Practica Quimica Analítica 2013-II

GUÍA DE PRÁCTICAS PRÁCTICAS DE QUÍMI QUÍMI CA ANALÍTI CA – Q.F Q.F . HUGO ROBE RTO LUNA MOLER O EF P FARMACIA Y BI OQUÍMI CA

INTRODUCCIÓN La Química como ciencia básica tiene multiplicidad de ramas que permiten el estudio de l a totalidad del entorno que rodea al hombre. Es por ello, que los nuevos enfoques de enseñanza deben tender a visualizar el papel fundamental que cumple la cultura científica y tecnológica en el desarrollo

social. Ahora bien, en particular, la Química Analítica que tiene por objeto lograr una real comprensión de los fenómenos físico-químicos que ocurren en los dif erentes ecosistemas, debe estudiarse en p rof undid undidad. La importancia que representa para los estudiantes el entendimiento de los equilibrios en l as ciencias químicas y en ciencias relacionadas relacionadas tales como agricultura, biología, geología y medicina, en temas como la producción de clorof il ila en una planta, la formación de una piedra caliza, el deterioro de una estatua de mármol por la lluvia ácida o la actividad de una enzima, no pueden ser discutidos, inteligentemente, sin un entendimiento previo de los principios físico-químicos de los distintos equilibrio y la habilidad para aplicar dichos principios a la resolución de una variedad de problemas comunes. Esto demuestra que debe prevalecer una relación estrecha entre química y los hechos concretos de la vida diaria, el medio ambiente, la sociedad y la tecnología. Para incentivar la participación del alumno y considerando su ansiedad ansiedad por contactarse con una problemática real se deben integrar los temas teóricos con procesos de aplicación a l a bioquímica, que se verifican mediante la la realización de trabajos trabajos experimentales. En la confección de esta guía de Trabajos Prácticos, intentamos

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experienc experiencia ia en la l a mate ma teri riaa y de docencia docencia de un grupo grupo de trabajo trabajo dedicado dedicado a la ens enseñan eñanza za de la Quí Químic mica Anal nalític íticaa ini inicia cial par paraa n u e s t r a

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GUÍA DE PRÁCTI PRÁCTI CAS DE QUÍMI QUÍMI CA ANALÍTI CA – Q.F. HUGO ROBER TO LUNA MOLERO EF P FARMACIA Y BI OQUÍMI CA

NORMAS DE SEGURIDAD EN EL L ABOR A TOR IO Normas Generales 

Usar guardapolvo con puños, entallados y a la altura de la rodilla, de preferencia de algodón.



Usar protección para los ojos tales como lentes de seguridad, guantes apropiados



No se permitirá la entrada al laboratorio con: faldas, pantalones cortos, medias de nylon, zapatos abiertos abiertos y cabello cabello largo suelto. suelto.



No comer, beber, ni fumar en los lugares de trabajo.



Trabajar con ropa bien entallada y abotonada.



Mantener las mesas siempre limpias y libres de materiales extraños (traer repasador).

 

Colocar materiales peligrosos alejados de los bordes de las mesas. Arrojar material roto sólo en recipientes destinados destinados a tal fin.



Limpiar inmediatamente inmediatamente cualquier derrame de producto químico.



Mantener sin obstáculo las zonas de circulación y de acceso a las salidas y equipos de emergencia.

 

Informar en forma inmediata cualquier incidente al responsable de laboratorio. Antes de retirarse del laboratorio deben lavarse las manos. manos.

Normas Específicas 

Para tomar material caliente usar guantes y pinzas de tamaño y material adecuados.



Colocar los residuos, remanentes de muestras, etc. en recipientes destinados para tal fin.



Rotular los recipientes, aunque sólo se utilicen en forma temporal.



No pipetear con la boca ácidos, álcalis o productos corrosivos o tóxicos.



Manejo de solventes, ácidos y bases fuertes:



Abrir las botellas botellas con cuidado y de ser posible, dentro dentro de una campana. campana.

2




Los ácidos y bases fuertes deben almacenarse en envases de vidrio perfectamente perfectamente tapados y rotulados, lejos de los bordes desde donde puedan puedan caer. No exponer los recipientes al calor.



No apoyar las pipetas usadas en las mesas.



Trabajar siempre con guantes y protección visual.



Para la dilución de ácidos añadir lentamente el ácido al agua contenida en el matraz, agitando constantemente y enfriando si es necesario. necesario.



Si se manejan grandes cantidades de ácidos tener a mano bicarbonato de sodio.



Si le cae por accidente sobre piel un solvente, ácido o álcali, inmediatamente lávese con abundante agua y busque atención.

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CONTENIDO

1. Practica Nº 01: Reacciones Químicas 2. Práctica Nº 02: Manejo de balanzas. 3. Práctica Nº 03: Determinación de errores y análisis estadístico 4. Práctica Nº 04: Ensayos preliminares y operaciones básicas de separación en química analítica. 5. Práctica Nº 05:. Ensayo de coloración a la llama, toma de muestra y ensayos preliminares. 6. Práctica Nº 06: Marcha de cationes 7. Práctica Nº 07: Uso de indicadores, preparación y valoración de soluciones ácidas y básicas. 8. Práctica Nº 08: Aplicación de la volumetría de neutralización, determinación de muestras acidas 9. Práctica Nº 09: Aplicación de la volumetría de neutralización, determinación de muestras basicas. 10. Práctica Nº 010: Volumetría de precipitación: Argentometría Método de Morh Volumetría de óxido - reducción: 11. Práctica Nº 11: Aplicaciones de la Volumetría de precipitación: Argentometría 12. Práctica Nº 12: Iodimetría. 13. Práctica Nº 11: Determinación gravimétrica en formas farmacéuticas líquidas y solidas.

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PRACTICA N° 1 REACCIONES QUÍMICAS OBJETIVOS:

I. -

Conocer el concepto de reacción química

-

Diferenciar las mezclas y combinaciones

-

Reconocer una reacción mediante observaciones realizadas a los experimentos

-

Reconocer los tipos de reacción química.

INTRODUCCIÓN TEÓRICA:

II.

Se llama reacción química a cualquier transformación en la estructura molecular de una sustancia, se trata siempre de un fenómeno químico. De común se conoce como reacción química al proceso por el cual dos o más sustancias puras actúan entre sí con la desaparición total o parcial de ellas y la formación de sustancias nuevas, las sustancias originales se llama reactivos o reaccionantes y las sustancias que se forman se llaman productos. También se dice que una reacción química es el proceso por el cual unas sustancias se transforman en otras, por ejemplo, en el laboratorio preparamos el hidrogeno utilizando como reactivos el Zinc y Ácido sulfúrico, sus productos son el hidrógeno deseado y el sulfato de zinc.

Características de las reacciones químicas .- La característica de una reacción química es que al combinarse los reactivos siempre existe un intercambio de energía, ya sea que ésta se libere al medio ambiente para formar los productos, o que sea necesario aplicar energía para que se lleve a cabo la reacción química. El producto de una reacción química es una substancia de naturaleza totalmente diferente a la de los reactivos. Las reacciones químicas, pueden determinarse por la observación de algunas características visuales como: 

Cambio de coloración



Formación de precipitado



Formación de gases



Desprendimiento de calor

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Ejemplo. HCl + NaOH → NaCl + H2O reactivos

productos

Leyes de Conservación.- Las leyes de conservación se refieren a las leyes físicas que, postulan que durante la evolución temporal de un sistema aislado ciertas magnitudes tienen un valor constante. Puesto que el universo entero constituye un sistema aislado pueden aplicársele diversas leyes de conservación.

Ley de la conservación de la masa de Lavoisier.- En toda reacción química se conserva la masa; esto es: la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos resultantes. La ley de conservación de la masa, enunciada por Lavoisier, es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. En esta ley se asume la conservación de la identidad de los elementos químicos, que resulta indispensable en el balanceo de ecuaciones químicas. Se puede enunciar de la manera siguiente: en cualquier reacción química se conserva la masa. Es decir: la materia no se crea, ni se destruye, solo se transforma. "En toda reacción química la masa se conserva, esto es, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos"

Ley de Proust o de las proporciones constantes.- En 1799, J. L. Proust llegó a la conclusión de que, para generar un compuesto determinado, dos o más elementos químicos se unen entre sí, siempre en la misma proporción ponderal. Una aplicación de la ley de Proust es en la obtención de la denominada composición centesimal de un compuesto, es decir el porcentaje ponderal que dentro de la molécula representa cada elemento.

Ley de Dalton o de las proporciones múltiples .- Puede ocurrir que dos elementos se combinan y -en vez de producir un solo compuesto- generen varios compuestos (caso no previsto en la ley de Proust). En 1808, Dalton concluyó que los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro guardan una relación expresable por lo general mediante un cociente de números enteros pequeños.

Ley de las proporciones equivalentes o recíprocas (Richter 1792).- "Si dos elementos se combinan con cierta masa fija de un tercero en cantidades a y b, respectivamente, en

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caso de que aquellos elementos se combinen entre sí lo hacen según una relación sencilla de masas a/b. Es decir: siempre que dos elementos reaccionan entre sí, lo hacen en equivalencia o según múltiplos o submúltiplos de los elementos."

Ley de los volúmenes de combinación.- A diferencia de las anteriores esta ley propuesta por Gay-Lussac en 1809 relaciona los volúmenes de los reactivos y los productos en una reacción química y las proporciones de los elementos en diferentes compuestos. La ley de los volúmenes de combinación establece que, cuando los gases reaccionan entre sí para formar otros gases, y todos los volúmenes se miden a la misma temperatura y presión: La relación entre los volúmenes de los gases reactantes y los productos se pueden expresar en números simples enteros Por ejemplo, Gay-Lussac descubrió que 2 volúmenes de hidrógeno y un volumen de oxígeno que reaccionan forman 2 volúmenes de agua gaseosa.

Expresión de las Reacciones.- Las reacciones químicas se representan mediante igualdades matemáticas que se denominan ecuaciones químicas, la función de la ecuación química es describir el proceso químico o reacción química cualitativa y cuantitativamente, de un modo correcto y breve. Las especies químicas que no son gastadas ni producidas por la reacción no se incluyen en la ecuación, aunque se encuentren presentes en el sistema de reacción. Se llama sistema a una proporción de materia que tomamos en consideración, estas sustancias que no se consumen podrían ser catalizadores, en otros casos podrían ser sustancias que acompañan a los reactivos como impurezas. En la ecuación química los números relativos de moléculas de los reaccionantes y de los de los productos están indicados por los coeficientes de las fórmulas que representan estas moléculas.

Características de la ecuación: La ecuación química tiene las características siguientes: 1. Indica el estado físico de los reactivos y productos: ((l) liquido, (s) sólido, (g) gaseoso y (ac) acuoso (en solución) 2. Deben indicarse los catalizadores que son sustancias que aceleran o disminuyen la velocidad de la reacción y que no son consumidos. Estos van encima o debajo de la flecha que separa reactantes y productos.

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Tipos de reacciones químicas.- el número de reacciones que ocurren en la naturaleza, en el organismo vivo, y en el laboratorio, pueden ser de decenas de millones. El estudio de las reacciones químicas se simplifica mucho, tratándolas en uno de los siguientes tres tipos:

A.- Reacciones de combinación.- Cuando dos o más elementos, iones, o compuestos que constituyen los reactivos forman una única y nueva sustancia compuesta según el modelo siguiente: A + B ======= AB

B.- Reacciones de descomposición.- Ocurren cuando una determinada sustancia compuesta, sufre una reacción química de fraccionamiento, debido a algún agente energético, de modo que se descompone en dos o más sustancias nuevas, según el modelo: AB ======= A + B

C.- Reacciones de sustitución o metátesis.- Que son de desplazamiento y pueden de Desplazamiento simple, desplazamiento doble de neutralización, según el modelo: A + BC ====== AC + B Otras formas de clasificar las reacciones químicas son:

Reacción Ácido Base.- Donde participan un ácido, una base o los dos tipos de compuestos 2HCl + Zn –> ZnCl2 + H2 NaOH + HCL –> NaCl + H2O Fe(OH)2 + H2SO4 –> FeSO4 + H2O CuO + 2HCL –> CuCl2 + H2O

Reacción de Combustión.- Las que se produce con la ayuda de una fuente energética O2 + C –> CO2 2Mg + O2 –> 2MgO Cu + O2 –> CuO2

Reacción de Oxidación.- similar a las de combustión, pero producida de manera espontanea, sin la presencia de una fuente energética. 2Fe + O2 = 2FeO 4Al + 3O2 = 2Al203

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III.

IV.

MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS: 

Tubos de ensayo



Pipetas Graduadas



Campana de seguridad



Mechero



Reactivos:



Ácido Clorhídrico



Ácido Sulfúrico



Ácido Nítrico



Hidróxido de Sodio



Sulfato de Cobre



Sulfato de fierro



Cromato de Potasio



Nitrato de plata



Cobre metálico



Magnesio metálico



Cloruro de sodio.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL (METODOLOGÍA). a. Reacciones químicas acido base -

Con la ayuda de una pipeta, tomar dos mililitros aproximadamente de sulfato de fierro en solución, seguidamente adicionar dos mililitros de hidróxido de sodio 0.1 N, observar los cambios producidos, completar y balancear la reacción

-

Tomar dos mililitros de ácido clorhídrico concentrado con una pipeta graduada, depositarlo en un tubo de ensayo, adicionar un trozo de cobre metálico, observar los cambios producidos, completar y balancear la reacción

-

Tomar dos mililitros de ácido nítrico concentrado con una pipeta graduada, depositarlo en un tubo de ensayo, adicionar un trozo de cobre metálico, observar los cambios producidos, completar y balancear la reacción

-

Tomar dos mililitros de hidróxido de sodio 0.1 N con una pipeta graduada, depositarlo en un tubo de ensayo, adicionar dos mililitros de una solución

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diluida de cloruro férrico, observar los cambios producidos, completar y balancear la reacción b. Reacciones químicas de combustión -

Tomar un trozo de magnesio metálico, limpiar la superficie con ayuda de una tijera metálica. Coger con una pinza metálica y exponerlo a la llama oxidante del mechero de bunsen, observar los cambios producidos, completar y balancear la reacción

c. Reacciones químicas de oxidación reducción -

Tomar dos mililitros de solución de cromato de potasio, depositarlo en un tubo de ensayo, seguidamente adicionar gotas de hidróxido de sodio 0.1 N, observar los cambios producidos, completar y balancear la reacción

-

Tomar dos mililitros de solución de cloruro de sodio diluido, depositarlo en un tubo de ensayo, seguidamente adicionar gotas de nitrato de plata diluido, observar los cambios producidos, completar y balancear la reacción

-

Tomar dos mililitros de solución de cromato de potasio, depositarlo en un tubo de ensayo, seguidamente adicionar gotas de nitrato de plata diluido, observar los cambios producidos, completar y balancear la reacción

d. Reacciones de descomposición -

Tomar 1 gramo de clorato de potasio, colocarlo en un tubo de ensayo, seguidamente someterlo a una fuente calorífica por espacio de 5 minutos, posteriormente pesar el contenido de la reacción final, observar los cambios producidos, completar y balancear la reacción

-

Tomar 1 gramo de carbonato de calcio, colocarlo en un tubo de ensayo, seguidamente someterlo a una fuente calorífica por espacio de 5 minutos, posteriormente pesar el contenido de la reacción final, observar los cambios producidos, completar y balancear la reacción

V.

Cálculos y/o Resultados:

VI.

Discusiones:

VII.

Conclusiones:

VIII.

Recomendaciones

IX.

Bibliografía.

10


X.

Cuestionario.

