr da resultados exactos, incluso con disoluciones de cloruro muy diluidas; pero para determinaciones más exactas es preciso tener en cuenta los fundamentos del método, que no son más que un caso de precipitación fraccionada del AgCl y del Ag 2CrO4 El error de titulación de este método se debe principalmente a que es preciso que se forme cierta cantidad de Ag 2CrO4  para que sea perceptible su color. Esto implica por lo común un consumo adicional de 0.05 a 0.08 mL de disolución de AgNO 3 0.1 N sobre el volumen de disolución reactivo equivalente al cloruro realmente presente. El valor de este error de valoración aumenta con la disolución de la muestra problema y en disolución 0.01 N puede ser 0.6%. Este error de titulación puede corregirse de dos maneras. Una es la realización de la titulación de un blanco exento de cloruro. El volumen de Ag + necesario para la formación del color rojo ladrillo perceptible se resta del volumen de solución de AgNO 3 gastado en la titulación del Cl -  presente en la muestra. La otra forma considera la estandarización de la solución de AgNO 3 por el método de Mohr titulando una solución patrón de NaCl en condiciones similares a las de la titulación del analito problema. El método de Mohr se aplica muy bien para cuantificar Cl -, Br - y CN-, pero no funciona para I - (debido a la intensa adsorción de estos iones por el precipitado de AgI) o SCN- (tiocianato). D. MATERIALES Y REACTIVOS  

AgNO3



H2O (d)



K2CrO4

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K2Cr 2O7

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NaCl p.a. Pagina 19 de 64

Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química E. PREPARACIÓN DE SOLUCIONES REACTIVOS 1. Solución de AgNO3 0.1 N. Realice los cálculos para la preparación de..... mL de solución de AgNO 3  0.1 N. Disuelva los cristales en un pequeño volumen de agua destilada, exenta de cloruros , en un vaso de precipitado. Diluya la disolución hasta el volumen señalado. Agite para homogeneizar. Guarde la solución en frasco oscuro y rotule. Solución indicadora de K 2CrO4 (sólo un estudiante). Disuelva 8.4 g de 2 K2CrO4 y 1.4 g de K 2Cr 2O7 en agua destilada. Complete hasta un volumen de 200 mL. Guarde en frasco limpio y rotule.

F. PROCEDIMIENTO 1. ESTANDARIZACIÓN DE LA SOLUCIÓN DE AgNO 3 En vidrio de reloj pese exactamente entre 100 y 120 mg de NaCl p.a., seco a 100º C por 2 hrs. Transfiera cuantitativamente los cristales a un Erlenmeyer de 250 mL. (1) Disuelva completamente con un volumen aproximado de 30 mL de agua destilada. Adicione 1 mL de solución indicadora de cromato de potasio. Desde una bureta valore lentamente con solución de AgNO 3 , hasta obtención de un precipitado de color rojo ladrillo. Registre sus observaciones y resultados. Calcule la N de la solución AgNO 3 2. DETERMINACIÓN DE CLORUROS EN UNA MUESTRA DE CLORURO SOLUBLE. (DUPLICADO) Tome una alícuota de 10.0 mL de muestra problema con pipeta volumétrica .  Adicione 1 mL de solución indicadora de K 2CrO4. Diluya con 30 mL de agua destilada. (2).  Titule lentamente con la solución patrón de AgNO 3 hasta obtención de un precipitado de color rojo ladrillo. Exprese sus resultados en términos de % p/v NaCl Notas: Se puede preparar una solución patrón de NaCl 0.1000 N para utilizarla (1) en la estandarización de la solución AgNO3 0.1 N   Compruebe si el agua destilada del laboratorio contiene cloruro. A 10 ml de (2 )  agua añade 1 gota HNO3  (c) y 1 gota solución AgNO 3 0.1 N. No debe  presentarse ni la más ligera turbidez.

F. CÁLCULOS % p/v NaCl = N AgNO 3 x V (L) AgNO3 x P.E. NaCl x 100 mL Muestra

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química P.E. : Peso equivalente

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química CUESTIONARIO 1.

Explique la diferencia entre punto final y punto de equivalencia.

2. ¿Por qué se recomienda la titulación de un blanco en el método de Mohr? 3.

¿Por qué es importante controlar el pH en el método de Mohr?

4. ¿Qué rango de peso debe tomarse de la sal de cloruro de sodio para que al titularlo con una solución de AgNO 3 0.1 M el gasto no sea inferior a 20 mL ni superior a 25 mL? 5. Escriba las ecuaciones químicas de las reacciones primarias y del indicador en el método de Mohr. 6. En la determinación de cloruros por el método de Mohr, se agregó solución indicadora de K 2CrO4, pero el pH de la solución resultó ser muy ácido. La cantidad de cloruro que se encontrará será: ¿alta, baja o correcta? Razone.

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química LABORATORIO Nº 6 VOLUMETRIA DE PRECIPITACIÓN A. OBJETIVO: DETERMINACIÓN DE CLORUROS EN UNA MUESTRA SOLUBLE. B. MÉTODO: Fajans C. FUNDAMENTO: El método de Fajans se basa en que cuando se añade nitrato de plata a una disolución neutra de cloruro que contiene una pequeña cantidad de fluoresceína, el punto de equivalencia de la reacción se pone de manifiesto por un cambio de color del amarillo al rosado. Cuando se deja sedimentar el precipitado se observa que es de color rosa, mientras que la disolución es casi incolora. La titulación se debe hacer en disoluciones levemente ácidas o neutras. El mecanismo mediante el cual cambia de color la fluoresceína no es similar al usado en el método de Mohr. La fluoresceína y sustancias similares son ácidos débiles ( Ka = 10 -8) que en disolución neutra dan origen a un anión que se representa abreviadamente como Fl-. Mientras que durante la valoración exista durante la valoración exceso de iones cloruro, las partículas de AgCl se cargan negativamente, ya que el AgCl, como todo pp iónico, adsorbe preferentemente sobre su red a sus propios iones. En el punto de equivalencia el precipitado es neutro e inmediatamente que se sobrepasa este punto, se carga de manera positiva, debido ahora a la adsorción de los iones Ag + que existen en exceso en la disolución y este precipitado cargado positivamente es el que adsorbe sobre sí los aniones de la fluoresceína:  AgCl pp en presencia de exceso de Cl- : (AgCl) Cl - : Na+  AgCl pp en presencia de exceso de Ag+ : (AgCl) Ag+ : NO2(AgCl) Ag+ : NO2- + Fl-  (AgCl) Ag + : Fl La principal ventaja que se consigue con el uso de indicadores de adsorción , es que si se eligen de manera adecuada, dan lugares a errores de valoración muy pequeñas. Además hacen posible valoraciones que no pueden realizarse por otros métodos Ej. I -. La fluoresceína es un indicador de los llamados de “adsorción” que fueron

introducidos por K Fajans y O. Hessel (1923), y son colorantes orgánicos.  Actúa adsorbiéndose repentinamente en el precipitado cuando llega al punto de equivalencia, debido a una propiedad del precipitado en este punto, y al efectuarse la adsorción cambia el color del indicador. D. REACTIVOS Y MATERIALES  

AgNO3



NaCl p.a., seco Pagina 23 de 64

Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química 

KSCN p.a.

 

Fluoresceína

E. PREPARACIÓN DE SOLUCIONES Solución de AgNO3 0.1 N.  Realice los cálculos para la preparación de 1. .... mL de solución de AgNO 3  0.1N. Disuelva los cristales en un pequeño volumen de agua destilada, exenta de cloruros, en un vaso de precipitado. Diluya la disolución hasta el volumen señalado. Agite para homogeneizar. Guarde la solución en frasco oscuro y rotule. Solución indicadora de fluoresceína: (sólo un estudiante). Pese 0.100 g 2. de fluoresceína y disuelva con 100 mL de etanol al 70%. Guarde en frasco limpio y rotule.

F. PROCEDIMIENTO 1.

ESTANDARIZACIÓN DE LA SOLUCIÓN DE AgNO 3 (DUPLICADO)

En vidrio de reloj pese exactamente entre 100 y 120 mg de NaCl patrón. Transfiera cuantitativamente los cristales a un matraz erlenmeyer de 250 mL. Disuelva totalmente con un volumen aproximado de 20 mL de agua destilada. Adicione 10 gotas de indicador de absorción fluoresceína. Titule lentamente con solución de AgNO 3  hasta aparición de una coloración rosada en la superficie del pp. f ormado. Registre sus observaciones y resultados. Calcule la N de la solución de AgNO 3 2. DETERMINACIÓN DE CLORURO EN UNA MUESTRA DE CLORURO SOLUBLE (DUPLICADO) Tome una alícuota de 10.0 mL de muestra con pipeta total. Adicione 10 gotas de solución indicadora de fluoresceína. Titule lentamente con solución de  AgNO3  hasta aparición de una coloración rosada en la superficie del pp formado. Registre sus observaciones y resultados. Exprese sus resultados en términos % p/v NaCl Notas: (1) No olvide que los residuos de plata se recogen en el recipiente adecuado  para este objetivo y con el fin de recuperar posteriormente el metal. NUNCA vacíe los residuos de plata en los desagües del laboratorio. (2) Compruebe si el agua destilada del laboratorio contiene cloruro. A 10 ml de agua añade 1 gota HNO3  (c) y 1 gota solución AgNO 3 0.1 N. No debe  presentarse ni la más ligera turbidez.