1.-Balancear las siguientes reacciones químicas . BaO2 + HCl <--> BaCl2 + H2O2 H2SO4 + NaCl <--> Na2SO4 + HC H2SO4 + C <--> H20 + SO2 + CO2 HCl + MnO2 <--> MnCl2 + H20 + Cl2 Ag2SO4 + NaCl <--> Na2SO4 + AgCl NaNO3 + KCl <--> NaCl + KNO3 Na2CO3 + H2O + CO2 <--> NaHCO3 Cr2O3 + Al <--> Al2O3 + Cr Ag + HNO3 <--> NO + H2O + AgNO3 CuFeS2 + O2 <--> SO2 + CuO + FeO

2.- Señalar a qué tipo de reacción corresponde las siguientes reacciones y balancear las ecuaciones. H2SO4 + Al → Al2(SO4)3 + H2 NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3 SO2 + O2 → SO3

3.- Completar y balancear las siguientes reacciones químicas H2SO4 + Al → NaCl + AgNO3 → K2Cr2O7 + HCl → KMnO4 + Fe + HCl → CrCl3 + KClO3 + KOH →

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PRÁCTICA Nº 02 MANEJO DE BALANZAS I.

OBJETIVOS: -

Adiestrar al estudiante en el empleo diferentes tipos de balanzas. El alumno comprenderá y aplicará los conceptos involucrados para el manejo y cuidado de la balanza en el proceso de pesadas.

II.


Durante el transcurso de un análisis químico siempre se necesita determinar la masa de una sustancia, ya sea de la muestra a analizar o de las diferentes drogas sólidas para preparar las soluciones para el análisis. Es de suma importancia comprender la diferencia que existe entre masa y peso. La masa es una medida constante de la cantidad de materia de un objeto. El peso es la fuerza de atracción entre el objeto y la tierra. Como la atracción gravitacional varía con la localización geográfica, el peso depende del lugar en donde el objeto está siendo pesado, en cambio la masa permanece constante sin importar el lugar donde se mida. Los análisis químicos se basan siempre en la medición de la masa, por lo que los resultados no dependen del lugar. Una balanza es el instrumento de medida que se utiliza para comparar masas. En el vocabulario cotidiano se pierde la diferencia entre peso y masa, y al proceso de comparación de masas comúnmente se le denomina pesada. En los laboratorios se utilizan dos tipos de balanzas:

a) Balanzas granatarias: Este tipo de balanzas se utilizan para determinaciones de masa cuando las cantidades requeridas son sólo aproximadas ya sea de sólidos o líquidos, este tipo de pesadas se utilizan para preparar soluciones de concentración aproximada. Actualmente estas balanzas tiene un solo platillo en la parte superior y las pesadas pueden hacerse rápidamente. Existen en el mercado modelos de variada capacidad y precisión: de 120 g con una precisión de 0,5 mg; de 1.200 g y una precisión de 5 mg; de 2.000 g con 0,1 g de precisión.

b) Balanzas analíticas: Una balanza analítica es un instrumento para “pesar” cuya capacidad va desde un gramo hasta algunos kilogramos con una precisión de al

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menos 1 parte en 105

de su capacidad máxima. Actualmente la precisión y exactitud de muchas balanzas analíticas superan 1 parte en 10 6 de su capacidad máxima. Dentro de las balanzas analíticas más comunes tenemos: -

-

Macrobalanzas, tienen una capacidad de máxima de 160-200 g y una precisión de 0,1 mg. Semimicroanalíticas, tienen una capacidad de máxima de 10 -30 g y una precisión de 0,01 mg.

-

Microanalítica, tienen una capacidad de máxima de 1 - 3 g y una precisión de 0,001 mg.

La balanza analítica tradicional, de brazos iguales,

ha sido desplazada por la

balanza analítica monoplato debido a la rapidez de las pesadas. Esta última actualmente está siendo sustituida por la balanza electrónica.

III.

MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS:

IV.

-

Balanzas granatarias y analítica.

-

Pesas y muestras asignadas por el docente.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL (METODOLOGÍA). Limpieza de la Balanza. 

Con la ayuda de una brocha o escobilleta pequeña retirar el polvo o restos de muestras existentes en la balanza.



Retire cuidadosamente los platos o plataforma para realizar la limpieza por debajo de ella.



Encender la balanza y dejar que se estabilice por unos 10 minutos completamente cerrados la cabina de pesada.



Verificar si la balanza se encuentra nivelada para lograr mejor reporte de las pesadas.

Pesadas de polvos. 

Elaborar pequeñas bandejas con papel deslizante de diferentes capacidades para las pesadas.



Seleccionar las espátulas que se necesitará para manipular los polvos.

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

Proceder a las pesadas con el cuidado y la lectura previa de los POEs proporcionados por el docente.



Seguir el mismo procedimiento empleando otras muestras y otros receptores de la muestra.

Pesadas de Líquidos. 

Proceder a las pesadas con el cuidado y la lectura previa de los POEs proporcionados por el docente.



Seleccionar los materiales y las muestras liquidas a pesar.



Seguir el mismo procedimiento empleando otras muestras y otros receptores de la muestra.

V.


VI.

Discusiones:

VII.

Conclusiones:

VIII. Recomendaciones IX.

Bibliografía.

X.

Cuestionario.

1.- Describa el proceso correcto para pesar sustancias higroscópicas 2.- Describa el proceso correcto para pesar líquidos de alta densidad 3.-Describa el proceso para pesar materiales de vidrio para análisis cuantitativo.

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PRÁCTICA N° 3 DETERMINACIÓN DE ERRORES Y ANÁLISIS ESTADÍSTICO I. -

OBJETIVOS Conocer los errores en el análisis cuantitativo y tomar las debidas precauciones para evitarlos.

-

Conocer los parámetros estadísticos en las diferentes operaciones realizadas en el análisis químico cualitativo y cuantitativo.

II. INTRODUCCIÓN TEÓRICA A.- ERRORES Los errores vienen a ser variaciones en las cantidades medidas sobre un mismo objeto, un mismo volumen o una misma masa, y se da incluso si la medida es realizada repetidamente por el mismo analista, bajo las mismas condiciones, estas variaciones se presentan debido a la incertidumbre de los instrumentos usados y la variabilidad intrínseca de las acciones humanas. Una vez que aceptamos que los análisis cuantitativos jugarán un papel importante en cualquier laboratorio analítico, debemos aceptar también que los errores que aparezcan en tales estudios son de gran importancia, pues refleja la calidad de nuestro trabajo, la exactitud y precisión del trabajo

Exactitud: Grado de concordancia entre el resultado obtenido y un valor de referencia certificado. En ausencia de exactitud se tiene error sistemático.

Precisión: Grado de concordancia entre los datos obtenidos de una serie. Refleja el efecto de los errores aleatorios producidos durante el proceso analítico.

Sensibilidad: Capacidad para discriminar entre pequeñas diferencias de concentración del analito. Se evalúa mediante la sensibilidad de calibración, de un equipo, aparato o instrumento, que es la pendiente de la curva de calibración a la concentración de interés.

Límite de detección: Concentración correspondiente a una señal de magnitud obtenida por un instrumento, aparato o equipo, ejemplo: igual al blanco más tres veces la desviación estándar del blanco.

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Selectividad: Cuantifica el grado de ausencia de interferencias debidas a otras especies contenidas en la matriz.

Seguridad: Amplitud de condiciones experimentales en las que puede realizarse un análisis los errores más frecuentes cometidos en la práctica de un laboratorio de química analítica son:

Errores gruesos o accidentales.- se produce por la observación o medición errada respecto al valor esperado de la muestra, por lo tanto requieren la eliminación de la observación realizada y proponer una nueva medición y observación, este tipo de errores se da por actitudes personales, sea en la preparación de soluciones, contaminación de las muestras ,lecturas inapropiadas por paralaje, etc

Errores sistémicos.- Se caracterizan por introducir desviaciones en una misma dirección para las observaciones de una seria con respecto al valor esperado para la muestra, estos errores afectan la exactitud, un ejemplo de esto es la mala utilización de la balanza.

Errores aleatorios.- se caracterizan por introducir desviaciones sin ninguna dirección preferencial para las observaciones de una serie con respecto al valor esperado, pueden ser positivos y negativos con aleatoriedad. Otros errores cometidos frecuentemente son:

Error experimental.- La inexactitud cometida por culpa de no poder controlar adecuadamente la influencia de todas las variables presentes en un experimento.

Error de medición.- La inexactitud que se acepta como inevitable al comparar una magnitud con su patrón de medida. El error de medición depende de la escala de medida empleada, y tiene un límite. Los errores de medición se clasifican en distintas clases (accidentales, aleatorios, sistemáticos, etc.).

Error de aproximación.- Es una medida del error cometido al aproximar una magnitud numérica por una expresión aproximada más sencilla que la expresión original exacta.

Error de cálculo.- Inexactitud o equivocación al realizar una operación matemática. B.- COMPARACIÓN DEL RESULTADO CON EL VALOR TEÓRICO Es práctica común al realizar un experimento de laboratorio contar con algún dato de referencia o un valor teórico esperado que permita concluir sobre la calidad y el rendimiento del procedimiento realizado, esta comparación se expresa bajo la forma de una diferencia, que pueden ser relativas, absolutas o porcentuales, y da cuenta de la

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exactitud de los resultados finales obtenidos, estos son la diferencia de los valores observados y el valor teórico. Error absoluto

Error relativo

Error porcentual

=( ) –( ó) – (   ó  )  = ( ()  ó) – (   ó  ) % = ( () ×100  ó)

C.- ANÁLISIS ESTADÍSTICO El análisis estadístico reviste una gran importancia en los procesos de análisis físicoquímico, y estos se realizan sobre un conjunto de datos o un conjunto de medidas repetidas. La magnitud así como el error de la medida se calculan haciendo uso de algunos conceptos fundamentales de estadística, estas se calculas a través de la media aritmética, y el error corresponde a la desviación estándar de la serie de datos.

Media Aritmética.- Es el promedio aritmético sobre mediciones repetidas del mismo objeto o de un conjunto de objetos comunes, que tiene como patrón un valor de referencia común, se calcula realizando la suma de los valores independientes y dividiéndolo entre el número de observaciones

= ∑ 

Varianza.- La varianza de una variable aleatoria es una medida de dispersión definida como la esperanza del cuadrado de la desviación de dicha variable respecto a su media, calculado en observaciones particulares

2 = ∑( −)2 17


Desviación estándar.- Es una medida de dispersión de conjunto, para variables de razón y de intervalo, de gran utilidad en la estadística descriptiva. Se define como la raíz cuadrada de la varianza. Junto con este valor, la desviación típica es una medida (cuadrática) que informa de la media de distancias que tienen los datos respecto de su media aritmética, expresada en las mismas unidades que la variable. La desviación estándar es una medida del grado de dispersión de los datos con respecto al valor promedio. Dicho de otra manera, la desviación estándar es simplemente el "promedio" o variación esperada con respecto a la media aritmética. Se calcula como la raíz cuadrada del cociente de la sumatoria al cuadrado de las diferencias de las observaciones individuales y el promedio o media aritmética entre el número de observaciones. La desviación se estándar mide con la siguiente relación:

2 ∑ (  −)   =  Desviación estándar relativa .- Se define como las diferencias particulares sobre el promedio global de las observaciones de las muestras, esta también se calcula como desviación estándar relativa porcentual Desviación estándar relativa

Desviación estándar porcentual

D.- CIFRAS SIGNIFICATIVAS

 =   =  ×100

La presentación de resultados de manera correcta se dá con la presentación real aproximada del valor de la observación, esta indica el grado de precisión con que se ha efectuado la medida, y en química analítica, esta cifra es la proporcionada por los instrumentos de medición, es decir, la escala de medición del instrumento, refleja la precisión del mismo. En instrumentos con escalas visibles, la cifra significativa es la mínima escala medible u observable.

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E.- LA BALANZA Es el instrumento más importante en Química Analítica, pues los resultados de cada análisis dependen fundamentalmente de la operación de pesada

Pesada analítica.- La determinación de la masa de un objeto o muestra analítica es la operación de laboratorio fundamental en química analítica. Gracias a los avances en el diseño de balanzas analíticas, pesar es hoy a la vez una tarea sencilla y altamente precisa. Toma menos de un minuto hallar la masa de un objeto con una exactitud de 1mG g. Sin embargo, es posible usar una balanza incorrecta o descuidadamente, o bien manejar equivocadamente los materiales. El propósito de la práctica será enseñar una buena técnica de balanzas como base para muchos otros experimentos.

Errores en la operación de pesada.- Los datos de una pesada están sujetos a incertidumbre. La imprecisión atribuible a la operación de pesada alcanza corrientemente las fracciones de miligramo. Entre las causas de error en la pesada, tienen considerable importancia los efectos del desplazamiento de aire y de la temperatura. En general los errores de pesada pueden resumirse en los siguientes: 

Defectos de balanza



Efectos estáticos



Efectos de temperatura



Errores operativos y



Contaminantes volátiles.

Requisitos de una balanza analítica

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

Debe ser exacta.- debe dar resultados correctos en pesadas repetidas del mismo objeto.



Debe ser sensible.- debe acusar diferencias muy pequeñas de peso.



Debe ser rápida.- debe emplear poco tiempo en la lectura de sus oscilaciones.



Debe ser estable.- después de la puesta en movimiento, debe oscilar y volver a su posición original.

Precauciones al momento de pesar 

Antes de pesar, calibrar la balanza.



Ajustar con cuidado el cero de la balanza.



La balanza debe mantenerse lo más Limpia posible.



Las partes móviles de la balanza, nunca deben tocarse con los dedos.



Nunca se colocarán las muestras directamente en los platillos.



Las pesadas deben efectuarse en el menor tiempo posible, para evitar absorción de humedad del aire.



Nunca se pesarán los objetos calientes.



Evitar colocar una carga que exceda la capacidad de la balanza.



El punto de reposo (equilibrio) se debe comprobar frecuentemente (siempre antes de cada pesada).



Para proteger de la humedad a las partes sensibles de la balanza, es conveniente colocar dentro de esta, un recipiente que contenga un deshumedecedor. Asimismo, se debe contar con un pincel pequeño para retirar restos de material que se pesa con el fin de mantener siempre limpia la balanza.

F.- CALIBRADOR, VERNIER O PIE DE REY El calibre, también denominado calibrador, o Vernier, es un instrumento utilizado para medir dimensiones de objetos relativamente pequeños, desde centímetros hasta fracciones de milímetros (1/10 de milímetro, 1/20 de milímetro, 1/50 de milímetro). En la escala de las pulgadas tiene divisiones equivalentes a 1/16 de pulgada, y, en su nonio, de 1/128 de pulgada. Es un instrumento sumamente delicado y debe manipularse con habilidad, cuidado y delicadeza, con precaución de no rayarlo ni doblarlo (en especial, la colisa de profundidad). Deben evitarse especialmente las limaduras, que pueden alojarse entre sus piezas y provocar daños.

20


Consta de una "regla" con una escuadra en un extremo, sobre la cual se desliza otra destinada a indicar la medida en una escala. Permite apreciar longitudes de 1/10, 1/20 y 1/50 de milímetro utilizando el nonio. Mediante piezas especiales en la parte superior y en su extremo, permite medir dimensiones internas y profundidades. Posee dos escalas: la inferior milimétrica y la superior en pulgadas. 1. Mordazas (mandíbulas, topes o patas) para medidas externas. 2. Mordazas (mandíbulas, topes o patas) para medidas internas. 3. Coliza o lengüeta para medida de profundidades (profundímetro). 4. Escala o escala con divisiones en centímetros y milímetros. 5. Escala o regla con divisiones en pulgadas y fracciones de pulgada. 6. Nonio o reglilla para la lectura de las fracciones de milímetros en que esté dividido. 7. Nonio o reglilla para la lectura de las fracciones de pulgada en que esté dividido. 8. Botón o cursor de deslizamiento y freno. 9. Perilla de freno, traba o stop

Utilización: 1. Antes de efectuar las mediciones, limpie de polvo y suciedad las superficies de medición, cursor y regleta; ya que el polvo puede obstruir a menudo el deslizamiento del cursor. 2.Cerciórese que las superficies de medición de las quijadas y los picos no estén dobladas o despostilladas. 3.Gire la perilla de freno (9), y verifique que las superficies deslizantes de la regleta estén libres de daño y se deslicen suavemente. 4. Aperturar las mordazas (1) haciendo deslizar la reglilla (6)

21


5.Colocar el objeto a medir entre las mordazas, y deslizar la reglilla, sin presionar demasiado. 6. Asegurar con la perilla de freno (9) y retirar el objeto. 7.Realizar la lectura correspondiente, empezando por hacer coincidir el cero de la reglilla o nonio (6) con la escala de la regla, tomando nota de ese dato. 8.Seguidamente leer la división de la reglilla (6) que coincide exactamente con la escala de la regla, tomar nota. La suma de estas dos cantidades, es la medida total del objeto.

III.

IV.

MATERIALES -

Regla metálica

-

Calibrador Vernier

-

Balanza analítica

-

Calculadoras

-

Probetas graduadas

-

Muestras solidas

-

Tabletas comprimidas

-

Jarabes

-

Otros

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL (METODOLOGÍA) Experimento n° 1: Determinación de errores: Balanza Realizar 5 mediciones de un objeto solido con la Balanza Anotar los resultados, calcular el promedio. Luego determinar si las observaciones fueron precisas y exactas. El docente mencionará el valor real del objeto Los estudiantes calcularán los errores de las mediciones y determinarán que tipo de error se cometió

OBJETO: Mediciones de VALOR DE REFERENCIA : los valores Estudiante 1 Estudiante 2 experimentales 1

Estudiante 3

22


2 3 4 5 PROMEDIO

Experimento n° 2: Determinación de errores: Regla metálica Realizar

5 mediciones de un objeto solido con la regla metálica, anotar los

resultados, calcular el promedio. Luego determinar si las observaciones fueron precisas y exactas. El docente mencionará el valor real del objeto, los estudiantes calcularán los errores de las mediciones, y determinarán que tipo de error se cometió.


Estudiante 3

2 3 4 5 PROMEDIO

Experimento n°3: Determinación de errores: Callibrador vernier Realizar 5 mediciones de un objeto solido con el calibrador vernier, anotar los resultados, calcular el promedio. Luego determinar si las observaciones fueron precisas y exactas. El docente mencionará el valor real del objeto, los estudiantes calcularán los errores de las mediciones, y determinarán que tipo de error se cometió.

23



Estudiante 3

2 3 4 5 PROMEDIO

Experimento n° 4: Determinación parámetros estadísticos: Balanza Realizar 20 determinaciones de peso de tabletas comprimidas con la Balanza analítica, anotar los resultados, calcular el promedio, la varianza, la desviación estándar, la desviación estándar relativa y la desviación estándar porcentual. Luego determinar si las observaciones fueron precisas y exactas.

PESOS DE TABLETAS

Experimento n° 5: Determinación parámetros estadísticos: Calibrador vernier Realizar 20 determinaciones de longitud de tabletas comprimidas con el Calibrador Vernier, anotar los resultados, calcular el promedio, la varianza, la desviación estándar, la desviación estándar relativa y la desviación estándar porcentual. Luego determinar si las observaciones fueron precisas y exactas

LONGITUD DE TABLETAS

24


Experimento n° 6: Determinación parámetros estadísticos: Probeta graduada Realizar 20 determinaciones de volumen de jarabes con la probeta graduada, anotar los resultados, calcular el promedio, la varianza, la desviación estándar, la desviación estándar relativa y la desviación estándar porcentual.

Luego determinar si las

observaciones fueron precisas y exactas

VOLUMEN DE JARABES

V.

CÁLCULOS Y RESULTADOS

VI.

DISCUSIONES

VII.

CONCLUSIONES

VIII.

RECOMENDACIONES

IX.

BIBLIOGRAFÍA

X.

CUESTIONARIO

1.- Para investigar la reproducibilidad de un método para la determinación de selenio en alimentos se realizaron 9 mediciones sobre un lote de arroz tostado, con los siguientes resultados: Muestras

selenio uG/G

1

0.07

2

0.07

25


3

0.08

4

0.07

5

0.07

6

0.08

7

0.08

8

0.09

9

0.08

Calcule la media, la desviación estándar, y la desviación estándar relativa de estos resultados, haga una crítica sobre el método 2.- Una muestra de suero sanguíneo humano contiene 42-0 G de albúmina por litro. Cinco laboratorios (A-E) realizaron cada uno seis determinaciones (en el mismo día) de la concentración de albúmina, con los siguientes resultados (en G/L) A

42.5

41.6

42.1

41.9

41.1

42.2

B

39.8

43.6

42.1

40.1

43.9

41.9

C

43.5

42.8

43.8

43.1

42.7

43.3

D

35.0

43.0

37.1

40.5

36.8

42.2

E

42.2

41.6

42.0

41.8

42.6

39.0

Comente la exactitud y precisión de cada una de la serie de resultados obtenidos por los laboratorios

26


PRÁCTICA Nº 04 ENSAYOS PRELIMINARES Y OPERACIONES BÁSICAS DE SEPARACIÓN EN QUÍMICA ANALÍTICA

OBJETIVOS:

I.

-

Ayudar al estudiante a identificar cuando una reacción o cambio químico se ha realizado.

-

El alumno comprenderá y aplicará los conceptos involucrados para llevar a cabo la separación de una mezcla por las principales operaciones básicas del laboratorio.

II.

INTRODUCCIÓN TEÓRICA: 

Reacciones químicas: Uno de los

problemas principales del trabajo del

laboratorio es determinar cuándo una reacción o cambio químico se ha realizado.

Los siguientes fenómenos son usualmente asociados con las

reacciones químicas. 

Cambio de color: La formación o desaparición de un color es uno de los métodos más selectivos en la identificación de varias sustancias.



Formación de un precipitado: Un precipitado es una sustancia insoluble formada por una reacción que ocurre en una solución. En Química Analítica la formación de un precipitado característico es usado frecuentemente como una prueba o como un medio de separación de una sustancia de otra.



Formación de un gas: L a formación de grandes cantidades de gas causa efervescencia violenta en una solución. Una pequeña cantidad forma solo una o dos burbujas. Estas últimas pueden escapar sin detectarse a menos que se observe con cuidado la solución al momento de la mezcla.



Formación de un olor característico: Algunas reacciones se evidencian por producirse la formación de un olor característico tal es así las reacciones de formación de sulfuros con olores nauseabundos.



Desprendimiento o absorción de calor: Algunas reacciones se manifiestan de modo tal que al entrar en contacto entre reactivo y reactivo desprenden calor, sin embargo, otras reacciones sugieren la estimulación por incremento de calor para observar o evidenciar una reacción.

27


OPERACIONES BÁSICAS EN LA SEPARACIÓN DE MEZCLAS: En el laboratorio de química analítica es utilizado frecuentemente operaciones básicas que involucran la separación de algunas sustancias que se encuentran impuras con otras sustancias. Existen diversos procedimientos para separar los componentes

de

FILTRACIÓN,

dichas

mezclas,

SUBLIMACIÓN,

los

cuales

EVAPORACIÓN,

son:

DECANTACIÓN,

CENTRIFUGACIÓN,

DESTILACIÓN. 

Decantación: Se emplea para separar dos o más líquidos que no se disuelven entre sí (no miscibles) y que tienen diferentes densidades. También para separar

las partículas de sólidos insolubles en un líquido y que por mayor

densidad sedimentan. 

Centrifugación: Cuando la sedimentación es muy lenta, se acelera mediante la acción de la fuerza centrífuga. Se pone la mezcla en un recipiente, el cual se hace girar a gran velocidad, la sustancia con mayor densidad queda en el fondo del recipiente y sobre ella la de menor densidad.



Filtración: Separar las partículas sólidas insolubles que están en un líquido. Para efectuarla se utiliza un medio poroso que deja pasar el líquido y retiene las partículas de la sustancia sólida.



Destilación: Se utiliza para purificar un líquido, eliminándole las sustancias que tenga disueltas, o para separar mezclas de líquidos que se disuelven entre sí (miscibles) con diferentes puntos de ebullición, es decir, que hierven a distintas temperaturas.



Evaporación: se emplea para separar un sólido disuelto en un líquido, cuando éste se evapora, la sustancia sólida queda cristalizada.



Sublimación: Es el cambio del estado sólido al gaseoso o lo contrario sin pasar por el líquido mediante aplicación de calor. Esto se aprovecha para separar una mezcla de partículas de dos sustancias sólidas, cuando una de ella puede sufrir sublimación. Ejemplo. Cristales de yodo mezclado con un polvo de carbón.

III.

MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS: Materiales: e. Tubos de ensayo.

28


f. Vasos de precipitado. g. Espátula. h. Mechero de Bunsen. i. Equipo de destilación. j. Embudos. k. Papel filtro.

Equipos: l. Centrifugadora. m. Estufa. Reactivos: n. Ácido clorhídrico. o. Nitrato de plata. p. Cloruro de Sodio. q. Sulfato de cobre o cloruro de cobre. r. Nitrato de plomo. s. Ioduro de Potasio. t. Bicarbonato de sodio. u. Ácido nítrico. v. Acido benzoico. w. Filamentos de cobre. x. Alcohol etílico 96o IV.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL (METODOLOGIA). Ensayo 01.- Reacciones químicas: a) Cambio de color: En un tubo de ensayo coloque aproximadamente 1mL de Yoduro de potasio en solución y agregue 0.5mL de solución de Nitrato de plomo por las paredes del tubo hasta observar un cambio de coloración. Observaciones: ………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………….

Reacciones:

29


b) Formación de precipitados y disoluciones: b.1. En tres tubos de ensayo coloque aproximadamente 1mL de agua común, agua comercial y agua para inyectable en cada uno y agregue 1mL de solución de Nitrato de plata por las paredes del tubo hasta observar cambios. Observaciones: ………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………..……………………………………………………………….

Reacciones:

b.1. En un tubo de ensayo coloque aproximadamente 1mL de Sulfato de cobre y agregue gota a gota solución de amoniaco por las paredes del tubo hasta observar la formación de un precipitado, agregue un exceso hasta que desaparezca el precipitado. Observaciones: ………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………….…………………………………………………………………………………………….

Reacciones:

c) Formación de un gas: En tres tubos de ensayo coloque aproximadamente 2.0, 1.0 y 0.5mL de Bicarbonato de sodio en solución y agregue agua destilada a los tubos 2 y 3 para completar a 2.0mL seguidamente vierta sobre cada tubo 1mL de solución de Acido clorhídrico por las paredes del tubo hasta observar cambios. Observaciones: ………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………….…………………………………………………………………………………………….

Reacciones:

30


d) Formación de un olor característico: En un tubo de ensayo coloque 2mL de ácido nítrico diluido (1:1) y deje caer sobre ella filamentos de cobre, observe y perciba el olor característico del gas desprendido. Observaciones: ………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………….……………………………………………………………………………………….

Reacciones:

e) Desprendimiento o absorción de calor: En un crisol o tubo coloque 0.2g de una carbonato de calcio y someter a calor en el mechero de bunsen, observe los cambios. Observaciones: ………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………..……………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………….

Reacciones:

Ensayo 02.- Operaciones básicas en la separación de mezclas. a) Decantación: En un vaso de precipitado coloque 5g de arena fina o tierra común y agregue 100ml de agua mezcle bien, dejar en reposo por 10 min y observe.

31


Observaciones: ………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………..……………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………….

b) Centrifugación: En dos tubos coloque una mezcla de agua y harina en la misma proporción y lleve a centrifugación, observe y explique.

Observaciones: ………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………..……………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………….

c) Filtración: En un tubo de ensayo disuelva una pequeña cantidad de ácido benzoico, agregando gota a gota alcohol y agitar hasta disolución completa. Agregue un poco de agua destilada. Observe los cambios y proceda a filtración utilizando un medio poroso para separar el sólido del líquido.

32


Observaciones: ………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………..……………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………….

d) Destilación: Preparar una solución de 25mL de agua impura con 15mL de alcohol y vaciar en el matraz de fondo plano, llevarlo al equipo de destilación previamente armado y proceder a destilar. Observe.

4 3 2 1

5 6 7 8 9 11 10

4 3 2 1

5 6 7 8 9 1 0

Observaciones: ………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………..……………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………….

e) Evaporación: Coloque una solución de cloruro de sodio en una cápsula de porcelana y caliente hasta sequedad. Observe

4 3 2 1

5 67 8 9 11 10

4 3 2 1

5 67 8 9 1 0

33


Observaciones: ………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………..……………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………….

V.


VI.

Discusiones:

VII.

Conclusiones:

VIII.

Recomendaciones

IX.

Bibliografía.

X.

Cuestionario.

1.- Como procedería a separar una mezcla de ácido benzoico y arena, describa el proceso 2.- Como separaría una mezcla de dos solventes que tengan puntos de ebullición

cercanos, describa el proceso 3.-Como procedería a separar una mezcla de partículas sólidas que son insolubles en el agua, describa el proceso.

34


PRÁCTICA Nº 05 ENSAYO DE COLORACIÓN A LA LLAMA, TOMA DE MUESTRA Y ENSAYOS PRELIMINARES I.

OBJETIVOS: -

Identificar los diferentes cationes por la coloración característica a la llama. Adiestrar al estudiante

a la toma y selecció n de muestra para el

análisis cualitativo. -

Aprender la importancia de la determinación de humedad en diferentes muestras.

-

Aprender la importancia del análisis de cenizas totales y su aplicación en diferentes muestras.

II.


ENSAYO DE COLORACIÓN A LA LLAMA O ENSAYO POR VÍA SECA El análisis de la muestra por vía seca se utiliza con poca frecuencia, es más común en el análisis de minerales. Sin embargo, importante conocerlo pues a partir de estos principios derivan otras técnicas analíticas más tecnificadas como el análisis de metales por espectrofotometría de absorción atómica con aplicación clínica, alimentaria y toxicológica. El método de coloración de la llama solamente asegura resultados en caso de que la muestra contenga un solo elemento, el cual precisamente da color a la llama. La llama únicamente se colorea con sustancias volátiles. Las más frecuentemente utilizadas son los cloruros; por tal motivo, la muestra se humedece con ácido clorhídrico. La coloración de la llama producida por diferentes elementos se indica en la siguiente tabla.

35


ELEMENTO COLOR DE LA LLAMA ELEMENTO

COLOR DE LA LLAMA

Li

Rojo

Pb

Azul pálido

Na

Amarillo

As

Azul pálido

K

Violeta

Sb

Azul pálido

Ca

Rojo amarillento

V

Verde pálido

Sr

Rojo

Mo

Verde pálido

Ba

Verde

B

Verde

Ti

Verde

Se

Azulado

Cu

Verde

Te

Azul pálido

Toma de muestra. El muestreo puede definirse como la ciencia que desarrolla y mejora métodos e instrumentos para obtener información sobre la composición y naturaleza química de la materia.