G. CÁLCULOS Pagina 24 de 64

Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química % p/v NaCl = N AgNO 3 x V (L) AgNO3 x P.E. NaCl x 100 mL Muestra P.E. = Peso equivalente

CUESTIONARIO 1. Haga un esquema del precipitado de cloruro de plata durante una determinación de cloruros por el método de Fajans, con indicación de la capa iónica primaria adsorbida y de la capa contraiónica. 2. Comparar lo deseable de la coagulación del precipitado de cloruro de plata en una determinación de cloruros por el método de Fajans y en una determinación de cloruros gravimétrica. 3. Escriba la formula química del indicador utilizado en el método de Fajans. 4.

¿Qué son los indicadores de adsorción? ¿cómo actúan?

5. Indique que factores se deben tener en cuenta para entender como actúa el método de Fajans. Fundamente. 6. Refiérase a las interferencias químicas al que está sujeto el método de Fajans.

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química LABORATORIO Nº 7 VOLUMETRIA DE PRECIPITACIÓN A.OBJETIVO: DETERMINACIÓN DE CLORUROS EN UNA MUESTRA SOLUBLE. B. MÉTODO: Volhard C. FUNDAMENTO: La determinación de Volhard es en realidad un procedimiento para la titulación de Ag+, pero se utiliza también para la determinación indirecta de haluros. Con el objetivo de determinar cloruros se necesita realizar una titulación por retroceso. El procedimiento a seguir consiste en precipitar el Cl - con un exceso medido de una solución estándar de AgNO 3:  Ag+ + Cl-



AgCl(s) + Ag+ (exceso)

Se separa el AgCl, y el exceso de Ag + se titula con una solución estándar de KSCN en presencia del ion Fe 3+:  Ag+ + SCN-

 AgSCN

(s)

Cuando toda la plata se ha consumido, el SCN - reacciona con Fe 3+ para formar un complejo pardo rojizo: Fe3+ + SCN-



Fe SCN2+

La aparición del color rojo indica el punto fi nal. La cantidad de tiocianato necesaria para dar un color visible es extremadamente pequeña. Se suelen agregar unos 2 mL de disolución saturada de alumbre férrico por cada 100 mL de disolución a valorar, en cuyas condiciones bastan 10 -6 moles de SCN- para dar color perceptible; por lo que el error del punto final es muy pequeño, pero se debe tener la precaución de agitar fuertemente la disolución en las proximidades del punto final, ya que al parecer puede adelantarse éste debido a la adsorción de iones Ag +  por el precipitado.  Al conocerse la cantidad de SCN -  que fue necesaria para la titulación por retroceso, se puede saber que cantidad de Ag + quedó sin reaccionar después de la reacción con Cl -. Como se conoce la cantidad total de Ag +, puede calcularse la cantidad de Ag + que reaccionó con el Cl - presente en la muestra. En la determinación de Cl - por el método de Volhard, el color en el punto final se desvanece lentamente debido a que el AgCl es más soluble que el AgSCN. Para evitar que esto ocurra, comúnmente se utilizan dos técnicas. Una consiste en separar el AgCl por filtración y sólo titular la Ag + en el filtrado. La otra, más simple, consiste en agitar con el AgCl precipitado algunos mL de nitrobenceno, ante de la titulación por retroceso. El nitrobenceno recubre el  AgCl y lo aisla eficazmente del ataque por SCN -. Los iones Br - e I -, cuya sales de plata son menos solubles que el AgSCN, pueden titularse por el método de Volhard sin aislar el precipitado de haluro de plata.

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química El método de Volhard puede considerarse, en cierto modo, un caso particular de uno de los componentes del grupo de los llamados “indicadores metalocrómicos o indicad ores de metales”. Estos indicadores se estudian con

más detalle al exponer los utilizados en las volumetrías de formación de complejos. D. REACTIVOS Y MATERIALES  

AgNO3 0.1 N



HNO3 5% p/v



Alumbre férrico



NaCl p.a. , seco

 

Nitrobenceno

E. PREPARACIÓN DE SOLUCIONES Solución de AgNO3 0.1 N. Realice los cálculos para la preparación de 1. .... mL de solución de AgNO 3  0.1 N. Disuelva los cristales en un pequeño volumen de agua destilada, exenta de cloruros, en un vaso de precipitado. Diluya la disolución hasta el volumen señalado. Agite para homogenizar. Guarde la solución en frasco oscuro y rotule. 2.

Solución KSCN 0.1 N. Realice los cálculos para la preparación de ......

mL de solución KSCN 0.1 N. Disuelva los cristales en agua destilada y lleve a volumen. Guarde la solución en frasco limpio y rotule. Solución Indicadora de alumbre férrico (sólo 1 estudiante) . A 200 mL de agua destilada que contiene 5% p/v de HNO 3, adicione alumbre férrico hasta saturación . Guarde en frasco limpio y rotule. 3.

F. PROCEDIMIENTO 1. DETERMINACIÓN DE LA RELACIÓN DE VOLÚMENES ENTRE LA SOLUCIÓN DE AgNO3 Y LA SOLUCIÓN DE KSCN. En un matraz Erlenmeyer, adicione 10.0 mL solución AgNO 3. Diluya con 20 mL de H2O (d).  Agregue 5 mL HNO3 6 N. Adicione 1 mL de indicador alumbre férrico.  Agite y valore lentamente con solución KSCN hasta aparición de coloración rojiza. Calcule a cuántos mL de KSCN son equivalentes 10.0 mL AgNO 3. 2. DETERMINACIÓN DE CLORUROS EN UNA MUESTRA DE CLORURO SOLUBLE. Mida exactamente 10.0 mL de muestra problema. Diluya con 20 mL H 2O (d). Pagina 27 de 64

Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química  Adicione 5 mL HNO3 6N y 20.0 mL de solución de AgNO 3 0.1 N. Agregue 3 mL de nitrobenceno y 1 mL de indicador alumbre férrico. Agite hasta que el precipitado coagule. Posteriormente con solución de KSCN titule hasta la aparición de coloración rojiza. Calcule el porcentaje de NaCl presente en la muestra G. CÁLCULOS % p/v NaCl = N KSCN x V (L) KSCN x P.E. NaCl x 100 mL Muestra P.E. = Peso equivalente

CUESTIONARIO 1. Describa como determinaría NaI en una solución por el método de Volhard. 2. ¿Por qué se utiliza nitrobenceno en la determinación de cloruros por el método de Volhard? 3. ¿Cuál es la fórmula química del alumbre férrico? 4. Refiérase y enumere las condiciones que es necesario cumplir para la titulación por retroceso del exceso de AgNO 3  con la solución estándar de KSCN. 5. Indique las interferencias químicas presentes al utilizar el método de Volhard. 6. En una determinación de cloruros por uno de los métodos de Volhard modificados, un químico recubrió totalmente el cloruro de plata precipitado con nitrobenceno. El resultado final será ¿alto, bajo o igual ?. Fundamente. 7. En el método de Volhard para la determinación de cloruros ¿por qué no puede ser ácida? ¿ por qué no puede ser básica?

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química LABORATORIO Nº 8 VOLUMETRIA ÁCIDO- BASE A. OBJETIVO: PREPARACIÓN SOLUCIÓN HCl 0.1 M B. FUNDAMENTO: El ácido clorhídrico se emplea ampliamente en la titulación de bases. Las soluciones diluídas de este reactivo son muy estables y no ocasionan reacciones de precipitación engorrosa con la mayoría de los cationes. Las soluciones de HCl se pueden calentar a ebullición durante una hora sin que haya pérdida de ácido, siempre y cuando se reemplace regularmente el agua evaporada. Las soluciones de HClO 4 y H2SO4  también son estables y se emplean en titulaciones en las que el ion cloruro interfiere formando precipitados. Las soluciones de ácido nítrico rara vez se utilizan debido a sus propiedades oxidantes. En general, las soluciones patrones de ácidos se preparan por dilución de un volumen y posterior valoración de la solución diluida frente a un patrón primario. C. REACTIVOS Y MATERIALES 

Ácido clorhídrico (c)



Vaso pp 1000 mL



Dispensador (1 -10 mL)



Varilla de vidrio

 

Densímetro

D. PROCEDIMIENTO 1. En una probeta de 250 mL coloque el HCl concentrado y determine su densidad con un densímetro apropiado. 2. Con el valor obtenido de la densidad, determine el porcentaje en peso de la solución utilizando para ello las tablas de conversión que aparecen en los manuales de Química. 3. Con la densidad del ácido clorhídrico y el porcentaje en peso, calcule los mL de HCl concentrado necesarios para preparar 1000 mL de solución de HCl 0.1 M. 4. Someta a ebullición un poco más de 1000 mL de H 2O (d) durante 5 minutos. Nota 1: La ebullición tiene por objeto eliminar cantidades anormales de CO 2  que pudieran estar presentes en el H 2 O(d)

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química 5. Agregar los mL de HCl(c) calculados , ulilizando el dispensador, a un vaso pp de 100 mL contiene 100 mL H 2O (d) hervida y fría. Mezcle bien y lleve a volumen con H 2O (d). Homogenice y guarde la solución en un frasco con tapón de vidrio esmerilado o de plástico. Nota 2: No se requiere que la transferencia y preparación sea cuantitativa ya que la solución se estandarizará posteriormente. E. CÁLCULOS A) M HCl(c) = % pureza x 10 x d PM HCl d = densidad HCl (c) B) V1 = C2

x

V2

C1 C1 = Concentración molar de HCl (c) V1 = Volumen de HCl (c) C2 = Concentración molar de HCl diluido V2 = Volumen de HCl diluido

CUESTIONARIO 1. ¿Por qué casi no se emplea HNO 3 para preparar soluciones estándar? ¿Por qué el ácido acético tampoco es adecuado para éste fin? 2. Indique como preparar 1 L de HCl 0.2 M a partir de un ácido que tiene 11.50 % de HCl y una densidad de 1.06 g/mL. 3. Calcule la concentración molar de un HCl comercial cuya densidad es igual a 1.19 g/mL y su pureza es de 34.5%. 4. Enumere otras sustancias patrones básicas que se pueden utilizar para estandarizar una solución de ácido clorhídrico.