Análisis Químico Dentro de la Química Analítica se incluye el que es la parte práctica que aplica los métodos de análisis para resolver problemas relativos a la composición y naturaleza química de la materia. Los ámbitos de aplicación del Análisis Químicos son muy variados, en la industria destaca el control de calidad de materias primas y productos acabados; en el comercio los laboratorios certificados de análisis aseguran las especificaciones de calidad de las mercancías; en el campo médico los análisis clínicos facilitan el diagnóstico de enfermedades. Es interesante realizar una definición de términos ligados al análisis: Muestra: Parte representativa de la materia objeto del análisis. Analito: Especie química que se analiza. Técnica: Medio de obtener información sobre el analito. Método: Conjunto de operaciones y técnicas aplicadas al análisis de una muestra. Análisis: Estudio de una muestra para determinar sus composición o naturaleza química. Dentro de la Química Analítica también pueden diferenciarse diversas áreas según la información que se desea obtener.

36


Así, la Química Analítica Cualitativa, se centra en identificar la presencia o ausencia de un analito, mientras que la Química Analítica Cuantitativa desarrolla métodos para determinar su concentración. Una etapa muy importante en la resolución de un problema analítico es la toma de muestra. Normalmente esta etapa previa se basa en un ya existente; particularmente cuando se toma

conocimiento

trata de análisis de rutina, la

de muestra suele estar ya documentada o descrita en forma de

procedimientos normalizados de trabajo. Muchos de los protocolos recomendados en la toma de muestra se encuentran recogidos en diferentes guías o normas de carácter internacional, tales como las de organizaciones como ISO y ASTM, que editan normativas recomendando protocolos para asegurar la calidad de todo el proceso analítico. En términos generales puede señalarse que uno de los factores más importantes en la representatividad de muestras es la homogeneidad y heterogeneidad. La

homogeneidad que suele acompañar a las muestras de líquidos y gases permite planificar una toma de muestra donde pequeñas cantidades o volúmenes

de muestra sean recolectadas, con un riesgo menor de falla de

representatividad. En cambio, en el caso de muestras sólidas, su mayor heterogeneidad inherente aconseja minimizar los riesgos de pérdida de representatividad. Los métodos de muestreo varían según el tipo de muestra: sólida, líquida y gaseosa. Toma de muestras sólidas: La mayor heterogeneidad de las muestras sólidas obliga a diseñar cuidadosamente la toma de muestras para reducir los posibles problemas de falta de representatividad. Por otra parte el costo económico asociado a la toma de muestras, requiere que las muestras sean más grandes de lo estrictamente necesario. Cuando debido a la alta precisión exigida, a la alta heterogeneidad del material o al tamaño de partícula sea necesario tomar una porción de muestra grande (del orden de decenas o centenares de kilogramos), este hecho conllevará procesos complejos de tratamiento y división en submuestras, con el riesgo asociado de alteración de la muestra.

37


Toma de muestras líquidas: En principio la toma de muestra líquidas se presenta más sencilla que la de sólidos, aunque esta afirmación es sólo cierta cuando la muestra líquida tiene una única fase o bien cuando la muestra líquida tiene una única fase o bien cuando la cantidad de muestra es suficientemente pequeña para que antes de la toma de muestra pueda ser homogeneizada por agitación. En caso de querer tomar una porción de una muestra de gran volumen, de una mezcla de líquidos de diferentes densidades o con materia particulada en suspensión, de nuevo puede haber una gran dificultad para conseguir una muestra representativa. En cualquier caso, el volumen a tomar dependerá básicamente de la concentración del analito de interés en la muestra.

Toma de muestras gaseosas: Un factor de especial importancia a considerar en la toma de muestras gaseosas es la gran dependencia de la composición de la muestra con respecto a la temperatura y la presión. El análisis de las muestras gaseosas puede ser la determinación del gas en sí o bien de analitos presentes ya sea en forma particulada o en suspensión.

TAMAÑO DE LA MUESTRA El tamaño de la muestra debe ser determinado con sumo cuidado, aplicando principios estadísticos que aseguren que la misma sea representativa para cumplir con los objetivos propuestos por el Laboratorio. Si el tamaño del lote a muestrear es grande, para obtener una muestra representativa, se deberá retirar un número igual al resultado de la siguiente fórmula:

  = √ 2 Siendo x el número de unidades del lote. El resultado se redondea al número entero superior. Los métodos de muestreo se pueden clasificar en dos grupos: muestreo mecánico y manual de la cual el primero es más confiable y de menos costo.

Preparación de las muestras para análisis.- La mayor parte de las determinaciones analíticas se llevan a cabo con soluciones de la muestra, con las siguientes normas de solubilidad. Los compuestos cuyas moléculas son polares o iónicas son más solubles en disolventes polares que los compuestos no polares, y los compuestos no polares son más solubles en disolventes no polares.

Métodos clásicos.- Que se basaban en propiedades químicas del analito. Se incluyen las gravimetrías, las volumetrías y los métodos de análisis cualitativo clásico.

38


Métodos instrumentales.- Basados en propiedades químico-físicas. La clasificación de los métodos instrumentales se realiza en base a la propiedad que se mide (espectroscópicos, electro analíticos, térmicos, etc.). La Química Analítica alcanza sus objetivos mediante una metodología que se fundamenta en la aplicación del método científico. Desde un punto de vista formal, esta metodología es común a todas las ciencias experimentales y sigue el proceso mostrado a continuación:

TOMA DE MUESTRA

TRANSFORMACIÓN DELA MUESTRA

ADQUISICIÓN DE LOS DATOS

TOMA DE MUESTRA

VALORACIÓN DE LOS RESULTADOS

TRATAMIENTO DE LOS DATOS

RESULTADOS

ANALISIS Y EXAMEN ORGANOLÉPTICO

Una vez que la muestra está en el laboratorio lo primero que se debe efectuar el “cuarteo” operación que consiste en dividir en cuatro partes la muestra que se va

analizar. Esta división es de suma importancia y todo principiante debe habituarse a ejecutarla para prevenir que no falte la muestra aún antes de concluir el análisis. La operación tiene mayor importancia cuando la cantidad de muestra tomada es pequeña y no puede conseguirse una cantidad mayor. Además, el analista debe asegurarse desde el inicio, que le sobre “algo” de lo que analiza y a este excedente se le denomina “MUESTRA DE DIRIMENCIA” (también llamado “muestra de retención” o “contra muestra”). Su finalidad es de servir de testigo y en caso de

reclamo, puede constituir una muestra comprobatoria en un nuevo análisis. Así:

39


Análisis Cualitativo

Análisis de Comprobación

Análisis Cualitativo

Análisis de Comprobación

Análisis Cuantitativo

“Muestra de Dirimencia”

Análisis Cuantitativo

“Muestra de Dirimencia”

Luego de efectuar el cuarteo, se efectúa un examen minucioso de la muestra, empleando solamente los sentidos. A este ensayo se le denomina Examen Organoléptico y se realiza con la muestra “tal cual”, sin haberla sometido a

ninguna acción que la pueda alterar. La vista, el gusto y el olfato, proporcionan valiosa información que racionalmente aprovechada, conduce a conclusiones importantes.

Vista: Desde el punto de vista organoléptico, la vista es el órgano de los sentidos de mayor importancia analítica. Mediante este sentido podemos conocer el estado físico de la sustancia que analizamos, así como el color y el aspecto que presenta el cual puede ser:

40


Homogéneo  

Heterogéneo

Cristalizado



Amorfo (sin forma, pulverizado)



Cristalizado Amorfo(sin forma, pulverizado)

La observación se hace directamente pudiendo ayudarse con lupa, con el fin de mejorar la observación; para ello se extiende la sustancia sobre una superficie de papel y se observa cuidadosamente describiéndola con la mayor objetividad posible. Ciertas sales presentan colores característicos que sirven para identificar. Estos colores derivan del catión o del anión que la constituye.

El gusto: las sustancias de acuerdo a su sabor se clasifican en sápidas e insípidas, las primeras son solubles en agua o en saliva, en tanto que las segundas no son solubles; por lo que no hieren las papilas gustativas de la lengua, no percibiendo sabor. Para determinar el sabor de las sustancias debe tenerse presente que muchas son tóxicas y cáusticas, por lo que se deberá realizarse con suma precaución. Una vez que se ha probado la sustancia se debe enjuagar inmediatamente la boca con abundante agua evitando deglutir la muestra. Según Heller hay doce escalas de sabores que nos permite determinar el sabor de una sustancia y son: 1. Ácido

7. salado

2. azucarado

8. picante

3. alcohólico

9. nauseabundo

4. aromático

10. fétido

5. amargo

11. pinoso

6. astringente

12. insípido

41


Estos sabores básicos pueden combinarse de diferentes modos, según la naturaleza de las sustancias y pueden se salados-amargos, amargos-astringentes, azucarados-picantes, etc. En algunas sustancias se pueden distinguir sabores que pueden utilizarse con fines analíticos, estos son: 1. Na+2  saladas

7. Pb+2  dulzaino astringente

2. Mg+2  amargas

8. Fe+3  metálico

3. K+  saladas y amargas

9. Ni+2  metálico

4. Ca+2  picante y ardientes

10. Co+2  metálico

5. Al+3  astringente

11. H+  sabor ácido

6. Zn+2  astringente

12. OH-  sabor jabonoso y picante

Olfato: el olor que tienen algunas sustancias se debe a que estos son volátiles y pueden desprenderse átomos o moléculas que hieren la membrana pituitaria dando la sensación de olor. Esta propiedad debe apreciarse con extremo cuidado, para lo cual, si la muestra se encuentra contenida en un frasco, se retira la tapa y con la mano se hace que llegue a la nariz los gases o vapores que se desprenden. Si la muestra sólida es recomendable fraccionarla entre los dedos para apreciar mejor el olor. Por el olor pueden reconocerse: OLOR

SUSTANCIA

Fétidos a huevos podridos (H 2S)

H2S, sulfuros alcalinos hidrolizados

Pólvora o azufre quemado (SO2)

anhídridos

sulfurosos,

sulfitos

alcalinos hidrolizados Almendras amargas (HCN)

HCN, cianuro alcalino hidrolizados

Vinagre (HC2H3O2)

HC2H3O2, ácidos hidrolizados

Pescado descompuesto (H3P)

Fosfatos, fosfitos, hipofosfitos.

Olor a ojos

Compuestos de arsénico

42


Pan quemado

Citratos calcinados

Azúcar quemada(caramelo)

Tartratos calcinados

Orina en descomposición

NH3 ↓ , sales amoniacales hidrolizadas

Particular

Bromo, cloro, yodo, etc.

Tacto: El sentido del tacto tiene poca aplicación analítica y sirve para reconocer si las sustancias son amorfas, cristalizadas o elásticas.

Oído: El sentido menos usado, sin embargo sirve para reconocer algunos metales por su sonido especial llamado sonido metálico, como el del oro, opaco como el del plomo y el argentino como el de plata. DETERMINACIÓN DE HUMEDAD Y CENIZAS TOTALES Humedad: Es la cantidad de agua presente en la muestra se basa en la pérdida de

peso de la muestra por calentamiento en una estufa, refiriendo su peso al peso total de la muestra y expresada como porcentaje.

Cenizas totales: Las cenizas de los productos alimentarios están constituidas por el residuo inorgánico que queda después de que la materia orgánica se ha quemado. Las cenizas obtenidas no tienen necesariamente la misma composición que la materia mineral presente en el alimento original, ya que puede haber habido pérdidas por volatilización o alguna interacción entre los constituyentes. Las condiciones de ignición son especificadas para diversos materiales en una Norma Británica (BS 4603:1970). El valor de las cenizas puede considerarse como una medida general de la calidad (por ejemplo, en el té y en el Reino Unido se prescribe un máximo de cenizas para la gelatina comestible), y a menudo es un criterio útil para determinar la identidad de un alimento. Cuando hay un alto contenido de cenizas se sugiere la presencia de un adulterante inorgánico, a menudo es aconsejable además, la determinación de cenizas insolubles en ácidos.

43


MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS :

III.

Materiales: 

Asa de platino



Tubos de ensayo.



Mechero de Bunsen.



Lentes de seguridad.



Espátulas.



Frascos.



Luna de reloj.



Alambre de Nicrone.



Bolsas plásticas.



Desecadores.



Crisoles.



Pinzas para crisol.

Reactivos: 

Ácido clorhídrico.



Cloruro de Sodio.



Cloruro de cobre.



Cloruro de Potasio.



Cloruro de Litio.



Cloruro de Calcio.



Cloruro de Estroncio.



Cloruro de Bario.



Tiosulfato de Sodio.



Dicromato de Potasio.



Cromato de Potasio.



Permanganato de Potasio.

Equipos: 

Estufa



Mufla

Muestras: 

Muestras alimenticias frescas.

44


 

IV.

Tierra. Agua.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL (METODOLOGIA ).

Ensayo 01.- Ensayo de coloración a la llama: -

Coloca en un tubo de ensayo un poco de ácido clorhídrico diluido.

-

Colocar en tubos de ensayo una pequeña cantidad de las muestras de cationes que se analizaran y marcaran cada tubo.

-

Toma el asa de platino e introdúcelo en el tubo que contiene al ácido clorhídrico.

-

Introduce el asa a un tubo de ensayo y toma un poco de muestra, lleva el asa al mechero y observa la coloración que desprende la llama. Compara el color con el indicado en la tabla.

-

Repite los pasos 2 al 4 con las demás muestras que se encuentran en los tubos y anote sus observaciones.

Ensayo 02.- Toma de muestra y análisis organoléptico. a. Muestreo de suelos: -

Definir un espacio abierto para realizar el muestreo y sectorizar en nueve cuadrantes.

-

Con la ayuda de una espátula tomar muestras de tierra y colocarlos a una bolsa o envase destinado para guardar la muestra como indica en las figuras aproximadamente 200g por cada cuadrante. Fig. 01: Muestreo intercalado. 45


Fig: 02: Muestreo en zigzag.

Es decir se muestreará solo los sectores coloreados, para obtener una muestra representativa.

b. Muestreo por cuarteo de muestras sólidas y líquidas: -

Con las muestras proporcionadas por el alumno se procederá a aplicar la técnica del cuarteo sobre la mesa de trabajo guiándose con los gráficos proporcionados en la parte teórica de la presente guía de práctica.

-

Guardar las muestras en sobres elaborados para su posterior análisis en el caso de sólidos y en envases adecuados las muestras líquidas, en cada caso indicando para que análisis será destinado cada muestra.

c. Análisis organoléptico de muestras sólidas y líquidas: Colocar una pequeña porción de la muestra sólida a examinar sobre una luna de reloj y describir sus características organolépticas proporcionadas en la parte teórica de la presente práctica (Color, olor, sabor, aspecto, etc). 46


-

Colocar una pequeña porción de la muestra liquida en una placa Petri o beacker pequeño y describir sus características organolépticas proporcionadas en la parte teórica de la presente práctica (Color, olor, sabor, aspecto, etc).

Ensayo 03.- Determinación de humedad y cenizas totales. a. Determinación de Humedad: -

Pesar el recipiente que contendrá a la muestra y anotarlo.

-

Pesar de 1.0g a 1.5g de muestras colocadas en los recipientes (lunas de reloj o placas Petri).

-

Llevar a la estufa las muestras a 105ºC por 3 horas hasta eliminación completa de humedad.

-

Dejar enfriar en un desecador por 20 min y volverlos a pesar, por diferencia del peso de recipiente que contiene la muestra se obtendrá el peso de la muestra seca.

-

Repetir los pasos 3 y 4 hasta lograr peso constante, pero solo por 30 minutos. MUESTRA

PESO INICIAL

PESO FINAL O PESO DE MUESTRA SECA

   = (. + ) −.   100 %=  b. Determinación de cenizas totales: -

Encender la mufla y graduarla a 700ºC dejar que llegue a temperatura indicada.

-

Pesar el crisol limpio, seco y vacío. 47


-

Pesar papel cuantitativo.

-

Pesar de 0.5 – 1.0g de muestra previamente desecada sobre el papel cuantitativo y colocarlo en el crisol.

-

Colocar el crisol con el contenido a la mufla con la ayuda de una pinza y dejarlo por 1 hora hasta calcinación completa.

-

Pasado el tiempo dejar enfriar y colocar el crisol en un desecador hasta enfriar a temperatura ambiente y pesar.

-

Con la ayuda de las formulas calcule el % de cenizas totales.

MUESTRA

PESO INICIAL

PESO DE CENIZA

  = (. +) −.      %=     100 V.


VI.

Discusiones:

VII.

Conclusiones:

VIII. Recomendaciones IX.

Bibliografía.

X.

Cuestionario.

1.- Señale la diferencia entre carbonización y calcinación 2.- Como procedería a tomar la muestra de una sustancia desconocida 3.- Como procedería a tomar una muestra de una sustancia toxica 4.-Como procedería a tomar la muestra de un compuesto alimenticio.

48


PRACTICA Nº 6 ANÁLISIS POR VÍA HUMEDA – MARCHA DE CATIONES I.

OBJETIVOS:  

Determinar el análisis de cationes por vía húmeda Aplicar las propiedades periódicas con fines analíticos.



Emplear reactivos generales y de grupo.



Observar el comportamiento de los cationes frente a diferentes reactivos generales y de grupo.

II. INTRODUCCIÓN TEÓRICA. Debido a que el análisis por vía húmeda, se efectúa con la muestra en solución; luego de realizar el análisis preliminar, si la sustancia en análisis no presenta el estado líquido, esta debe disolverse en algún disolvente apropiado, preferentemente agua destilada. Como veremos la mayoría de las reacciones del análisis cualitativo se efectúan por vía húmeda, debido a que en solución los iones y las moléculas adquieren gran movilidad lo que permite que las reacciones entre ellos se verifiquen con rapidez. Este análisis comprende. 

Análisis de cationes



Análisis de aniones

A.- CLASIFICACIÓN ANALÍTICA DE LOS CATIONES Las diversas marchas analíticas sistemáticas tiene como objetivo fundamental reunir los iones en diversos grupos empleando reactivos apropiados y luego separando cada grupo de los demás. Así se facilita el reconocimiento de los iones ya separados, mediante reacciones que, en aquellas condiciones, resultan características. Entre estos procedimientos analíticos no cabe la menor duda, que desde el punto de formativo, la marcha analítica del ácido sulfhídrico es la mejor estudiada y tiene

49


en su práctica una clara conjunción armónica con los principios teóricos que suelen exponerse en los textos clásicos de química analítica. Sin embargo, existen otros esquemas sistemáticos como en el procedimiento amonical, el cual clasifica a los cationes según su reacción con el hidróxido de amonio, el procedimiento que utiliza tiosulfato de sodio, sulfato sódico y otros. La sistemática que aquí se sigue es conocida como Marcha del Carbonato

Sódico, en la que medían la utilización sucesiva de cinco reactivos generales: a) Carbonato de sodio: Na2CO3 b) Ácido Nítrico: HNO3 c) Ácido Clorhídrico: HCI d) Sulfato de Amonio: (NH4)2SO4 e) Hidróxido de Amonio: NH4OH Quedan los cationes divididos en seis grupos a) El soluble en el carbonato sódico: (Grupo I) b) El insoluble en el ácido nítrico (Grupo II) c) El de los cloruros (Grupo III) d) El de los sulfatos (Grupo IV) e) El de los hidróxidos (Grupo V) f) El de los complejos animados (Grupo VI) En un esquema general de separación de cationes que incluye a los 23 iones más comunes, es el que se muestra a continuación.

B.- PREPARACIÓN DE LA MUESTRA PARA LA MARCHA ANALÍTICA DE CATIONES Para realizar la marcha analítica de separación e identificación de cationes se debe partir de una solución problema libre de materia orgánica fija o volátil (excepción: acetatos y oxalatos), ya que ésta puede interferir en la correcta separación en grupos por formación de complejos que impiden ciertas precipitaciones. Además, la muestra debe presentar reacción ácida. Si la muestra problema tiene reacción neutra o alcalina debe ser acidulada con ácido nítrico 2 M y calentada a ebullición por 2-3 minutos (pueden desprenderse gases o aparecer precipitados). Debe evitarse el calentamiento prolongado por que los precipitados formados pueden disolverse, encontrándose luego los respectivos iones en grupos distintos a los que se indican.

50


Con esta acidulación

se destruye los complejos hidroxilados, amoniacales,

cianurados, de tiosulfato, etc., que impedirán la precipitación de algunos cationes con carbonato de sodio. Sin embargo, los cloruros y otros fluoruros y tiocianatos no se eliminan o destruyen totalmente por acción del ácido nítrico 2M y pueden formar complejos estables solubles, en el medio alcalino proporcionado por el carbonato de sodio con ciertos cationes, especialmente el ión Hg +2 , el que circunstancialmente puede encontrarse en el Grupo I, incluso totalmente. Por otro lado, debe tenerse presente que al acidular con ácido nítrico 2M, se puede tener luego la formación de un precipitado insoluble, lo que no constituye inconveniente para continuar la marcha, por lo que no se necesario separar la parte insoluble y debe darse la muestra como si estuviese totalmente en solución, continuando con Na2 Co3 O;5 M en ebullición

C.- COMPORTAMIENTO QUIMICO DEL Na 2CO 3 EN DISOLUCION Las disoluciones acuosas de Na2CO3 experimentan una fuerte hidrólisis por ser una sal fuerte del ácido débil carbónico. El anión CO 3, procedente de la disociación prácticamente total de la sal, se hidroliza según: CO3-2 + H2O

HCO3- + OH- (a)

HCO3- + H2O

H2CO3 + OH- (b)

El grado de hidrólisis de la reacción (a) es mucho mayor que la (b) por lo que, prácticamente, todos los hidroxilos y, por lo tanto la alcalinidad, procede en la primera reacción. En consecuencia, en una disolución de carbonato sódico habrá iones Co 3 _2, HCO3 y OH y los precipitados que originen los distintos cationes dependerán de la especial afinidad de los mismos para reaccionar con uno u otro de los iones presentes.

III.-MATERIALES Y REACTIVOS Materiales:  

Tubos de ensayo Vaso de precipitado de

51




Varilla de vidrio



Pipetas graduadas



Matraces



Embudo de vidrio



Mechero



Probeta graduada



Papel de filtro

Reactivos: 

HNO3



NaOH (2N y c) ; (OH-)



NH4OH (2N y c) ; (OH-) ; NH3 ; (NH4+)



Na2CO3 (1N) ; (CO32-) ; (OH-)



HCl (2N) ; (Cl-)



(NH4)2SO4 (sol. saturada) ; (SO42-)



NH4 +/NH3 (sol. reguladora)

VI. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Esquema de Marcha Analítica El procedimiento general se basa en el empleo sistemático de técnicas de separación, utilizando las condiciones experimentales adecuadas en cada operación, cuyo elemento principal es el denominado Reactivo de Grupo. La técnica de separación más usual para especies o analitos inorgánicos es la precipitación y la centrifugación.

52


Esquema de la marcha del Carbonato de Sodio

Problema en solución + Na2CO3 Iones insolubles en carbonato Na+ y K + aniones Grupo 1

Precipitado + NHO3 Solución + HCl

Solución

AgCl, PbCl2, HgCl2 Precipitados

+ NH4SO4

Grupo 3

Solución

CaSO4, PbSO4, SrSO4, BaSO4 Precipitados

+ NH3/ NH4

Grupo 4

Solución

Al(OH)3, Cr(OH)3, Fe(OH)3, Bi(OH)3 Precipitados

Grupo 5

Grupo 6 Cd(NH3)42+ Zn(NH3)42+ Cu(NH3)42+ Co(NH3)42+ Hg2+, Mg2+ Mn2+, Ca2+

53


Primer Grupo de Cationes Cationes solubles en Na2CO3: Li+, Na+, K+ y Tl+

Mecanismo: En todos los casos realizar ensayo de coloración a la llama.

Técnica: 1- Colocar en microtubo de ensayo 5 gotas de solución muestra. 2- Adicionar gotas de HC1(c) 3- Tomar con hilo de platino y exponer a la llama.

Resultado: Li+ : coloración rojo - carmín Na+: coloración amarilla K+: coloración violeta Tl+: coloración verde esmeralda

Segundo Grupo de Cationes: Cationes insolubles en HNO3 (c) en caliente. Sn4+ y Sb3+ Reactivo: Fe en medio ácido y HgCl2 Mecanismo: Reducción de Sb3+ a Sb y de Sn4+ a Sn2+ con Fe

2[SbCl6]3- + 3Fe === 2Sb + 3Fe 2+ + 12Cl[SnCl6]2+ + Fe === [SnCl4]2+ + Fe 2+ + 2Cl[SnCl4]2- + 2HgCl2 === [SnCl6]2- + Hg2Cl2 [SnCl4]2- + HgCl2 === [SnCl6]2- + Hg Técnica: 1- Colocar en microtubo de ensayo 5 gotas de solución muestra. 2- Agregar una pequeña cantidad de Fe en polvo. 3- Separar la solución del precipitado de Sb. 4- Continuar trabajando con el líquido, agregar 2 gotas de HgCl2 0,5 N.

Resultado: Precipitado negro de Sb metálico. Precipitado gris o negro de Hg2Cl2 y/o Hg.

Tercer Grupo de Cationes: Cationes insolubles en HCl 2 N Ag+ Reactivo: HCl 2 N y NH3 (c)

54


Mecanismo: Disolución del precipitado de AgCl por formación del amino complejo:

Ag + + Cl- === AgCl AgCl + 2NH3 === [Ag(NH3)]+ + ClTécnica: 1- Colocar en microtubo de ensayo 5 gotas de solución muestra. 2- Adicionar gotas de HCl 2 N. 3- Agregar amoníaco concentrado hasta disolución total.

Resultado: Formación de complejo incoloro. Pb2+ Reactivo: NaOH (c) Mecanismo: Formación de hidroxo – complejo

Pb 2+ + 2OH- === Pb(OH)2 Pb(OH)2 + 2OH- === PbO22- + 2H2O Técnica: 1- Colocar en microtubo de ensayo 5 gotas de solución muestra. 2- Adicionar gotas de NaOH 2 N. 3- Agregar NaOH (c) en exceso hasta disolución total.

Resultado: Formación de complejo incoloro. Hg2+ Reactivo: NH3 (c)

Hg2 2+ + 2Cl- === Hg2Cl2 Hg2Cl2 + 2NH3 === Hg° + HgClNH2 + NH 4+ + ClTécnica: 1- Colocar en microtubo de ensayo 5 gotas de solución muestra. 2- Adicionar gotas de HCl 2 N. 3- Agregar amoníaco concentrado.

Resultado: Formación de un precipitado negro o gris. Cuarto Grupo de Cationes: Cationes insolubles en (NH4)2SO4 Ca2+, Sr2+, Ba2+ y Pb2+ Reactivo: Sulfato de amonio y Na2AEDT. Mecanismo: Disolución selectiva de los MeSO4 en Na2AEDT.

55


Técnica: 1- Colocar en microtubo de ensayo 5 gotas de solución muestra. 2- Adicionar Sulfato de amonio gota a gota hasta precipitación total. Agregar 20 gotas de agua al precipitado, agitar, centrifugar y decantar. Reservar la solución para investigar Ca2+. 3- Adicionar 20 gotas de Na2AEDT al 5% . Poner en baño María 5 min., centrifugar, decantar. Reservar la solución para investigar Pb2+. 4- Añadir 10 gotas de Na2AEDT al 5 %, 1 gota de indicador mixto y gotas de NaOH 0,05N hasta verde. Calentar en B.M. Si se pone violeta (hay Sr2+), adicionar NaOH hasta color verde. Centrifugar, decantar. Reservar la solución para investigar Sr2+. 5- Adicionar 4 gotas de NH3 (c) y 10 gotas de Na2AEDT al 5 %. Calentar B.M. hasta disolución total. Reservar la solución para investigar Ba2+.

Ca2+ Reactivo: Rodizonato de sodio. Mecanismo: Formación de precipitado

Técnica: 1- Colocar en microtubo de ensayo 5 gotas de solución muestra. 2- Adicionar 0,5 g de sulfato de amonio y calentar a sequedad. 3- Tratar el residuo seco y frío con gotas de solución acuosa reciente de rodizonato de sodio al 0,2% y gotas de NaOH 0,5 N.

Resultado: El residuo blanco se tiñe de color violeta. Quinto Grupo de Cationes: Cationes insolubles en solución reguladora NH4 +/ NH3 (pH 9,5)

Cr 3+ Reactivo H202 en medio alcalino. Mecanismo: Oxidación de Cr 3+ a CrÓ42-

56


2[Cr(OH)4]- + 3H2O + 2OH- === 2CrO42- + 8H2O Técnica: 1- Colocar en microtubo de ensayo 5 gotas de solución muestra. 2- Adicionar NaOH hasta reacción alcalina. 3- Agregar 4 gotas de H202 al 3%, calentar a ebullición.

Resultado: Solución de color amarillo indica cromato. Fe3+ Reactivo: KSCN Mecanismo: formación de complejo coloreado

Fe3+ + SCN- === [Fe(SCN)]2+ Técnica: 1- Colocar en placa de toque 3 gotas de solución muestra. 2- Adicionar 3 gotas de KSCN.

Resultado: Color rojo intenso. Al3+ Reactivo: Aluminón. Mecanismo: Formación de quelato (laca) en medio neutro. Técnica 1- Colocar en microtubo de ensayo 5 gotas de solución muestra. 2- Agregar gotas de aluminón al 1 %.

Resultado: Precipitado rojo rosado, coposo. Bi3+ Reactivo: Estannito de Sodio (SnCl2 + NaOH) Mecanismo: Reducción a Bi metálico:

2Bi 3+ + 3[Sn(OH)3]- + 9OH- === 2Bi + 3[Sn(OH)6]2Técnica: 1- Colocar en placa de toque 3 gotas de solución de SnCl2. 2- Adicionar NaOH 2 N hasta disolución del precipitado. 3- Agregar 3 gotas de muestra y agitar.

Resultado: Precipitado negro. Sexto Grupo de Cationes: Cationes solubles en solución reguladora NH4 +/NH3 de (pH 9,5)

57


Cu2+ Reactivo: Cuprón. Mecanismo: Formación de un quelato. Técnica: 1- Colocar en papel de filtro 1 a 2 gotas de cuprón al 5 % en etanol. 2- Agregar 1 gota de solución de la muestra previamente alcalinizada con solución de NH3 2 N.

Resultado: Mancha de color verde claro. Co2+ Reactivo: Solución de tiocianato de amonio en acetona. Mecanismo: Formación de complejo:

Co2+ + 3SCN- === [Co(SCN)3]Técnica: 1- Colocar en microtubo de ensayo 5 gotas de solución muestra. 2- Adicionar ac. acético 2 N, hasta reacción ácida al tornasol, hervir. 3- Agregar esta solución sobre volumen doble de sol. saturada de tiocianato de amonio en acetona.

Resultado: Color azul o azul verdoso intenso. Hg2+ Reactivo: Estannito de Sodio (SnCl2 + NaOH) Mecanismo: Reducción a Hg metálico:

[HgCl4]2- + [Sn(OH)4 2- + 2OH- === Hg + [Sn(OH)6]2- + 4 ClTécnica: 1- Colocar en placa de toque 3 gotas de solución de SnCl2. 2- Adicionar NaOH 2 N hasta disolución del precipitado. 3- Agregar 3 gotas de muestra y agitar.