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química LABORATORIO Nº 9 A. OBJETIVO:  ESTANDARIZACIÓN SOLUCIÓN HCl 0.1 M CON Na 2CO3 p.a. B. FUNDAMENTO: Los ácidos frecuentemente se valoran con pesos conocidos de carbonato de sodio o soluciones de carbonato de sodio de concentración exactamente conocida. El carbonato de sodio puro se puede obtener en el comercio o prepararlo a partir de carbonato ácido de sodio, calentándolo entre 270ºC y 300ºC durante 1 hr: 2 NaHCO3 (s)

 Na2CO3 (s) + H2O

(g) + CO2 (g)

En la titulación de carbonato de sodio con ácido clorhídrico se observan dos puntos finales. El primero corresponde a la neutralización de carbonato a carbonato ácido (bicarbonato), y ocurre a un pH aproximado de 8.3, en tanto que el segundo , en el cual se forma ácido carbónico y dióxido de carbono, se observa a un pH alrededor de 3.8 . Na2CO3 + HCl

NaHCO 3 + NaCl 1º punto final

NaHCO3 + HCl

H2CO3 + NaCl

2º punto final

El segundo punto final es el que se emplea siempre en la estandarización ya que el cambio en el pH es mucho mayor. La solución de ácido se titula hasta la primera aparición del color ácido del indicador (ej., el anaranjado de metilo) C. REACTIVOS Y MATERIALES 

Solución de HCl 0.100 M



Na2CO3 p.a., seco



Anaranjado de metilo 0.1% p/v.

D. PREPARACIÓN DE SOLUCIONES Solución de Na2 CO3 0.1000 N. Seque una cantidad de Na 2CO3 p.a., durante 2 horas a 110ºC. Deje enfriar en el desecador. Pese exactamente en balanza analítica 5.3000 g de la sal, disuelva en un vaso precipitado con 100 mL H2O (d), transfiera cuantitativamente a un matraz de aforo 1000 mL y complete a volumen con H 2O (d). Homogenice bien. Transfiera a un frasco limpio (cebe al menos 2 veces con la solución el frasco), rotule y guarde. 1.

2.

Solución indicador de anaranjado de metilo. Disuelva 0.1 g de indicador

sólido en 100 mL de agua destilada. Homogenice bien, rotule y guarde en frasco de vidrio con gotario. E. PROCEDIMIENTO (duplicado)

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química a) Tomar porciones de alícuota de 20.0 mL de solución patrón de Na 2CO3 0.1000N en matraces Erlenmeyer de 250 mL. Diluir con 50 mL H 2O (d) .  Adicionar 3 gotas anaranjado de metilo. Titular con la solución de HCl ( el indicador debe pasar de amarillo a anaranjado). Hervir la solución durante 2 a 3 minutos (1), enfriar a temperatura ambiente y completar la titulación. (2) Calcular la normalidad promedio del HCl. b) Pesar muestras individuales de 0.20 a 0.25 g de Na 2CO3 p.a., seco (con precisión de 0.1 mg) en matraces Erlenmeyer de 250 mL y disolver con 50 mL H2O (d).  Adicionar 3 gotas de anaranjado de metilo y titular con la solución de HCl. ( el indicador debe pasar de amarillo a anaranjado). Hervir la solución durante 2 a 3 minutos (1), enfriar a temperatura ambiente y completar la titulación ( 2). Calcular la normalidad promedio del HCl.. Notas: (1)

El indicador debe cambiar de color (anaranjado a amarillo) al eliminarse el CO2  durante el calentamiento. Si no hay cambio de color, originalmente se adicionó un exceso de ácido, por lo tanto la muestra se debe desechar.

(2)

Es permitido volver a titular para establecer el punto final con mayor

certeza

F. CÁLCULOS a) N HCl = Nsoluc.patrón Na2CO3 x Alícuota soluc.patrón Na 2CO3  (mL) Gasto solución HCl (mL) b) N HCl =

mg Na2CO3  p.a PE Na2CO3 x Gasto solución HCl (mL)

PE Na2CO3 = PM/2

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química CUESTIONARIO 1. ¿ Cómo se prepararían 500 mL de Na 2CO3 0.0800 M a partir del sólido puro?. 2. Calcule la concentración molar de una solución diluida de HCl si la titulación de 0.2694 g Na 2CO3 puro necesitó 38.8 mL del ácido. 3. Proponga un intervalo de peso de Na 2CO3 si se desea gastar entre 35 mL y 45 mL de HCl 0.075 M. 4. Supóngase que para la estandarización de una solución de ácido clorhídrico se usa como estándar primario hidróxido de sodio de grado reactiv o. La concentración de ácido obtenida, ¿Sería alta, baja o correcta?. Razone y fundamente la respuesta. 5. En la estandarización de una solución de ácido clorhídrico frente a carbonato sódico, el químico que lo hizo no secó completamente el carbonato sódico. Este error ¿fue causa de que la concentración de ácido clorhídrico de que informó fuera alta, baja o correcta?.

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química LABORATORIO Nº 10 A. OBJETIVO: PREPARACIÓN SOLUCIÓN NaOH 0.1 M B. FUNDAMENTO: El hidróxido de sodio es la base más común para preparar soluciones patrón , pero también se puede utilizar hidróxido de potasio y el hidróxido de bario. Ninguno de estos reactivos se puede obtener con una pureza de patrón primario, de modo que la solución se debe preparar con una concentración aproximada y estandarizarla después de su preparación frente a una sustancia ácida patrón. Se debe tomar en cuenta el efecto de dióxido de carbono sobre las soluciones patrón de bases, ya que la absorción del CO 2 sobre las soluciones conduce a un error determinado o sistemático negativo en los análisis en los que se utiliza un indicador con intervalo de viraje básico (este error no se tiene cuando se emplea un indicador con intervalo de viraje ácido). Los hidróxidos de sodio, de potasio , y de bario, tanto en solución como en estado sólido, reaccionan fácilmente con el dióxido de carbono atmosférico produciendo el carbonato correspondiente: CO2(g) + 2OH-



CO32- + H2O

 Aunque cada ion carbonato consume dos iones hidróxido, la adsorción de dióxido de carbono por una solución de base no necesariamente altera su capacidad de combinarse con los iones hidronio. Así , en el punto final de una titulación que requiere un indicador ácido , cada ion carbonato formado a partir de hidróxido de sodio o de potasio habrá reaccionado con dos iones hidronio del ácido. CO3= + 2H2O

 H2CO3 +

2H2O

Como la cantidad de iones hidronio consumidos por esta reacción es igual a la cantidad de hidróxido que se ha perdido por la formación del ion carbonato , no se incurrirá en ningún error. Lamentablemente la mayoría de las titulaciones que utilizan soluciones patrón de bases requieren un indicador con intervalos de transición básicos (fenolftaleína). En este caso, cuando se observa el cambio de color del indicador, cada ion carbonato hará reaccionado con sólo un ion hidronio. CO32- + H3O+

-

 HCO3  +

H 2O

La concentración efectiva de la base estará disminuída por la absorción de dióxido de carbono y tendrá lugar un “error de carbonato”. El mejor método para preparar soluciones de hidróxido de sodio libre de carbonato se basa en aprovechar la poca solubilidad del carbonato de sodio en soluciones concentradas del álcali. Se prepara una solución acuosa de hidróxido de sodio al 50%. El carbonato de sodio se deja sedimentar (o se elimina por filtración al vacío) hasta que quede un líquido claro que luego se decanta y diluye hasta dar la concentración deseada.

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química Las soluciones alcalinas exentas de carbonato deben prepararse con agua a la que previamente se ha eliminado el dióxido de carbono. El agua destilada , que muchas veces está sobresaturada de CO 2, debe hervirse unos minutos para eliminar el gas. El agua se deja enfriar antes de añadir la bases ya que las soluciones calientes adsorben el dióxido de carbono rápidamente. Las soluciones estándar de bases son relativ amente estables siempre que estén protegidas del contacto con la atmósfera. Para ello se recomienda su almacenamiento en botellas de polietileno. La concentración de soluciones de hidróxido de sodio disminuye lentamente (0.1 - 0.3% por semana) si se almacena en botellas de vidrio debido a la reacción de la base con el vidrio formando silicatos de sodio. Por este motiv o las soluciones patrón de base no deben guardarse en frasco de vidrio por largo tiempo (más de 1 o 2 semanas), tampoco deben guardarse en frascos con tapón de vidrio ya que la reacción entre la base y el tapón hará que en poco tiempo éste se selle. C. MATERIALES Y REACTIVOS  

NaOH



Vaso pp 1000 mL



Varilla agitación



Balanza monoplato



Frasco plástico

D. PROCEDIMIENTO 1. En un vaso pp hierva ...... mL de H 2O destilada. Enfríe hasta temperatura ambiente. 2. Pese en balanza monoplato , con aproximación de 0.1g, .... de NaOH sólido. Adicione rápidamente el sólido al vaso conteniendo el agua hervida y fría. Nota: Durante esta etapa puede producirse un fuerte desarrollo de calor.

3. Agite para homogenizar bien, guarde en frasco limpio de polietileno con tapa de plástico o goma. Rotule. E. CÁLCULOS g NaOH = M NaOH x PMNaOH x V (L)solución NaOH M = Molaridad PM = Peso Molecular V = Volumen

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química CUESTIONARIO 1. Indique como se prepararían 500 mL de NaOH 0.4 M a partir del reactivo sólido. 2. Describa brevemente en que circunstancia no cambia la molaridad de una solución de hidróxido de sodio por la adsorción de CO 2. 3. ¿Por qué no se usan más comúnmente como valorantes estándares las soluciones acuosas de amoníaco y de hidróxido potásico? 4. ¿Por qué las soluciones de hidróxido de sodio para ser utilizadas en titulaciones ácido- base deben estar libre de carbonatos? 5. Qué es un estándar primario? Enumere algunos estándar primario que se pueden utilizar para titular las soluciones de hidróxido de sodio.

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química LABORATORIO Nº 11 A. OBJETIVO: ESTANDARIZAR SOLUCIÓN DE NaOH 0.1 M CON FTALATO ÁCIDO DE POTASIO p.a. B. FUNDAMENTO: Para la estandarización de bases se cuenta con excelentes patrones primarios. La mayoría son ácidos orgánicos débiles que necesitan un indicador con intervalo de viraje ácido. El ftalato ácido de potasio es un patrón primario ideal. Es un sólido cristalino no higroscópico con una masa elevada (204.2 g/mol). En la mayoría de los casos se puede utilizar el reactivo comercial grado analítico sin necesidad de purificarlo. C.

MATERIALES Y REACTIVOS



Solución NaOH 0.100 M



KHC8H4O4 p.a., seco



Fenolftaleína 1% p/v

D. PREPARACIÓN DE SOLUCIONES Solución KHC 8 H 4O4 0.1000 N . Seque una cantidad KHC 8H4O4  p.a, durante 2 horas a 110ºC y deje enfriar en un desecador. 1)

Pese exactamente en balanza analítica, 20.4100 g de la sal, disuelva en un vaso precipitado con 100 mL H 2O (d), transfiera cuantitativamente a un matraz de aforo 1000 mL y complete a volumen con H 2O (d) . Homogenice bien. Transfiera a un frasco limpio (cebe al menos 2 veces con la solución el frasco), rotule y guarde. 2)

Solución fenolftaleína 1% p/ v . Disolver 1.0 g de indicador sólido en una

solución que consiste en 80 mL de etanol, y 20 mL de agua destilada. Homogenizar bien, rotular y guardar en frasco de vidrio con gotario. E. PROCEDIMIENTO (Duplicado)

a) Tomar porciones de alícuota de 20.0 mL de solución patrón KHC 8H4O4 0.1000 N en matraces Erlenmeyer de 250 mL. Diluir con 50 mL H 2O(d).  Adicionar 3 gotas de fenolftaleína y titular con la solución de NaOH 0.1 M hasta que el color rosa del indicador persista durante 30 segundos. Calcule la Normalidad promedio de la solución NaOH. b) Secar una cantidad de ftalato ácido de potasio e hidrógeno p.a., durante aproximadamente 2 horas a 110ºC y dejar enfriar en un desecador. Pesar muestras individuales de 0.7 a 0.8 g ( con precisión 0.1 mg) en matraces Erlenmeyer de 250 mL y disolver con 50 a 75 mL H 2O (d) Pagina 37 de 64

Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química  Agregar 3 gotas fenolftaleína y titular con la solución de NaOH 0.1 M hasta que el color rosa del indicador persista durante 30 seg. Calcule la Normalidad promedio de la solución de NaOH F. CÁLCULOS a)

N NaOH = N KHC8H4O4  x V(mL) KHC8H4O4 Gasto (mL) NaOH

b)

N NaOH =

g KHC8H4O4 PE KHC8H4O4 x Gasto (L) NaOH

N

: Normalidad

V

: Volumen

PE : Peso equivalente (PM/1)

CUESTIONARIO 1. Proponga un intervalo de peso de ftalato ácido de potasio, si se desea gastar entre 30 y 40 mL de NaOH 0.20 M. 2. La valoración de una solución de NaOH frente a ftalato ácido de potasio dio los siguientes resultados:

g KHC8H4O4

0.7987

0.8365

0.8104

volumen NaOH (mL)

38.29

39.95

38.50

Calcule la Normalidad promedio de la base. 3. Supóngase que se deja que una solución estándar de hidróxido de sodio adsorba grandes cantidades de CO 2 después de haber sido estandarizada. El valor original de la concentración de hidróxido sódico valorante, ¿ sería alto, bajo o correcto?. Razone y fundamente la respuesta.

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química LABORATORIO Nº 12 A. OBJETIVO:  DETERMINACIÓN DEL CONTENIDO DE ÁCIDO EN VINAGRES Y VINOS O CONSUMO DE ACIDO EN ESTANQUES DE LIXIVIACION B. MÉTODO : Neutralización Ácido - Base C. FUNDAMENTO: El contenido total de ácido de un vinagre o de un vino o en una planta de lixiviacion de minerales de cobre consumo de ácido se determina fácilmente por titulación NaOH estandarizado en presencia de fenolftaleína como indicador. El contenido en ácido en el vinagre se expresa en términos de ácido acético, el principal constituyente ácido, aún cuando pueden existir otros ácidos. De la misma forma, el contenido de ácido de un vino se expresa como porcentaje de ácido tartárico, aún cuando en la muestra pueden existir otros ácidos. D. MATERIALES Y REACTIVOS 

Solución estándar de NaOH 0.1 M



Fenolftaleína 1% p/v



Matraces de aforo 100 mL

E. PROCEDIMIENTO (duplicado) Si el problema es un vinagre (1), tome con pipeta total 10.0 mL en un a) matraz de aforo de 100 mL y diluya hasta la marca de aforo con H 2O (d). Mezcle bien y con pipeta tome alícuotas de 20.0 mL en matraces de Erlenmeyer de 250 mL. Agregue aproximadamente 50 mL H 2O (d) y 4 gotas de fenolftaleína (2) a cada una, y titule con NaOH 0.1 M estándar al primer color rosa persistente 30 segundos.

Informe la acidez del v inagre como % p/v de ácido acético Si el problema es un vino, tome con pipeta total, alícuotas de 50.0 mL b) en matraces Erlenmeyer de 250 mL. Agregue unos 50 mL de H 2O (d) y 4 gotas de fenolftaleína a cada una  (2) y titule al primer color rosa permanente por 30 segundos.

Exprese la acidez de la muestra de vino como % p/v de ácido tartárico (3) Notas : 1. La acidez del vinagre en botella tiende a disminuir una vez expuesto al aire. Es recomendable guardar las muestras en viales individuales con tapones ajustados.

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química 2. La cantidad empleada de indicador debe incrementarse en lo necesario para hacer visible el cambio de color en las muestras coloridas. 3. El ácido tartárico tiene 2 hidrógenos ácidos, los cuales se titulan al punto final de la fenolftaleína.

F. CÁLCULOS a) % CH3COOH = N NaOH x Gasto NaOH (L) x PE CH3COOH x 100 x f.d mL Muestra b) % C2H4O2 (COOH)2 = N NaOH x Gasto NaOH (L) x PE C2H4O2 (COOH)2 x 100 x f.d mL Muestra f. d = factor de dilución

CUESTIONARIO

1. Si se dispone de una muestra de vinagre cuya etiqueta dice que el contenido de ácido acético es de 4% p/v, ¿cuál debe ser el factor de dilución para que al tomar 20.0 mL de muestra, el gasto de NaOH 0.100 M no sea superior a 25 mL?. 2. ¿Cómo procedería a analizar el contenido de acidez de una muestra intensamente coloreada? 3. Una muestra de 50.00 mL de un vino blanco de mesa necesitó 21.48 mL de NaOH 0.03776 M para obtener el punto final con fenolftaleína. Exprésese la acidez del vino en gramos de ácido tartárico por 100 mL. 4. Una alícuota de 25.0 mL de vinagre se diluyó a 250 mL en una matraz volumétrico. La titulación de alícuotas de 50.0 mL de la solución diluida necesitó un promedio 34.88 mL de NaOH 0.0960 M . Exprésese la acidez del vinagre en términos de porcentaje (p/v de ácido acético.

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química LABORATORIO Nº 13 A. OBJETIVO: DETERMINACIÓN DE CARBONATO DE SODIO EN UNA MUESTRA IMPURA.(CALIZA) B. MÉTODO :

Neutralización Ácido - Base

C. FUNDAMENTO: Una muestra que contiene solamente carbonato de sodio y sustancia inertes desde el punto de vista ácido - base se titula con solución de HCl estandarizado en presencia de anaranjado como indicador. D. MATERIALES Y REACTIVOS 

Solución estándar de HCl 0.1 M



Anaranjado de metilo 0.1 % p/v

E. PROCEDIMIENTO 1. Seque la muestra problema a 110ºC (durante 2 horas), y déjela enfriar en un desecador. 2. Pese entre 1.0 y 1.2 g de muestra y transfiera a un matraz aforado de 250 mL. Si la muestra ya está en solución, tome alícuotas del tamaño que le indique el profesor. 3. Diluya con 50 mL de H 2O (d) y adicione 4 gotas de anaranjado de metilo. 4. Titule con solución de HCl 0.1 M hasta que el indicador cambie del color amarillo al color anaranjado. 5. Calcule el % de Na 2CO3 presente en la muestra F. CÁLCULOS % Na2CO3 = N HCl x Gasto HCl (L) x PE Na2CO3 x 100  Alícuota o Peso muestra

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química CUESTIONARIO 1. Una muestra de 0.1400 g de un carbonato purificado se disolvió en 50.0 mL de HCl 0.1140 M y se hirvió para eliminar el CO 2 . Para la titulación por retroceso del exceso de HCl se gastaron 24.2 mL de NaOH 0.0980 M. Identifique el carbonato. 2. ¿Por qué el indicador más apropiado para analizar el contenido de carbonato de sodio usando como titulante una solución patrón de HCl es el anaranjado de metilo? ¿ Qué ocurrirá si se eligiera como indicador fenolftaleína? 3. ¿Por qué el peso equivalente del carbonato de sodio es igual a su peso molecular dividido por 2?. Fundamente. 4. Enumere posibles fuentes de error de la determinación de carbonato de sodio.