Resultado: Precipitado negro. Zn2+ Reactivo: Na2S Mecanismo: Formación de un precipitado:

[Zn(NH3)4]2+ + S2- === ZnS + 4NH3 Técnica:

58


1- Colocar en microtubo de ensayo 5 gotas de solución muestra amoniacal. 2- Adicionar 5 gotas de NaOH (c), centrifugar y seguir trabajando con la solución. 3- Agregar gotas de solución reciente de sulfuro de sodio al 30 %.

Resultado: Precipitado blanco. Mg2+ Reactivo: Magnesón. Mecanismo: Adsorción de la forma tautomérica azul del colorante sobre el hidróxido de magnesio.

Técnica: 1- Colocar en microtubo de ensayo 3 gotas de solución muestra acética. 2- Adicionar 1 gota de Magnesón al 1 % en etanol al 50 %. 3- Agregar gotas de NaOH hasta alcalino, calentar a baño María.

Mn2+ Reactivo: H2O2 en medio alcalino. Mecanismo: Oxidación de Mn2+ a MnO2:

Mn2+ + 2H2O2 + 2OH- === MnO2. 2H2O Técnica: 1- Colocar en microtubo de ensayo 5 gotas de solución muestra amoniacal. 2- Adicionar agua oxigenada al 30 % y calentar.

Resultado: Precipitado pardo. Cd2+ Reactivo: Na2S Mecanismo: Formación de un precipitado:

[Cd(NH3)4]2+ + S2- === CdS + 4NH3 Técnica: 1- Colocar en microtubo de ensayo 5 gotas de solución muestra amoniacal. 2- Adicionar gota a gota KCN 1M hasta decoloración. 3- Agregar gotas de solución reciente de sulfuro de sodio al 30 % y calentar en baño maría.

Resultado: Precipitado amarillo.

59


V. Resultados y Reacciones: VI. Discusiones: VII. Conclusiones: VIII. Recomendaciones IX. Bibliografía.

X.- Cuestionario. 1.-Nencione la importancia de la marcha analítica de cationes en la determinación de algunos elementos en las formas farmacéuticas 2.-Menciones, describa y desarrolle otro método de determinación cualitativa de cationes

60


PRÁCTICA Nº 07 USO DE INDICADORES, PREPARACIÓN Y VALORACIÓN DE SOLUCIONES ÁCIDAS Y BÁSICAS

I. OBJETIVOS: -

Aplicar los conceptos de valoración, patrón primario y patrón secundario.

-

Preparar y normalizar disoluciones básicas y ácidas de concentración conocida.

-

Conocer la importancia de la selección adecuada de indicadores ácido– base.

II.


A.

SOLUCIÓN

Una solución o disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias en una sola fase. En general, se considera que el componente presente en mayor cantidad es el disolvente y el otro componente es el soluto. Al pensar en disoluciones, es probable que vengan a su mente aquellas que incluyen como disolvente un líquido. Sin embargo, algunas disoluciones no incluyen un disolvente líquido; por ejemplo, el aire que respiramos (una disolución de nitrógeno, oxígeno, dióxido de carbono, vapor de agua y otros gases) y las disoluciones ácidas como el oro de 18K, el bronce, el latón y el pewter. Aunque hay muchos tipos de disoluciones, nos enfocaremos en desarrollar la comprensión de los gases, líquidos y sólidos disueltos en disolventes líquidos. La experiencia indica que agregar un soluto a un líquido puro modifica las propiedades de dicho líquido. En realidad, éste es el motivo por el cual se preparan algunas disoluciones para ello es necesario tomar en cuenta algunos conceptos como las unidades de concentración química expresadas en molaridad y normalidad.

Molaridad: Se define como el número de moles de soluto disueltos por litro de disolución. La molaridad no permite identificar la cantidad exacta de disolvente empleado para preparar la disolución. Varias unidades de concentración reflejan el número de moléculas o iones de soluto por molécula de disolvente.

61


 = 

Dónde: M: molaridad. n: número de moles del soluto.

V: volumen de solución expresado en litros.

Normalidad:

#− = 

Dónde: N: normalidad.

#eq-g: equivalentes gramos del soluto. V: volumen de solución expresado en litros. B.

VALORACIONES

En toda valoración es preciso distinguir el punto de equivalencia y el punto final de valoración, en el primero se mezclan cantidades equivalentes de un valorante y

sustancia a valorar y se cumple que:

#− = #−á Dónde:

. = .

V B: volumen de la base. N B: normalidad de la base. V A: volumen del ácido. N A: normalidad del ácido.

El punto final de valoración, que es aquel donde el indicador sufre un cambio del color perceptible; lo ideal sería la coincidencia entre ambos puntos, pues esta diferencia introduce un error en la valoración.

Una reacción de valoración es cuantitativa, rápida, estequiométrica y se observa fácil el punto de equivalencia. Todos los métodos volumétricos se basan en el uso de

62


diluciones valoradas y las concentraciones de las mismas se expresan generalmente en normalidad.

PATRÓN PRIMARIO Y SECUNDARIO:

C.

Patrón primario 

Un patrón primario también llamado estándar primario es una sustancia utilizada en química como referencia al momento de hacer una valoración o estandarización. Usualmente son sólidos que cumplen con las siguientes características:



Tienen composición conocida. Es decir, se ha de conocer la estructura y elementos que lo componen, lo cual servirá para hacer los cálculos estequiométricos respectivos.



Deben tener elevada pureza. Para una correcta estandarización se debe utilizar un patrón que tenga la mínima cantidad de impurezas que puedan interferir con la titulación. En cualquier caso, más del 98,5% de pureza, preferiblemente un 99,9%.2



Debe ser estable a temperatura ambiente. No se pueden utilizar sustancias que cambien su composición o estructura por efectos de temperaturas que difieran ligeramente con la temperatura ambiente ya que ese hecho aumentaría el error en las mediciones.



Debe ser posible su secado en estufa. Además de los cambios a temperatura ambiente, también debe soportar temperaturas mayores para que sea posible su secado.



Normalmente debe ser estable a temperaturas mayores que la del punto de ebullición del agua.



No debe absorber gases. No debe reaccionar con los componentes del aire. Ya que este hecho generaría posibles errores por interferencias, así como también degeneración del patrón.



Debe reaccionar rápida y estequiométricamente con el titulante. De esta manera se puede visualizar con mayor exactitud el punto final de las titulaciones por volumetría y además se pueden realizar los cálculos respectivos también de manera más exacta.



Debe tener un peso equivalente grande. Ya que este hecho reduce considerablemente el error de la pesada del patrón.

63


Patrón secundario 

El patrón secundario es llamado también disolución valorante o estándar secundario. Su nombre se debe a que en la mayoría de los casos se necesita del patrón primario para conocer su concentración exacta.



El patrón secundario debe poseer las siguientes características:



Debe ser estable mientras se efectúe el período de análisis



Debe reaccionar rápidamente con el analito



La reacción entre la disolución valorante y el patrón primario debe ser completa, así también la reacción entre la disolución valorante y el analito.



Debe existir un método para eliminar otras sustancias de la muestra que también pudieran reaccionar con la disolución valorante.



D.

Debe existir una ecuación ajustada o balanceada que describa la reacción.

INDICADORES

Un indicador es un ácido o base débil, cuyas formas disociadas y no disociadas, tienen distinto color. Se trata por lo general de sustancias que sufren un cambio perceptible, y en esta práctica se observara como el indicador cambia con un pequeño intervalo de pH entre los ácidos y las bases. Algunos de los indicadores más utilizados y sus cambios de color son siguientes.

Tabla I Cambio de color de los indicadores

Indicador

Color en medio ácido

Color en medio básico

Margen

pKa del

de pH

indicador

Azul de timol

Rojo

Amarillo

1.2 – 2.8

1.7

Anaranjado de metilo

Rojo

Amarillo

3.2 – 4.4

3.4

Azul de bromofenol

Amarillo

Azul

3.0 – 4.6

3.9

Verde de bromocresol

Amarillo

Azul

4.0 – 5.6

4.7

Rojo

Amarillo

4.5 – 6.0

5.0

Azul de bromotimol

Amarillo

Azul

6.0 – 7.6

7.1

Azul de timol

Amarillo

Azul

8.0 – 9.6

8.9

Fenolftaleina

Incoloro

Grosella

8.3 – 10.0

9.4

Rojo

Violeta

11.0 – 12.4

11.7

Rojo de metilo

Alizarina

Fuente: Química analítica – Skoog

64


III.

MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS:

Materiales: Matraz  Vaso

Erlenmeyer de 100 mL.

de precipitación de 25, 50 y

100 mL. Bureta de 25 mL. Pipeta

graduada 1, 5 y 10 mL.

 Varilla

de vidrio.

Fiola

de 50 y 100 mL.

Goteros. Propipeta

o bombilla.

Espátula.

Equipos: 

Balanza analítica.



Campana de extracción.

Reactivos: 

Ácido clorhídrico QP.



Ácido nítrico QP.

 

Hidróxido de sodio P.A. Ácido acético Q.P.



Carbonato de sodio P.A.



Biftalato de potasio.



Fenolftaleina.



Naranja de metilo.



Azul de bromotimol.



Verde bromocresol.



Papel indicador.



Tiras reactivas de pH.

65


IV.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL (METODOLOGIA).

Ensayo 01.- Preparación de soluciones ácidas y básicas. Preparación de ácido clorhídrico 0.1N

-Calcular el volumen necesario de ácido concentrado para preparan 100mL de solución a 0.1N -Con la ayuda de una pipeta tomar el volumen calculado de ácido y verterlo en una Fiola de 100ml, completar con agua destilada hasta el aforo y homogenizar. Preparación de ácido acético 0.1N -Calcular el volumen necesario de ácido concentrado para preparan 50mL de solución a 0.1N -Con la ayuda de una pipeta tomar el volumen calculado de ácido y verterlo en una Fiola de 50ml, completar con agua destilada hasta el aforo y homogenizar.

Preparación de hidróxido de sodio 0.1N -Calcular la masa necesaria de hidróxido de sodio que se utilizara para preparar 100mL de solución 0.1N -Pesar en una balanza analítica la masa calculada de hidróxido de sodio en un vaso de precipitado. -Agregar al vaso de precipitado agua destilada unos 25mL aproximados para disolver el soluto y verterlo en una Fiola, luego lavar con porciones pequeñas de agua el vaso de precipitado para arrastrar el soluto adherido a las paredes vertiendo cada lavado a la Fiola. -Completar con agua destilada hasta el aforo y homogenizarlo.

Ensayo 02.- Valoración de soluciones ácidas y básicas. Valoración del ácido clorhídrico con Na2CO 3 anhidro. -Calcular, utilizando la ecuación fundamental de la volumetría, la cantidad en g de carbonato de sodio necesaria para valorar una solución de HCl de concentración 0,1 N, suponiendo un consumo de 20 mL de este reactivo. -Transferir el sólido a un erlenmeyer, disuelva con aproximadamente 50 mL de agua destilada. -Agregar una o dos gotas de fenolftaleína. -Cargar la bureta de 25 mL con la solución de HCl a titular. -Dejar caer gota a gota la solución de HCl hasta que la fenolftaleína vire del rosado al incoloro.

66

GUÍA DE PRÁCTICAS DE QUÍMI CA ANALÍTI CA – Q.F. HUGO ROBER TO LUNA MOLERO EF P FARMACIA Y BI OQUÍMI CA

-Adicionar dos o tres gotas de verde de bromocresol o anaranjado de metilo

y

continúe la titulación hasta que el color del indicador comience a cambiar de azul a verde o amarillo a rojo respectivamente. -Hervir la solución uno o dos minutos, el color vira al azul. -Enfriar la solución a temperatura ambiente y continúe la titulación hasta que el color vire al verde. -Hacer paralelamente otra titulación. Promediar los valores obtenidos. Efectuar los cálculos correspondientes. HCl

HCl

1

1

0

0

Fenolftaleina Na2 CO 3

Verde de bromocresol Na2CO3 / NaHCO 3

Reacciones que participan en la titulación: +

-

-

H + CO 3 +

H + HCO 3

HCO

3

-

H

2CO 3

CO

2 +

H 2O

Valoración de hidróxido de sodio con Biftalato de potasio. -Calcular, utilizando la ecuación fundamental de la volumetría, la cantidad en g de biftalato de potasio necesaria para valorar una solución de NaOH 0,1 N, suponiendo un consumo de 10 mL de este reactivo. -Transferir el sólido a un matraz de Erlenmeyer y disuelva con aproximadamente 20 mL de agua destilada. Calentar si es necesario. -Agregar una o dos gotas de fenolftaleína. -Cargar la bureta con la solución de NaOH a titular. -Dejar caer gota a gota la solución de NaOH hasta que la fenolftaleína vire del incoloro al rosado. -Hacer paralelamente otra titulación. Promediar los valores obtenidos.

67


-Efectuar los cálculos correspondientes (Determinación del factor y la normalidad del NaOH). NaOH 0.1N 1 0

Fenolftaleina 2 gts Biftalato de potasio

Reacciones que participan en la titulación: - +

OH

HC8H4O4

-

-

C8H4O42

Valoración del ácido acético con NaOH estandarizado. -Colocar 20 mL de ácido acético en un matraz de Erlenmeyer y a gregar una o dos gotas de fenolftaleína. -Cargar la bureta con la solución de NaOH estandarizado y titular. -Dejar caer gota a gota la solución de NaOH hasta que la fenolftaleína vire del incoloro al rosado. -Hacer paralelamente otra titulación. Promediar los valores obtenidos. -Efectuar los cálculos correspondientes (Determinación del factor y la normalidad del ácido acético).

68

GUÍA DE PRÁCTICAS DE QUÍMI QUÍMI CA ANALÍTI CA – Q.F. HUGO ROBER TO LUNA MOLERO EF P FARMACIA Y BI OQUÍMI CA

NaOH

1 0

Fenolftaleina CH3 COOH

Ensayo 03.- Uso de indicadores i ndicadores a.

Uso de indicadores en medio ácido:

-Rotula 4 tubos de ensayo con números del 1 al 4 y colóquelos en la gradilla. -Mide 10 ml de una solución de HCl 0.10 N y vértela vértela al tubo de ensayo número Como HCl es un ácido fuerte, la concentración de iones H3O+ es 0.10 N y el pH debe ser 1. -Usando una pipeta mide una alícuota de 1 ml de la solución número 1 y vértela al tubo número 2. Después añade 9 ml de agua destilada utilizando una pipeta. Tape la solución y agítala bien. Al haber diluido la primera solución aumentando su volumen por un factor de 10 la concentración del soluto de la solución número 2 se ha reducido a una décima parte de la concentración original, o sea, a 0.010 0 .010 M. -Repita el procedimiento del paso 3 para preparar otras dos soluciones pero utilizando un ml de la última solución que preparo. -Coloque una placa de porcelana sobre una hoja de papel blanco y rotule en el papel los números de las soluciones y los indicadores de acuerdo con la siguiente tabla. -Utilizando pipetas Pasteur coloque en filas horizontales 3 muestras de cada una de las soluciones 1 a 4 llenando hasta la mitad los espacios cóncavos en la placa de porcelana. -Añada a cada muestra dos gotas del indicador correspondiente según la siguiente tabla. -Mezcle bien utilizando un palillo. Anote el color obtenido con cada indicador y utilice la tabla I para obtener el intervalo de pH para cada solución. -Anote el viraje de color en los recuadros de abajo como sigue: Soluciones Acuosas

Fenolftaleina

Azul de Bromotimol

Naranja de Metilo

1 2 3

69


4 -Anote el comportamiento ácido – base en los recuadros de abajo de acuerdo al viraje del indicador:

Soluciones Acuosas

Azul de Bromotimol ( )

Fenoftaleina ( )

Naranja de Metilo ( )

1 2 3 4

b.

Uso de indicadores en medio básico:

-Rotula 4 tubos de ensayo con números del 1 al 4 y colóquelos en la gradilla. -Mide 10 ml de una solución de NaOH 0.10 N y vértela al tubo de ensayo número Como el NaOH es un base fuerte, la concentración de iones OH - es 0.10 N y el pOH pOH debe ser 1 y pH debe ser 13. -Usando una pipeta mide una alícuota de 1 ml de la solución número 1 y vértela al tubo número 2. Después añade 9 ml de agua destilada utilizando una pipeta. Tape la solución y agítala bien. Al haber diluido la primera solución aumentando su volumen por un factor de 10 la concentración del soluto de la solución número 2 se ha reducido a una décima parte de la concentración original, o sea, a 0.010 0 .010 M. -Repita el procedimiento del paso 3 para preparar otras dos soluciones pero utilizando un ml de la última solución que preparo. -Coloque una placa de porcelana sobre una hoja de papel blanco y rotule en el papel los números de las soluciones y los indicadores de acuerdo con la siguiente tabla. -Utilizando pipetas Pasteur coloque en filas horizontales 3 muestras de cada una de las soluciones 1 a 4 llenando hasta la mitad los espacios cóncavos en la placa de porcelana. -Añada a cada muestra dos gotas del indicador correspondiente según la siguiente tabla. Mezcle bien utilizando un palillo. Anote el color obtenido con cada indicador y utilice la tabla I para obtener el intervalo de pH para cada solución. -Anote el viraje de color en los recuadros de abajo como sigue: Soluciones Acuosas

Fenolftaleina

Azul de Bromotimol

Naranja de Metilo

1 2

70


-

3 4 Anote el comportamiento ácido – base en los recuadros de abajo de acuerdo al viraje del indicador:

Soluciones Acuosas

Fenoftaleina ( )

V.

1 2 3 4 Cálculos y/o Resultados:

VI.

Discusiones:

VII.

Conclusiones:

VIII.

Recomendaciones

IX.

Bibliografía.

X.

Cuestionario.

Azul de Bromotimol (

)

Naranja de Metilo ( )

1.- Se dispone de una muestra impura de hidróxido de sodio y otra de ácido clorhídrico comercial de densidad 1,189 gcm 3 que contiene un 35 % en peso de ácido puro. Calcule: a) La molaridad de la disolución de ácido clorhídrico. b) La pureza de la muestra de hidróxido de sodio si 100 g de la misma son neutralizados con 100 mL de ácido á cido clorhídrico comercial. 2.- Se preparan dos disoluciones, una con 1,61 g de ácido metanoico (HCOOH) en agua hasta un volumen de 100 cm3 y otra de HCl, de igual volumen y concentración. Calcule: a) El volumen de hidróxido potásico 0,15 M necesario para alcanzar el punto de equivalencia, en una neutralización ácido-base, de la disolución del ácido metanoico

71


3.-10 mL de una disolución acuosa de hidróxido de sodio se mezclan con 20 mL de otra disolución de ácido clorhídrico 1 M. La mezcla obtenida tiene carácter ácido y precisa para su neutralización 15 mL de hidróxido de sodio 0,5 M. Calcule: a) La concentración de la disolución inicial de hidróxido de sodio en g/L

72


PRÁCTICA Nº 08 APLICACIÓN APLICACIÓN DE LA VOLUMETRIA VOLUMETRIA DE NEUTRALIZACIÓN NEUTRALIZACIÓN VALORACION VALORACION DE ACIDOS ACIDOS I. -

OBJETIVOS Poner en práctica la aplicación de la volumetría de neutralización acido básica en la determinación de ácidos en muestras de alimentos

-

Poner en práctica la aplicación de la volumetría de neutralización acido básica en la determinación de ácidos en muestras de preparados farmacéuticos

II.

INTRODUCCION TEORICA

La volumetría, titulación o valoración química es un método químico que permite determinar la concentración de soluciones desconocidas a través de mediciones de volúmenes de soluciones de concentración conocida. Para ello se va añadiendo gota a gota la solución de concentración conocida, llamada solución patrón, colocada en una bureta sobre la solución del analito o solución problema (cuya concentración se desea conocer) hasta que la reacción se complete (el patrón ha reaccionado con todo el analito), en este punto el número de equivalentes-gramos del patrón añadido es igual al número de equivalentes-gramos del analito problema (punto de equivalencia) midiéndose entonces el volumen consumido del patrón, y mediante un cálculo estequiométrico sencillo se puede calcular la concentración del compuesto problema. El punto de equivalencia de una titulación es un punto teórico que no se puede determinar experimentalmente. Lo único que podemos estimar es su posición observando un cambio físico asociado a la condición de equivalencia (aparición o desaparición de color, cambio de color, o aparición o desaparición de turbidez), a este cambio se lo conoce como punto final de la titulación y para que se produzca, generalmente, es preciso agregar a la solución problema contenida en un erlenmeyer unas gotas de indicador. Para que un proceso sea susceptible de ser aplicado en un método volumétrico debe cumplir con un cierto número de requisitos fundamentales: 

La reacción entre los analitos (problema y patrón) debe ser sencilla, estequiométricamente definida y completa, ya que esta reacción sirve de base para los cálculos a realizarse.

73


No deben generarse reacciones secundarias a la planteada entre el analito



problema y el patrón. La reacción debe ser rápida con el objeto de que la valoración pueda realizarse en



poco tiempo. 

Debe disponerse de una solución patrón como reactivo valorante.



Debe existir un cambio físico observable o un indicador (debe virar en un intervalo de pH en el que quede incluido el pH de la solución obtenida cuando se alcanza el punto de equivalencia) que señale el punto final de la valoración. Deben utilizarse aparatos de medida exactos.



Al ser esta volumetría de ácido-base o neutralización lo que se hace es provocar una reacción ácido-base, por lo que si la solución problema es una base, el patrón será una solución ácida y viceversa. La acidez o basicidad de la solución cambia a medida que se va llegando al punto de equivalencia, alcanzado este punto, la solución solo contiene el producto de la neutralización ácido-base y no el ácido y la base que participaron en la titulación. Frente a la primera gota en exceso de ácido o base (según cual sea el patrón de la titulación) el indicador agregado al comienzo del proceso reacciona con este generando un cambio de color que determina el punto final de la titulación. titulación.

III.

MATERIALES Y REACTIVOS



Matraces



Buretas pipetas Graduadas



Soporte de metal



Pinza para bureta



Balanza analítica



Vasos de precipitado precipitado



Hidróxido de sodio



Tabletas de ácido acetil salicílico



Vinagre bully



Vinagre comercial



Ácido láctico láctico



Jugo de frutas cítricas cítricas

74


IV.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL EXPERIMENTAL

1.- DETERMINACIÓN DE ÁCIDO LÁCTICO EN LECHE AGRIA - Preparar una solución de hidróxido de sodio 0.1 N - Seguidamente valorarlo, utilizando biftalato de potasio como patrón primario y fenolftaleína como indicador - En un matraz colocar 10 mL de leche agria, adicionar 20 a 30 mL de agua destilada y II a III gotas de fenolftaleina - Cuantificar con hidróxido de sodio valorado. - Calcular la cantidad de Acido Láctico presente en la muestra

NaOH 0.1 N

10 mL de leche agria 20-30 mL de agua destilada II – III III gotas de fenolftaleina

2.-DETERMINACIÓN DE ACIDEZ EN JUGOS DE FRUTAS - Preparar una solución de hidróxido de sodio 0.1 0. 1 N - Seguidamente valorarlo, utilizando biftalato de potasio como patrón primario y fenolftaleína como indicador - En un matraz colocar 10 mL de leche agria, adicionar 20 a 30 mL de agua destilada y II a III gotas de fenolftaleína - Cuantificar con hidróxido de sodio valorado. -

NaOH 0.1 N

1 mL de zumo de fruta filtr filtrado ado 20-30 mL de agua destilada II – III gotas de fenolftaleina

75


Calcular la cantidad de Acido cítrico presente en la muestra

3.- DETERMINACIÓN DE ÁCIDO ACÉTICO EN VINAGRE COMERCIAL - Preparar una solución de hidróxido de sodio 0.1 N - Seguidamente valorarlo, utilizando biftalato de potasio como patrón primario y fenolftaleína como indicador - En un matraz colocar 10 mL de leche agria, adicionar 20 a 30 mL de agua destilada y II a III gotas de fenolftaleína - Cuantificar con hidróxido de sodio valorado. - Calcular la cantidad de Ácido acético presente en la muestra

NaOH 0.1 N

5 mL de vinagre comercial 20-30 mL de agua destilada II – III gotas de fenolftaleina 4.- DETERMINACIÓN DE ACIDO ÁCIDO ACÉTICO EN VINAGRE BULLY - Preparar una solución de hidróxido de sodio 0.1 N - Seguidamente valorarlo, utilizando biftalato de potasio como patrón primario y fenolftaleína como indicador - En un matraz colocar 10 mL de leche agria, adicionar 20 a 30 mL de agua destilada y II a III gotas de fenolftaleína - Cuantificar con hidróxido de sodio valorado. - Calcular la cantidad de Ácido acético presente en la muestra

NaOH 0.1 N

5 mL de vinagre Bullyl 20-30 mL de agua destilada II – III gotas de fenolftaleina

76


5.- DETERMINACIÓN DE ÁCIDO ACÁTICO ACETIL SALICÍLICO EN TABLETAS DE ASPIRINA - Preparar una solución de hidróxido de sodio 0.1 N - Seguidamente valorarlo, utilizando biftalato de potasio como patrón primario y fenolftaleína como indicador - En un matraz colocar 10 mL de leche agria, adicionar 20 a 30 mL de agua destilada y II a III gotas de fenolftaleína - Cuantificar con hidróxido de sodio valorado. - Calcular la cantidad de Ácido acetil salicilico presente en la muestra

NaOH 0.1 N

0.2 – 0-3 g de tableta molida de aspirina 20-30 mL de agua destilada II – III gotas de fenolftaleina

V.

CALCULOS Y RESULTADOS

VI.

DISCUSIONES

VII.

CONCLUSIONES

VIII. RECOMENDACIONES IX.

BIBLIOGRAFIA

X.

CUESTIONARIO

1.-Mencione que otras aplicaciones en el campo farmacéutico se puede lograr con la volumetría acido básica. 2.- Mencione que otros compuestos de carácter acido de interés farmacéutico se pueden determinar utilizando un titulante básico 77


PRÁCTICA Nº 09 APLICACIÓN DE LA VOLUMETRIA DE NEUTRALIZACIÓN VALORACION DE BASES

I. -

OBJETIVOS Poner en práctica la aplicación de la volumetría de neutralización acido básica en la determinación de bases en muestras de limpieza

-

Poner en práctica la aplicación de la volumetría de neutralización acido básica en la determinación de bases en muestras de preparados farmacéuticos

II.

INTRODUCCIÓN TEÓRICA

Una valoración ácido-base (también llamada volumetría ácido-base, titulación ácidobase o valoración de neutralización) es una técnica o método de análisis cuantitativo muy usada, que permite conocer la concentración desconocida de una disolución de una sustancia que pueda actuar como ácido neutralizada por medio de una base de concentración conocida, o bien sea una concentracion de base desconocida neutralizada por una solución de ácido conocido . Es un tipo de valoración basada en una reacción ácido-base o reacción de neutralización entre el analito (la sustancia cuya concentración queremos conocer) y la sustancia valorante. El nombre volumetría hace referencia a la medida del volumen de las disoluciones empleadas, que nos permite calcular la concentración buscada. Aparte del cálculo de concentraciones, una valoración ácido-base permite conocer el grado de pureza de ciertas sustancias. Los ácidos y las bases tienen multitud de aplicaciones en la vida diaria. En este tema vas a ver en primer lugar su aplicación en análisis cuantitativo: podrás determinar la pureza de una muestra sólida o la concentración de una disolución de ácido o de base. Para ello, vas a conocer el procedimiento experimental llamado valoración volumétrica, que se basa en medir volúmenes de dos disoluciones, una de ácido y otra de base, de una de las cuales conoces la concentración para determinar la de la otra mediante una reacción de neutralización. En la simulación puedes ver el montaje experimental y cómo varía el pH durante la valoración.

78


El trabajo más frecuente en todos los laboratorios químicos consiste en la realización de análisis cualitativos (¿qué sustancias hay en una muestra?) y cuantitativos (¿cuánto hay de cada una de ellas?). El análisis cuantitativo determina las cantidades de sustancias químicas expresadas como pureza de muestras o concentración de disoluciones. Por ejemplo, determinar el % de un determinado metal contenido en un mineral, el % de ácido acético en un vinagre, la concentración de cloro en el agua, etc. Si la muestra es sólida, caso muy habitual, lo más práctico es disolverla en agua, normalmente por reacción con ácidos, y llevar la disolución hasta un volumen perfectamente determinado, para aplicar posteriormente a esa disolución técnicas experimentales con objeto de determinar su concentración. De entre esas técnicas (métodos ópticos, eléctricos, gravimetrías y volumetrías), solamente vas a trabajar con las volumetrías o valoraciones volumétricas, que consisten en medir volúmenes de dos disoluciones, una de ellas de concentración conocida, para determinar la concentración de la otra. Valoraciones volumétricas Los métodos volumétricos son los más sencillos, y, además, el material necesario es barato. Fíjate en que se usa un soporte con una pinza de bureta, una bureta y un erlenmeyer (además, hace falta una pipeta para medir con precisión el volumen de disolución que se añade al erlemenyer). Con un trabajo adecuado por parte del experimentador se consiguen errores menores del 1%. Las reacciones químicas en una valoración volumétrica deben ser completas, rápidas y se debe determinar con facilidad el punto final de la reacción. Las reacciones de neutralización ácido-base cumplen estas tres características. Como verás en la unidad siguiente, también lo hacen muchas reacciones de oxidación y reducción. En las volumetrías se dispone de dos disoluciones, de forma que un volumen determinado de la disolución de concentración desconocida (25 ml generalmente) se coloca en el erlenmeyer, y se llena la bureta con la disolución valorante, de concentración conocida. También se puede colocar la disolución de concentración conocida en el erlenmeyer y la de concentración a determinar en la bureta. Se va añadiendo disolución desde la bureta hasta que se observa el final de la reacción, por medio del cambio de color del indicador. En ese momento, se lee el volumen añadido de disolución, según la escala de la bureta. Realización de una volumetría ácido-base

79




Se toma una cierta cantidad de la disolución problema a valorar, y se sitúa en un matraz erlenmeyer, junto con unas gotas de indicador. La elección del indicador se hace teniendo en cuenta el ácido y la base que reaccionan, como verás más adelante.



Se prepara una disolución del agente valorante, de concentración conocida, y con ella se llena la bureta. El agente valorante será un ácido si el problema a valorar es una base; análogamente, el agente valorante será una base si el problema a valorar es un ácido.



Se va añadiendo poco a poco la disolución de la bureta, agitando el erlenmeyer para lograr una mezcla rápida de ambos reactivos. Esta adición se detiene en el momento del viraje del indicador a un color persistente (punto final de la valoración). Este cambio de color indica que las cantidades puestas a reaccionar han sido las estequiométricas.

III.




Matraces



Buretas pipetas Graduadas



Soporte de metal



Pinza para bureta



Balanza analítica



Vasos de precipitado



Ácido clorhídrico



Lejía comercial



Sal de soda



Inyectables de Carbonato acido de sodio



Bicarbonato de sodio farmacéutico

IV.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

1.- DETERMINACIÓN DEL CONTENIDO DE HIDRÓXIDO DE POTASIO EN LEJÍA

COMERCIAL - Preparar una solución de acido clorhídrico 1 N - Seguidamente valorarlo, utilizando biftalato de potasio como patrón primario y fenolftaleína como indicador - En un matraz colocar 1 mL de Lejía comercial, adicionar 20 a 30 mL de agua destilada y II a III gotas de fenolftaleína - Cuantificar con ácido clorhidrico valorado.