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química LABORATORIO Nº 14 VOLUMETRÍA ACIDO - BASE APLICACIONES PARA LA DETERMINACIÓN DE MEZCLAS ALCALINAS A. OBJETIVO: DETERMINAR EL PORCENTAJE DE Na2CO3  Y NaHCO3 PRESENTES EN UNA MUESTRA B. MÉTODO:

Warder

C. INTRODUCCIÓN: Una aplicación importante de las reacciones de neutralización se encuentra en la determinación cualitativa y cuantitativa de los constituyentes de una muestra o disolución conteniendo carbonato, bicarbonato e hidróxido, ya sea solos o mezclados. En cualquier disolución no pueden existir más que dos de estos componentes en concentraciones apreciables ya que existirá una reacción para eliminar al tercero. a) Muestras compatibles: 1. Na2CO3 + NaHCO3 ------- no hay reacción 2. Na2CO3 + NaOH

------- no hay reacción

b) Muestra no compatible 1. NaHCO3 + NaOH ------- Na2CO3 + H2O : en el equilibrio SITUACIONES b.1.NaHCO 3 (exceso) + NaOH ---- Na2CO3 + H2O + NaHCO3 (exceso) b.2. NaHCO3 + NaOH (exceso) ---- Na 2CO3 + H2O + NaOH (exceso) Para analizar disoluciones de este tipo, se realizan dos titulaciones con una solución ácida patrón sobre dos alícuotas idénticas. Una valoración emplea un indicador que tiene un intervalo de transición básico (fenolftaleína; 8.0 - 9.6). La otra hace uso de un indicador con transición ácida (naranja de metilo : 3.4 4.4). 

La tabla siguiente muestra como puede ser juzgada la constitución de la solución a partir de los volúmenes de ácido consumido en cada valoración. La deducción cuantitativa del o de la constituyentes presentes se determina a partir de N y de los gastos del titulante ácido patrón. 

Tabla de relaciones volumétricas para mezclas : Carbonato - Bicarbonato - Hidróxido. Constituyente (s) Presente (s)

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relación entre volumen de ácido para lograr punto final a la fenolftaleína, Vf, y punto final al naranja de metilo, Vnm.

Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química NaOH

Vf = Vnm

Na2CO3

Vf = ½ Vnm

NaHCO3

Vf = 0

Na2CO3 + NaOH

Vf > ½ Vnm

Na2CO3 + NaHCO3

Vf < ½ Vnm

D. FUNDAMENTO Este método consiste en una doble titulación. Primero se titula la disolución muestra con ácido patrón en presencia de fenolftaleína hasta el viraje del rosado al incoloro. Este viraje pone de manifiesto la totalidad de la transformación del CARBONATO a BICARBONATO. Completada esta etapa del proceso y luego de registrar el gasto respectivo, se agrega al sistema indicador anaranjado de metilo y se completa la titulación con ácido patrón hasta el viraje del amarillo al rojizo. En esta segunda valoración todo el BICARBONATO pasa a CO2 + H2O. E. PROCEDIMIENTO : (Triplicado) Mida, con pipeta volumétrica, 20.0 mL de muestra problema. Diluya con 30 mL de agua destilada exenta de CO 2. Agregue 3 gotas de indicador fenolftaleína. Titule con HCl patrón hasta viraje del rosado al incoloro. Registre el gasto. En el mismo Erlenmeyer adicione 4 gotas de indicador naranja de metilo. Titule con el ácido patrón hasta viraje del amarillo al rojizo. Registre el gasto respectivo. F. CÁLCULOS % p/v Na2CO3 = NHCl x 2 Gasto HCl (f) x PE Na2CO3 x 100 1000 x Alícuota muestra % p/v NaHCO3 = NHCl x  Gasto HCl (am) - Gasto HCl (f)  x PE NaHCO3 x 100 1000 x Alícuota muestra Nota: Gasto HCl (f) = Gasto debido a carbonato    Gasto HCl (am) - Gasto HCl (f)   = gasto debido a bicarbonato

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química CUESTIONARIO 1. Una muestra de 0.500 g que contiene NaHCO 3, Na2CO3 y H 2O se disolvió y diluyó con agua a 250 mL. Una alícuota de 25.0 mL se hirvió con 50.0 mL HCl 0.0125 M. Después de enfriar la solución , el exceso de ácido necesitó 2.34 mL de NaOH 0.0106 M cuando se tituló al punto final con fenolftaleína. Una segunda alícuota de 25.0 mL se trató con un exceso de BaCl 2  y 25.0 mL de base se necesitaron 7.65 mL HCl. Calcule la composición porcentual de la muestra. 2. Un grupo de soluciones que contienen NaOH, Na 2CO3  y NaHCO3, ya sea como componente único o en combinación compatible, se tituló con HCl 0.1202 M. En la tabla de abajo se indican los volúmenes de ácido necesarios para titular alícuotas de 25.00 mL de cada solución al punto final con 1) fenolftaleína y 2) anaranjado de metilo. Con estos datos dedúzcase la composición de las soluciones y , además, calcúlese la cantidad en miligramos de cada solución por mL de solución. (1)

(2)

a) 22.42

22.44

b) 15.67

42.13

c) 29.64

36.42

d) 16.12

32.23

e) 0.00

33.33

3. Se sabe que una muestra contiene NaOH, NaHCO 3,Na2CO3 o mezclas compatibles de éstos, junto con material inerte. Con anaranjado de metilo como indicador, una muestra de 1,100g requiere 31,4 mL HCl ( 1,00 mL= 0,014 g CaO). Con fenolftaleína como indicador , el mismo peso de muestra requiere 13,3 mL del ácido .¡Cu{al es el porcentaje de material inerte en la muestra?. Muestre la apariencia general de la curva de titulación.

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química LABORATORIO Nº 15 VOLUMETRÍA REDOX A. OBJETIVO: DETERMINACIÓN DE HIERRO EN UN MINERAL B. MÉTODO : Dicromatometría C. FUNDAMENTO: Los principales minerales de hierro están formados por: Fe2O3 

hematita

Fe3O4 

magnetita

Fe2O3 x H2O

goethita

2Fe2O3 x 3H2O

limonita

El HCl concentrado es el mejor ácido para disolver estos óxidos, H 2SO4 ó HNO3 no son convenientes. La adición de cloruro estanoso ayuda a la disolución. El material debe estar finamente dividido o molido. Después del tratamiento ácido debe quedar un residuo blanco de sílice. Si el residuo después del tratamiento ácido permanece oscuro es necesario fundir el residuo lavado con carbonato de sodio, disolver en HCl y reunir con el líquido anterior. Una vez disuelta la muestra todo o una parte del hierro estará en estado trivalente y antes de la valoración se debe hacer una pre-reducción. El dicromato es un oxidante bastante enérgico: 2 Cr 3+ + 7 H2O ------- Cr 2O7 = + 14H+ + 6e-  1.33(V) que reacciona cuantitativamente con hierro (II), según la ecuación. 6 Fe2++ Cr 2O72-+ 14H+ ----- 6 Fe3+ + 2 Cr 3+ + 7 H2O 1. El dicromato de potasio se pude obtener con un elevado grado de pureza, en cristales bien formados y de composición definida. 2. Soluciones de dicromato de potasio en agua son muy estables, incluso en solución diluida de H 2SO4, HClO4 o HCl no se reducen por ebullición. 3. A temperatura ambiente permiten titular en soluciones que contienen HCl (concentrado inferior a 2N), sin liberar cloro. Este hecho es útil para titulaciones de hierro en presencia de este ácido.

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química 4. El indicador más útil para titulaciones con dicromato es el difenilaminosulfonato de sodio de bario. Pero si se titula hierro en presencia de ácido clorhídrico el viraje no es muy nítido y ocurre muy temprano, ya que el indicador es parcialmente oxidado antes del punto final. Este inconveniente se puede obviar, agregando a la solución ácido fosfórico, que por formación preferente de un complejo con Fe disminuye el potencial de óxido de reducción del sistema. Fe2+  -------------Fe3+ + eD. MATERIALES Y REACTIVOS       

Dicromato de potasio (p.a) Difenilaminosulfonato de sodio Ácido fosfórico ( d = 1.198 g/mL, aprox. 85%) Ácido sulfúrico (c) ( d= 1.84 g/mL, aprox. 95%) Cloruro mercúrico Cloruro estanoso Ácido clorhídrico (c) (d = 1.19 g/mL, aprox. 37%)

E. PREPARACIÓN DE SOLUCIONES Solución de K 2 Cr 2O 1. Pese en balanza analítica 4.903 g   7   0.1000 N. K2Cr 2O7 p.a seco y trasvasije a un matraz de aforo de 1000 mL ayudándose de un embudo. Disuelva bien y enrase con H 2O(d). Solución indicadora de difenilaminosulfonato sódico.  Pesar 0.2g de 2. difenilaminosulfonato sódico y disolver en 100 mL H 2O(d). Solución de cloruro mercúrico. Pesar 5g de HgCl 2  y disolverlo en 100 3. mL H2O(d) Solución de cloruro estanoso. Pesar 10 g. SnCl 2 x 2H2O y disolverlo 4. en 25 mL HCl(c). Diluir con H 2O(d) hasta 100 mL.

F. PROCEDIMIENTO 1. Pesar entre 0.2-0.3 g de mineral desecado. 2. Agregar 40 mL HCl (2+1) 3. Calentar en plancha calefactora entre 60º-100º x 1 hr. 4. Calentar por 10 minutos más a temperatura cercana a la ebullición. 5. Agregar en caliente gota a gota SnCl 2 hasta decoloración. Adicione 2 gotas más en exceso. 6. Enfriar. 7. Agregar de una vez 8 mL de solución de HgCl 2 5% p/v 8. Verter 30 mL de mezcla ácida. (H 2SO4 3 : H3PO4 3 : H2O 14) 9. Diluir a 300 mL con agua destilada. 10. Adicionar 4 gotas de indicador difenilaminosulfonato sódico. 11. Valorar con K 2Cr 2O7 0.1000 N hasta viraje del indicador (azul violeta). 12. Calcular % Fe en la muestra. Nota : B l a n c o : Se realiza sin agregado de muestra, todo el procedimiento descrito anteriormente. Antes de agregar el indicador verter 1 mL de sulfato férrico amónico y después titular con K 2Cr    2 O7  0.1000 N.

G. CÁLCULOS

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química (Vl - V2) x 0.005585 %Fe = ------------------------------------ x 100 Peso muestra V2 = mL K2Cr 2O7 gastado en prueba Blanco.

CUESTIONARIO 1. Indique como preparar 500 mL de la mezcla ácida utilizada en la determinación de hierro. 2.

¿Por qué se debe evitar adicionar un exceso de SnCl 2?

3.

¿Por qué no se utiliza la difenilamina como indicador?

4.

Refiérase al papel que cumple cada componente de la mezcla ácida.

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química LABORATORIO Nº 16 VOLUMETRIA REDOX A. OBJETIVO: DETERMINACIÓN DE COBRE EN UN MINERAL B. MÉTODO : Yodométrico indirecto C. INTRODUCCIÓN: Dentro del grupo de los sulfuros de cobre encontramos las especies mineralógicas de cobre más comunes: calcosina (Cu 2S), digenita (Cu 9S5), bornita (Cu5FeS4); calcopirita (CuFeS 4) y covelita (CuS). También es posible encontrar algunas sulfosales de cobre asociadas a algunos sulfuros: enargita (Cu 5 As S 4) y tetedrita (Cu, Fe, Ag) 12Sb4S13 ; isomorfo con la tentantita (Cu, Fe, Ag) 12 As4S13. Las especies más importantes dentro de las menas denominadas “oxidados de cobre”, tenemos: malaquita (2CuOCO2 x H2O), crisocola (CuOSiO 2 x H2O),

antlerita (3CuOSO 3 x 2H2O), brochantita (4CuOSO3 x 3H 2O), atacamita (3CuOCuCl 2 x 3H2O) y cuprita (CuO). El cobre nativo (Cu) es escaso en la mayoría de los yacimientos y no representa una mena de importancia. Las producciones más altas de Chile, provienen de los yacimientos con depósitos de cobre porfírico, donde las especies más abundantes son: calcosina, calcopirita, covelita y bornita, pudiendo existir además una gran variedad de especies mineralógicas. Todos los minerales de cobre tienen cantidades variables de hierro, arsénico, antimonio, bismuto, estaño, plomo, molibdeno, renio, selenio, teluro, vanadio, tungsteno, oro, plata y otros elementos. D. FUNDAMENTO El método yodométrico para valorar cobre iguala en exactitud al método electrolítico, pero es más rápido y menos sujeto a interferencias por elementos extraños. La reacción: 2 Cu2+ + 4I-

------2 CuI (s) + I 2 (s), es reversible (1)

El pH de la solución adecuado para su titulación está entre 3 y 4, que se consigue con la adición de NaF. El fluoruro forma un complejo poco disociado e incoloro con el hierro (III), evitando la liberación de iodo según la reacción. 2Fe3+ + 2 I-

------ Fe2+ + I2 (s)

Evita además el color amarillo del FeCl 3-. No se debe olvidar que todos los minerales de cobre contienen algo de hierro. Arsénico y antimonio deben estar presentes al estado oxidado, pues al estado trivalente consumen iodo, esto se consigue por la disolución del mineral de cobre en medio oxidante proporcionado por el ácido nítrico. Plata, plomo, bismuto y cinc no interfieren la Pagina 49 de 64

Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química determinación iodométrica de cobre. Los óxidos de nitrógeno deben eliminarse de la solución a titular, pues liberan iodo y catalizan la liberación de iodo por el oxígeno del aire, según: NO2 (g) + 2 I - + 2H+ ---------- NO (g) + I2 (s) + H2O 2NO (g) + O 2 (g) ------- 2 NO2 (g) El precipitado de ioduro de cobre (I) que se forma mediante la reacción (1) absorbe fuertemente el I 3-  en la superficie de sus partículas. Al titular la solución con tiosulfato hasta decoloración, el iodo absorbido se desprende y la solución gradualmente (20-30 seg.) vuelve a tomar el color azul. El punto final de la titulación resulta borroso. Para eliminar este inconveniente se añade el ion tiocianato: I3- adsorbido, Cu I + 2 SCN- -------- 2 CuSCN (s) + 2I - + I Así el ion SCN- libera el iodo absorbido. La adición de tiocianato conviene efectuarla al final de la titulación, sobre todo si la concentración de H + es baja (ácido acético). E. MATERIALES Y REACTIVOS              

F.

Tiosulfato de sodio 0.1 N Dicromato de potasio 0.1000 N Yoduro de Potasio Timol Almidón 1% p/v HNO3 (c)( d = 1.40 g/mL, aprox. 65%) HCl (c) (d= 1.19 g/mL, aprox. 37%) H2SO4 (c) (d = 1.84 g/mL, aprox. 95%) Tiocianato de potasio Sulfato ferroso Acetato de sodio Ácido acético Bifluoruro de sodio PREPARACIÓN DE SOLUCIONES REACTIVOS

1. S o l u c i ó n d e N a 2 S    2O    3 0.1N.   Hervir aproximadamente 1L de H 2O(d) durante 5-10 min. En un v aso pp. cubierto con vidrio reloj. Dejar enfriar y agregar aproximadamente 25g Na 2S2O3 x 5 H2O y 0.1g Na2CO3. Agitar hasta total disolución. Transferir a un frasco limpio de vidrio o de plástico y guardar en la oscuridad. 2. S o l u c i ó n d e K 2  Cr 2 O 7  0.1000 N. Desecar el patrón primario durante 2 hrs. a 105 - 200ºC y dejar enfriar en un desecador. Pesar (exactamente en balanza analítica) 4.9032 g del sólido y transvasijar a un matraz de aforo de 1L (utilice embudo para evitar pérdidas). Disolver el sólido y diluir hasta el enrase. Homogenizar bien. Solución indicadora de almidón  3. . Coloque 100 mL de agua destilada a ebullición. Agregue 0.1 g timol sobre el agua caliente. Haga una pasta con 1

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química g almidón soluble y una pequeña cantidad de agua. Vierta a continuación los 100 mL de agua hervida con timol, con agitación continuada. Hervir 1min (esta solución se conserva varios meses). G. PROCEDIMIENTO 1. Estandarización de la solución Na2S3O3 (triplicado) Con pipeta volumétrica mida exactamente 25.0 mL de solución patrón K2Cr 2O7  0.1000 N. Agregue 2 g KI. Agite para disolución. Agregue 8 mL HCl(c). Agite bien y titule con solución de tiosulfato con constante agitación hasta que el color marrón vire al amarillo pálido. En este momento agregue 1 mL solución indicadora de almidón y proseguir la titulación hasta que el color vire netamente del azul al v erde claro. 2. Determinación de cobre total (duplicado) En balanza analítica pese 0.5 g de concentrado o 1.0 g de mineral, finamente pulverizado. Colóquelo en un vaso pp de 250 mL. Ataque inicialmente con HCl(c) hasta leve ebullición con vidrio reloj (10 mL). Enfríe.  Agregue 5 mL HNO3(c) y 5 mL H2SO4(c). Coloque en plancha hasta total eliminación de vapores pardo rojizos. Evapore a sequedad, sin ebullición hasta total eliminación de gases blancos. (*) Enfriar y agregar al residuo 3 gotas H 2SO4(c) y 20 mL H2O(d). Hierva y deje enfriar.  Adicionar KMnO4  al 0.5% p/v hasta leve coloración rosada. Agregar enseguida sulfato ferroso al 0.5% p/v para decoloración de la solución (Evite exceso). Adicionar 2g acetato de sodio, 1 mL de ácido acético 6N y 2 g de NaF, lave las paredes de vaso pp. Deje reaccionar y agregue 2 g. KI. Titule con solución de tiosulfato de sodio 0.1 N hasta coloración amarilla pálida.  Adicione en ese momento 1 mL de solución indicadora de almidón al 1% y continúe la valoración hasta viraje violeta---blanco. Para el punto final se agrega KSCN. Continúe titulando hasta que la solución se vuelva blanca. Calcule % Cu presente en el mineral. 3. Determinación de cobre soluble Pesar 2g muestra en un vaso pp de 250 mL Lixiviar con 50 mL H 2SO4 al 5% p/v Enfriar en reposo 24 horas, agitando de vez en cuando Filtrar con Wh 41 recibiendo el filtrado en un v aso pp de 250 mL. Lavar bien el residuo.  Adicionar al filtrado 5 mL HNO 3(c) y 5mL H2SO4(c) Llevar a sequedad Proceder a continuación a partir del paso (*) de la determinación de cobre total. H. CÁLCULOS % Cu = N Na 2S2O3 x Gasto (mL) Na2S2O3 x PE Cu x 100 Pagina 51 de 64

Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química 1000 x peso muestra (g) CUESTIONARIO 1. ¿Cuál es el efecto de acidez sobre la estabilidad de las soluciones de tiosulfato de sodio?. 2. ¿Por qué las soluciones de Na 2S2O3 0.1 N se deben preparar con H 2O hervida y fría? 3.

¿Cuál es el peso equivalente del Na 2S2O3? Fundamente con ecuación.

4. ¿Por qué el almidón se debe adicionar en las cercanías del punto final? 5. ¿Por qué el arsénico, antimonio y estaño son interferentes en la determinación de cobre por yodometría? ¿Cómo se puede eliminar su interferencia? 6. ¿Qué peso de un mineral de cobre deberá tomarse para análisis para

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química LABORATORIO Nº 17 A. OBJETIVO : DETERMINACIÓN DE COBRE EN UNA MUESTRA DE MINERAL DE COBRE SEPARADO POR PROCESADO DE FLOTACIÓN O PROCESO DE LIXIVIACION B.-MÉTODO: VOLUMETRÍA COMPLEXOMÉTRICA El método complexometrico de análisis que se basa en la formación de iones complejos metálicos estables mediante la valoración de una solución de un ion metálico con una solución estándar adecuada de un agente formador de complejos. Para que una reacción sea adecuada para este tipo de análisis ha de satisfacer los mismos requisitos que en los demás métodos de análisis volumétricos. Una reacción de formación de complejos ha de ser rápida, debe transcurrir conforme a una estequiometría bien definida y debe poseer las propiedades características convenientes para la aplicación de los diversos sistemas de determinación del punto final. La formación o disociación de muchos iones complejos se caracteriza por la lenta velocidad de reacción, análogamente hay un grupo de metales que forman iones complejos reactivos. Los cationes metálicos de interés analítico suelen tener varios orbitales electrónicos disponibles para formar enlaces con agentes formadores de complejos (ligandos). Sin embargo muchos ligandos solo pueden ocupar una posición de coordinación alrededor de un ion metálico. Estas especies se llaman ligandos monodentados. Por ejemplo, un sólo ion cinc puede reaccionar con un Nº máximo de 4 moléculas de amoníaco. La reacción entre el ion cinc y el NH 3 transcurre siempre por pasos. Zn(H2O)4++ Zn(NH3) (H2O)3++

+ NH3

 

Zn(NH3) (H2O)3++ + H2O

+ NH3

 

Zn(NH3)2(H2O)2++ + H2O

Zn(NH3)2 (H2O)2++ + NH3

 

Zn(NH3)3(H2O)++

Zn(NH3)3 (H2O)++

+ NH3

 

Zn(NH3 )4++

+ H2O

Cu(NH3)3(H2O)++

+ NH3

 

Cu(NH3)4++ +

H2O

+ H2O

Estas ecuaciones representan la formación por pasos de los complejos. Con cada equilibrio está asociado una constante de formación gradual diferente. En una mezcla de complejos como éste no prevalece una razón , los complejos con ligandos monodentados en general son inapropiados para las valoraciones complejimétricas. Un adelanto importante en esta área de la Química Analítica ha sido el desarrollo de varios ligandos multidentados o quelatos. Estas especies pueden coordinarse en varias o en todas las posiciones alrededor del ion metálico central, agarrándose literalmente en torno del catión metálico. Con estos ligandos , multidentados deja de existir el problema de la formación gradual de complejos porque sólo se forman complejos en la razón metal-ligando uno a uno.

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química  Asimismo, estos iones complejos son mucho más estables que los formados con ligandos monodentados. Luego la localización del punto final es bastante precisa. El uso de ligandos multidentados reduce el problema de la estequiometría, y la variedad de éstos ligandos reduce el problema de reactiv idad. Por esta razón , ha aumentado enormemente la aplicación de las valoraciones complejimétricas en análisis químico. El ácido etilendiaminotetracético, EDTA, es el más importante y mejor conocido de un grupo de ácidos aminopolicarboxílicos. La fórmula estructural de la molécula es: HOOC - CH2

CH2 - COOH N-CH2CH2N

HOOC - CH2

CH2  - COOH

De ordinario, se escribe como H 4Y, para mostrar el carácter tetraprótico de este ácido. las cuatro ionizaciones graduales pueden escribirse como sigue: H4Y



H+ + H3Y-

K1 = 1.00 x 10-2

H3Y-



H+ + H2Y=

K2 = 2.16 x 10 -3

H2Y=



H+ + HY3-

K3 = 6.92 x 10 -7

HY3-



H+ + Y4-

K4 = 5.50 x 10 -11

El ácido es muy poco soluble en agua. En cambio la sal disódica es relativamente soluble en agua y como se dispone comercialmente de esta sal dihidratada, sirve para la preparación de soluciones que son las que se usan en volumetría. En general, el EDTA forma complejos uno a uno con los iones metálicos. M2+

+ H2Y=



MY=

+ 2H+

M3+

+ H2Y=



MY-

+ 2H+

M4+

+ H2Y= 

MY

+ 2H+

La reacción general de formación de complejos metal-EDTA puede escribirse en la forma : Mn+ +

Y4-



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MYn-4

Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química C.-FUNDAMENTO: DE COMPLEXOMETRIA

LA

DETERMINACIÓN

DE

COBRE

POR

El ion cobre separado del mineral por un proceso de lixiviación o solubilización de los sulfuros obtenidos desde una flotación se tratan con una solución amoniacal generado un complejo amoniacal 1.- Cu(NH3)3(H2O)++ + NH3 cobre 2+) ,solución color azul

 

Cu(NH3)4++ +

H2O

(tetraamin

Constante disociación 4.6*10-14 Se tratan con cianuro de potasio dando origen a otro complejo más estable (incoloro) 2.- Cu(NH3)3(H2O)++ + 3 KCN cobre 2+

 

Cu(CN)3- +

H2 O

(Tetraciano

Constante . disociación 5.6 *10-28 Bajo esas circunstancias el método Parker modificado valora el cobre de una solución Tetra aminada con una solución estandarizada de KCN con un título igual a 0.005mg.de Cu por m L de Cianuro de potasio D.-MATERIALES Y REACTIVOS Vasos de precipitados Bureta 50 mL Plancha calefactora Pipetas parciales de 10 m L Solución de Cianuro de potasio estandarizada  Acido clorhídrico concentrado  Acido nítrico concentrado Floculante E. PROCEDIMIENTO 1.-Pesar 0.25grs. de cobre precipitado 0.50 grs. de concentrado 1.0 grs. de cabeza 2.0grs. de cola Pagina 55 de 64

Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química 2.-Disolver y oxidar con 10 m L de HNO3 (c) y 5 mL de ácido Clorhídrico (c) 3.-Calentar bajo plancha hasta estado pastoso cubriendo con vidrio de reloj (evitar proyecciones) 4.-Enfriar y agregar 50 mL DE agua desionizada 5.-Calentar a menos de 80º por espacio de 30 minutos 6.-Enfriar y agregar Hidróxido de amonio 6 M hasta obtener solución de color azul intenso 7.- Agregar floculante (……) 8.- Valorar con solución estandarizada de cianuro de potasio (0.005mgr/ Cu /mL KCN)

F. CÁLCULOS Título del KCN *m L gastados *100 = 0.25 grs. de muestra

% de Cobre solo si se ha pesado

grs de muestra pesada

CUESTIONARIO

1. Explique el por qué de la estabilidad general de complejos con EDTA en comparación con otros tipos de complejos formados con los mismos cationes. 3. ¿Por qué la determinación de medio tamponado a pH= 10?.

dureza

en agua se debe hacer en un

4. Se analiza una alícuota de 50.0 mL de agua potable, en presencia de NET y usando EDTA 0.01 M como titulante. El gasto es de 18.5 mL hasta el viraje del indicador de rojo vinoso a zul limpio. Exprese la dureza del agua en ppm CaCO3, ºF,ºI y ºA. 5.-Cual es la razón de usar un reactivo floculante en la determinación de cobre 6.-Que fundamento se aplica para no usar indicador externo .

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LABORATORIO Nº 18 ESPECTROFOTOMETRIA A. OBJETIVO: DETERMINACIÓN DE MANGANESO EN ACEROS B. MÉTODO: Espectrometría de absorción C. FUNDAMENTO El manganeso cuando está presente en pequeñas cantidades puede cuantificarse fácilmente por colorimetría, oxidando el Mn(II) a ion permanganato, colorado. Un oxidante utilizado es el peryodato de potasio. 5 IO4- + Mn2+ + 3 H2O ------- 5 IO 3- + 2MnO4- +6H+ Interferentes: El Cerio (III) y Cr (III) se oxidan en parte por el peryodato y sus productos de oxidación absorben a la longitud de onda en que se mide el MnO 4La muestra de acero se disuelve en HNO 3. La presencia de carbono se elimina con peroxidisulfato de amonio. El H3PO4 acompleja el Fe (III) eliminando la inteferencia por su coloración. Las absorbancias se miden a la longitud de onda de 525 nm. D. PREPARACIÓN DE REACTIVOS Y CURVA DE CALIBRACIÓN Preparar una solución patrón 0. 100 g Mn/L a partir de una solución valorada de KMnO4, diluyéndola adecuadamente. Diluir en matraces aforados de 50 mL, volúmenes de la solución de KMnO4, de tal forma que se obtenga una serie de patrones cuyo rango de concentración se encuentre entre 1 ppm. Mn y 20 ppm. Mn y mida sus A a 525 nm. E. PROCEDIMIENTO Pese exactamente dos muestras entre 0.200 - 0.400g de acero y disuelva cada una con 50 mL HNO 3 1:3, calentando aproximadamente 3 minutos. Agregar, cuidadosamente, 1 g de peroxidisulfato de amonio y hierva suavemente durante 10 a 15 minutos. Si la solución adquiere coloración rosada o aparece pp. pardo de MnO 2  agregue aprox. 0.1 de NaHSO 3 y caliente por 5 minutos más. Enfríe y diluya la solución a 100 mL en matraz aforado. Tome con pipeta total 25.0 mL de cada solución, páselos a vaso de pp. de 400 mL. y agregue 5mL H 3PO4 a cada uno. A una de estas alícuotas adicione O.4 g KIO4  y hierva suavemente cada solución por 5 minutos. Enfríe y diluya Pagina 57 de 64

Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química ambas muestras a 50 mL en matraces aforados. Mida la A de cada solución a 525 nm. en un espectrofotórmtro. La solución no tratada con KIO 4 se utiliza como referencia. F. CÁLCULOS % Mn = ppm Mn . f.d x 10 g muestra CUESTIONARIO 1. Indique como preparar 500 mL de una solución de 100 ppm Mn a partir de una solución de KMnO 4 0.1000 N. 2. ¿Cuál es la composición de un “ acero inoxidable”?

3. ¿Qué es una curva de calibración? 4. Realice una tabla indicando los mL de solución de 100 ppm Mn que se deben tomar, para preparar una serie de patrones entre 1 y 20 ppm Mn, si se dispone de matraces de aforo de 50 mL.

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LABORATORIO Nº 19 ESPECTROFOTOMETRIA A. OBJETIVO: DETERMINACIÓN DE SODIO Y POTASIOEN AGUA B. MÉTODO : Espectrometría de emisión C. FUNDAMENTO El sodio y el potasio se encuentra en cantidades importantes en la naturaleza y de forma soluble, por lo tanto instrumentalmente se puede cuantificar mediante fotometría de llama (esoectrometría de emisióncon resultados eficientes .utilizando el fundamento de que todo electrón de un atomo puede ser excitado a niveles superiores de energías aplicando fuentes caloricas y otras .Esta energía utilizada puede ser ser cuantificada por emisión y correlacionada con estándares apropiados Interferentes: Solo podrían interferir elementos alcalinos térreos que son fácilmente eliminados con la introducción de filtros de longitudes de onda apropiados o controlando la temperatura de el foco energético durante el proceso de excitación el proceso de detección. Las emisión se mide a la longitud de onda de 525 nm. D. PREPARACIÓN DE REACTIVOS Y CURVA DE CALIBRACIÓN Preparar una solución patrón entre 1 y 30 ppm de sodio y potasio a partir de una solución madre de 100 ppm Diluir en matraces aforados de 50 mL, cada uno de estos patronesga una serie de patrones cuyo rango de concentración se encuentre entre 1 ppm. y 30 ppm. K y mida su Emisión a 525 nm. E. PROCEDIMIENTO Pese exactamente dos muestras de5.0 grs.de suelo y disuelva cada una con 50 mL de solución extractante agite mecánicamente por espacio de 60 minutos. Filtre la mezcla evitando soluciones opacas afore el filtrado a 50 Ml lea su emisión en un espectrofotómetro de emisón.

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química Tome con pipeta total 25.0 mL de cada solución, páselos a vaso de pp. de 400 mL. y agregue 5mL H 3PO4 a cada uno. A una de estas alícuotas adicione O.4 g KIO4  y hierva suavemente cada solución por 5 minutos. Enfríe y diluya ambas muestras a 50 mL en matraces aforados. Mida la A de cada solución a 525 nm. en un espectrofotórmtro. La solución no tratada con KIO 4 se utiliza como referencia. F. CÁLCULOS % Mn = ppm Mn . f.d x 10/ gr muestra

CUESTIONARIO 1. Indique como preparar 500 mL de una solución de 100 ppm Mn a partir de una solución de KMnO 4 0.1000 N. 2. ¿Cuál es la composición de un “ acero inoxidable”?

3. ¿Qué es una curva de calibración? 4. Realice una tabla indicando los mL de solución de 100 ppm Mn que se deben tomar, para preparar una serie de patrones entre 1 y 20 ppm Mn, si se dispone de matraces de aforo de 50 mL.

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APENDICE

Crisoles filtrante de vidrio sintetizado Crisol Nº 1 2 3 4

Diámetro del poro (u) 100 - 120 40 - 50 20 - 30 5 - 10

Empleo Partículas muy gruesas Partículas gruesas Partículas medianas Precipitados muy finos

Concentraciones comerciales de algunos ácidos Nombre

% en peso

cido acético anhídrido Erg.B,6  Acido acético diluido DAB,  Ácido acético glacial DAB,6  Acido acético 99 - 100 %  Ácido clorhídrico DAB,6  Acido clorhídrico concentrado  Ácido clorhídrico concentrado  Ácido clorhídrico fumante  Ácido fórmico  Ácido fosfórico DAB,6  Ácido fosfórico concentrado  Ácido fosfórico concentrado  Ácido nítrico DAB,6  Ácido nítrico concentrado  Ácido nítrico firmante  Ácido sulfúrico concentrado  Ácido sulfúrico diluido DAB,6  Acido sulfúrico firmante, con un 65% de

90 30 96 99 - 100 25 32 36 38 98 - 100 25 85 89 25 65 aprox.9 95 -97 16

* Según la fórmula 145 _ 145 = ºBC (densidad 2oº/4º) densidad ** Valor reducido a las cifras enteras

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Densidad 20º/4º 1.07 1.04 1.06 1.06 1.12 1.16 1.18 1.19 1.22 1.15 1.69 1.75 1.15 1.40 1.51 1.84 1.11 1.99

Grados Brumí * 10 5.4 8 8 16 20 22 23 26 19 59 62 18.6 41 49 66 14 72

M 5 17 18 8 10 12 12.5 26 3 15 18 5 14 21 18 2 -

N ** 5 17 18 8 10 12 12.5 26 9 45 48 5 14 21 36 4 -

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MEDIOS DE DESECACIÓN Material

Fórmula

Sulfato cuproso anhídro Cloruro de zinc, fundido Cloruro cálcico, granulado Oxido cálcico Hidróxido de sodio , fundido Oxido de magnesio Sulfato cálcico, anhidro  Ácido sulfúrico, concentrado Oxido de aluminio Hidróxido potásico, fundido Silicagel Periclorato magnésico, anhidro Pentóxido fosfórico

Residuo de agua en mg/L aire tras desecación a 25ºC

CuSO 4 ZnCl 2  CaCl 2 CaO NaOH MgO CaSO 4  H 2SO4 (95 - 100%) Al 2O3  KOH (SiO2) X Mg(ClO 4)2  P2O5

1 0.8 0.14 - 0.25 0.2 0.16 0.008 0.005 0.003 - 0.3 0.003 0.002 ( 0.001) 0.0005 < 0.000025

INDICADORES DE ACIDOS Y BASES  Azul de timol Púrpura de M- cresol 4- Dimetilaminoazobenzol  Azul de bromofenol Rojo congo Naranja de metilo Verde de Bromocresol Rojo de metilo Tornasol Púrpura de bromocresol Rojo de bromofenol  Azul de bromotimol Rojo de fenol Rojo neutro Rojo de cresol Púrpura de m - cresol  Azul de timol Fenolftaleína Timolftaleína

Zona de viraje pH 1.2 - 2.8 1.2 - 2.8 2.9 - 4.0 3.0 - 4.6 3.0 - 52 3.1 - 4.4 3.8 - 5.4 4.4 -6.2 5.0 - 8.0 5.2 - 6.8 5.2 - 6.8 6.0 - 7.6 6.4 - 8.2 6.8 - 8.0 7.0 - 8.8 7.4 - 90 8.0 - 9.6 8.2 - 9.8 9.3 - 10.5

Cambio de color rojo a amarillo rojo a amarillo rojo a anaranjado amarillento amarillo a violado rojizo violeta azulado a anaranjado rojizo rojo a anaranjado amarillento amarillo a azul rojo a anaranjado amarillento rojo a azul amarillo a púrpura amarillo anaranjado a púrpura amarillo a azul amarillo a rojo rojo azulado a amarillo anaranjado amarillo a púrpura amarillo a púrpura amarillo a azul incoloro a rojizo incoloro a azul

 Amarillo de alizarina GG / 10.0 - 12.1 / amarillo a amarillo parduzco  Azul de épsilon

/ 11.6 - 13.0 / anaranjado a violeta

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Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química INDICADORES DE OXIDO- REDUCCIÓN (REDOX)

Rojo neutro  Azul de metileno Tiomina 2,6 - Diclorofenol - indofenol Difenilamina  Ácido defenilaminosulfónico Sal bárica Ferroína

Eu+( voltios) pH 7; 20ºC -0.32 +0.01 +0.06 + 0.23 +0.76 +0.83** + 1.06** rojo a azul pálido

Cambio de color rojo a incoloro azul a incoloro violeta a incoloro azul a incoloro azul a incoloro violeta a incoloro

** En ácido sulfúrico molar FUNDENTES Fundente Na2CO3 Na2CO3 + NaNO 3 Na2O2 NaOH o KOH K H SO4 NaOH + Na2O2

Sustancia Silicato , AgCl, BaSO4 Minerales sulfurados Sulfuros , minerales de Cr y Sn Minerales refractorios de Cr, Al, Sb, Sn. Fe2O3, Al2O3, ferroaleaciones Uso universal , ataca la mayoría de los minerales

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Material de crisol Níquel o platino Níquel Níquel Níquel o fierro Porcelana ( a veces platino), Sílice Níquel o fierro