80


- Calcular la cantidad de hidróxido de potasio presente en la muestra - Realizar los cálculos para determinar el porcentaje de hidróxido de potasio contenido en la muestra de lejía comercial

HCl 1 N

1 mL de lejía comercial 20-30 mL de agua destilada II – III gotas de fenolftaleina 2.- DETERMINACIÓN DEL CONTENIDO DE SAL DE SODA - Preparar una solución de acido clorhídrico 1 N - Seguidamente valorarlo, utilizando biftalato de potasio como patrón primario y fenolftaleína como indicador - En un matraz colocar 1 a 1.5 g de sal de soda comercial, adicionar 20 a 30 mL de agua destilada y II a III gotas de fenolftaleína - Cuantificar con ácido clorhidrico valorado. - Calcular la cantidad de hidróxido de potasio presente en la muestra - Realizar los cálculos para determinar el porcentaje de hidróxido de potasio contenido en la muestra de lejía comercial

HCl 1 N

1.0 – 1.5 g de sal de soda 20 a 30 mL de agua destilada

II – III gotas de anaranjado de metilo (heliantina)

81


3.- DETERMINACIÓN DEL CONTENIDO DE BICARBONATO DE SODIO EN

INYECTABLES - Preparar una solución de ácido clorhídrico 1 N - Seguidamente valorarlo, utilizando biftalato de potasio como patrón primario y fenolftaleína como indicador - En un matraz colocar 5 mL de solución inyectable de bicarbonato de sodio o bicarbonato acido de sodio, adicionar 20 a 30 mL de agua destilada y II a III gotas de fenolftaleína - Cuantificar con ácido clorhidrico valorado. - Calcular la cantidad de hidróxido de potasio presente en la muestra - Realizar los cálculos para determinar el porcentaje de hidróxido de potasio contenido en la muestra de lejía comercial

HCl 1 N

5 mL de Inyectable de bicarbonato de sodio 20-30 mL de agua destilada II – III gotas de anaranjado de metilo (heliantina)

4.- DETERMINACIÓN DEL CONTENIDO DE BICARBONATO DE SODIO EN MUESTRAS SOLIDA - Preparar una solución de acido clorhídrico 1 N - Seguidamente valorarlo, utilizando biftalato de potasio como patrón primario y fenolftaleína como indicador - En un matraz colocar 1 g de Bicarbonato de sodio de una muestra farmacéutica (sal de Andrews), adicionar 20 a 30 mL de agua destilada y II a III gotas de fenolftaleína - Cuantificar con ácido clorhidrico valorado. - Calcular la cantidad de hidróxido de potasio presente en la muestra - Realizar los cálculos para determinar el porcentaje de hidróxido de potasio contenido en la muestra de lejía comercial

82


V.


VI.

DISCUSIONES

VII.

CONCLUSIONES


BIBLIOGRAFIA

X.

CUESTIONARIO

1.- Mencione la importancia de la determinación de bases en formas farmacéuticas 2.- Calcular la concentración del HCl, si para valorar 50ml hemos necesitado 35ml de una disolución de KOH 0,2 M. 3.- Calcular el volumen de una disolución de hidróxido de sodio 2,5 M necesario para neutralizar 10 mL de ácido sulfúrico del 96 % de riqueza en peso y densidad 1,84 g/mL. 4.- Se dispone de una disolución acuosa que en el equilibrio tiene una concentración en protones de 10–3M y que contiene, entre otras especies, ácido fórmico (ácido metanoico) en concentración 0,2 M. a) Calcule qué concentración de ion formiato tiene dicha disolución. b¿Cuántos mililitros de ácido clorhídrico 0,1 M habría que tomar para preparar 100 mL de una disolución que contenga la misma molaridad del acido metanoico

83


PRÁCTICA Nº 10 VOLUMETRÍA DE PRECIPITACION ARGENTOMETRIA - METODO DE MORH I.

OBJETIVOS  

Conocer los fundamentos de las volumetrías de precipitación Aplicar las técnicas de las volumetrías de precipitación en la cuantificación de cloruros en diversas muestras orgánicas e inorgánicas



Conocer la aplicación de las volumetrías de precipitación en los análisis farmacéuticos.

II.

INTRODUCCIÓN TEÓRICA

Una volumetría de precipitación es un procedimiento químico analítico que consiste en hacer reaccionar dos o más compuestos para conocer la concentración de un ión en específico por medio de un precipitado; un precipitado es un compuesto sólido e insoluble que se forma a partir de la unión de dos elementos, el elemento que se precipita es, por lo general el que se quiere precipitar. Para este proceso, el precipitante ideal es el AgNO3 (nitrato de plata) dado que el Ion Ag+ es altamente electropositivo y suele formar enlaces con gran facilidad con todo anión, generando precipitados por lo general. Las volumetrías de precipitación son importantes porque proporcionan métodos excelentes para el análisis de los haluros y de los pseudo-haluros, así como para la determinación de algunos iones metálicos.

Formación de un segundo precipitado: Método de Morh. La aparición de un segundo precipitado de color distinto constituye la basa de la detección del punto final en el método de Mohr. Este procedimiento se utiliza extensamente para la valoración de iones cloruro o de iones bromuro con nitrato de plata patrón. El indicador empleado es el ion cromato, que pone manifiesto al punto final para dar lugar a la formación del cromato de plata, Ag2CrO4, de color rojo ladrillo. El cálculo de la solubilidad formal del cromato de plata a partir de su producto de solubilidad (1x10-12) revela que este compuesto es mucho más soluble que el cloruro de

84


plata. Así, es esta última sal la que tiende a precipitar en primer lugar en la mezcla valorada según el método de Mohr. Se ajusta la concentración del ion cromato en esta mezcla a un valor adecuado para retrasar la precipitación del cromato de plata hasta que la concentración del ion plata en dicha mezcla ascienda a un valor que corresponda al del punto de equivalencia teórico.

Formación de un complejo coloreado: Método de Volhard. Los iones plata se pueden valorar también con disoluciones tipo de tiocianato según el método de Volhard: Ag+ + SCN- ----------- AgSCN Empleándose como indicador el sulfato de amonio y de hierro (III) que imparte a la solución una coloración roja con el primer exceso de tiocianato Fe3+ + SCN- --------------Fe(SCN)2+ Rojo La aplicación más importante del método de Volhard reside en la determinación indirecta de cloruros, así como de otros haluros. SE agrega a la muestra un exceso medido de solución patrón de nitrato de plata, y el exceso de determina valorando por retroceso con solución patrón de tiocianto. Un problema interesante relacionado con la determinación de cloruros según Volhard, proviene del hecho de que la solubilidad del cloruro de plata es mayor que la del tiocianato de plata. En consecuencia, cuando el precipitado de cloruro de plata entra en contacto con una solución que contiene un exceso de iones tiocianato, tiende a ocurrir la reacción: Ag+ + SCN- ----------- AgSCN + ClEl método de Volhard se puede aplicar al análisis de todos los aniones que forman sales de plata escasamente solubles. Otra aplicación importante de la determinación de analitos precipitados mediante la volumetría de precipitación, es la reacción del nitrato de plata para la determinación de cloruros, en esta reacción se forma el cloruro de plata insoluble en medio acuoso, mediante la siguiente reacción: AgNO3 + NaCl ----------- AgCl + NaNO3

III.




Fiolas volumétricas



Matraces

85




Vasos de Precipitado



Pipetas graduadas



Probetas Graduadas



Buretas graduadas



Soportes de metal



Pinzas para buretas



Balanza analítica



Papel glacine



Nitrato de plata (AgNO 3)



Cloruro de sodio (NaCl)



Cromato de potasio 5% ( K 2CrO4)



Muestra de inyectable de Cloruro de sodio al 20%



IV.

Agua destilada


A) Preparación y estandarización de Nitrato de plata 0.05N 1.-Realizar los cálculos necesarios para preparar una solución de Nitrato de plata, de concentración 0.05 N; un volumen de 100 mL, luego enrazar en la bureta. 2.-Pesar aproximadamente 30 mG de Cloruro de sodio, colocarlo en un matraz y adicionar 20 mL de agua destilada 3.-Añadir al matraz 10 gotas de Cromato de Potasio al 5% (esta solución se utiliza como indicador) 4.-Estandarizar la solución de Nitrato de plata, anotando el gasto de este en la valoración, el punto final es una coloración salmón 0

AgNO3

1 0 2 0 3 0 4 0

NaCl: 30 mG

5 0

H2O: 20 mL K 2CrO4: X Gotas

86


NAgNO3 = mG de NaCl / Volumen Gastado de AgNO3 x peq NaCl

V.

CALCULOS RESULTADOS Y ECUACIONES DE RECONOCIMIENTO

VI.

DISCUSIONES

VII.

CONCLUSIONES


BIBLIOGRAFIA

X.

CUESTIONARIO

1.- Calcule el volumen de nitrato de plata 0.10 M necesario para precipitar 10 ml de una mezcla de iones cloruro y cromato presentes en una concentración de 0.10 M cada uno.

87


PRÁCTICA Nº 11 APLICACIONES DE LA VOLUMETRÍA DE PRECIPITACION EN FORMAS FARMACEUTICAS I. -

OBJETIVOS Aplicar los conceptos teóricos y practicos en la determinación de principios activos por el método de volumetría de precipitación

-

Determinar la concentración de cloruros en muestras biológicas y en muestras farmacéuticas

II.

INTRODUCCION TEORICA

En química analítica, la argentometría es un tipo de valoración por precipitación que involucra al ion plata(I). Típicamente se usa para determinar la cantidad de cloruro presente en una muestra. La solución problema se titula contra una solución de nitrato de plata de concentración conocida. Los aniones cloruro reaccionan con los cationes plata(I) para producir el cloruro de plata, insoluble: Método de Volhard Un ejemplo de retrovaloración, el método de Volhard, involucra adición de un exceso de nitrato de plata a la solución problema. Se filtra el cloruro de plata, y el exceso de nitrato de plata se valora contra tiocianato,1 con hierro(III) como indicador, que en el punto final genera [Fe(NCS)(H2O)5]2+. rojo sangre: Ag+ (aq) + SCN− (aq) → AgSCN (s) (Ksp = 1.16 × 10−12) Fe(OH)(OH2)52+ (aq) + SCN− (aq)→ [Fe(OH2)5(SCN)]2+ + OH−

Método de Mohr En el método de Mohr el cromato de potasio es un indicador, el cual después que los iones cloruro han reaccionado produce cromato de plata, rojo: Ag+ (aq) + CrO42- (aq) → Ag2CrO4 (s) (Ksp = 9 × 10−12) La solución necesita ser neutra, o casi neutra: pH 7-10, debido a que a pH alto se genera hidróxido de plata. Por el contrario, a pH bajo el cromato produce H2CrO4, reduce el contenido de iones cromato y retarda la formación del

88


precipitado. Los carbonatos y fosfatos precipitan con la plata. Para evitar resultados inexactos se necesita que no haya estos aniones. El método de Mohr se puede adaptar para determinar el contenido total de cloro de una muestra, al encender la muestra con acetato de calcio, y luego acetato de hierro(III). El acetato de calcio «fija» el cloro libre, precipita los carbonatos y neutraliza la solución resultante. El acetato de hierro(III) remueve los fosfatos. Se disuelven todos los cloruros del residuo y luego se les titula.1

Método de Fajans En el método de Fajans, típicamente se utiliza diclorofluoresceína como indicador. Se marca el punto final porque la suspensión verde se vuelve rosa. Previo al punto final de la titulación, los iones cloruro permanecen en exceso. Se adsorben a la superficie del AgCl e imparten una carga negativa a las partículas. En el punto de equivalencia los iones cloruro se encuentran completamente precipitados y debido al exceso de iones Ag+ imparte una carga positiva al precipitado, los pigmentos aniónicos como la diclorofluoresceína son atraídos a las partículas y al ser adsorbidos cambian de color, lo cual representa el punto final. La eosina (tetrabromofluoresceína) es apta para titulación contra aniones bromuro, yoduro y tiocianato. Aporta un punto final más definido que la diclorofluoresceína. No es apta para la titulación contra aniones cloruro, porque se une al AgCl más fuertemente que como lo hace el cloruro III.







Matraces






Pipetas graduadas



Probetas Graduadas



Buretas graduadas



Soportes de metal



Pinzas para buretas



Balanza analítica

89




Papel glacine



Nitrato de plata (AgNO 3)



Cloruro de sodio (NaCl)



Cromato de potasio 5% ( K 2CrO4)



Muestra de inyectable de Cloruro de sodio al 20%



IV.

Agua destilada


A) Cuantificación de una muestra de Cloruro de sodio en inyectable. 1.-Trasvasar el contenido de una ampolla de cloruro de sodio en un matraz 2.-Adicionar 10 gotas de Cromato de potasio al 5% 3.-Cuantificar con la solución de nitrato de plata estandarizada 4.-El punto final es un viraje a color salmón 5.-Realizar los cálculos respectivos para determinar la cantidad de cloruros presente en la muestra, expresarlos en forma de cloruro de sodio

0

AgNO3

1 0 2 0 3 0 4 0 5 0

Contenido del inyectable K 2CrO4: X Gotas

En el equilibrio: N° eq del AgNO3 = N° eq NaCl

B) Cuantificación de una muestra de Cloruro de sodio en orina. 1.-Tomar 1 ml de orina en un matraz 2.-Adicionar 10 gotas de Cromato de potasio al 5% 3.-Cuantificar con la solución de nitrato de plata estandarizada

90


4.-El punto final es un viraje a color salmón 5.-Realizar los cálculos respectivos para determinar la cantidad de cloruros presente en la muestra, expresarlos en forma de cloruro de sodio

AgNO3

0

1 0 2 0 3 0 4 0 5 0

1 mL de orina K 2CrO4: X Gotas


C) Cuantificación de una muestra de Cloruro de sodio en shampoo. 1.-Tshampoo en un matraz 2.-Adicionar 10 gotas de Cromato de potasio al 5% 3.-Cuantificar con la solución de nitrato de plata estandarizada 4.-El punto final es un viraje a color salmón 5.-Realizar los cálculos respectivos para determinar la cantidad de cloruros presente en la muestra, expresarlos en forma de cloruro de sodio

0

AgNO3

1 0 2 0 3 0 4 0 5 0

1 g de shampoo K 2CrO4: X Gotas

91



V.


VI.

DISCUSIONES

VII.

CONCLUSIONES


BIBLIOGRAFIA

X.

CUESTIONARIO

1.- Cuales son las restricciones de este tipo de cuantificación respecto a la influencia del pH y la temperatura. 2.-Se sabe que en la composición de un hombre adulto, un 0.17% es de ion cloruro. Si una persona pesa 70 kG, calcule la masa expresada en gramos de nitrato de plata que se necesitaría para precipitar totalmente el cloro presente.

92


PRÁCTICA Nº 12 VOLUMETRÍA DE OXIDO REDUCCIÓN: IODIMETRÍA

I.

OBJETIVOS  

Conocer los fundamentos de las volumetrías de óxido reducción Aplicar las técnicas de las volumetrías de óxido reducción en la cuantificación de vitamina C y ácido ascórbico en diversas muestras orgánicas.



Conocer la aplicación de las volumetrías de óxido reducción en los análisis farmacéuticos.

II.

INTRODUCCIÓN TEÓRICA Las valoraciones redox, también conocidas como valoraciones de óxido reducción, o volumetrías redox, son técnicas de análisis frecuentemente usadas en las que se utilizan soluciones patrones de agentes oxidantes o agentes reductores como titulante de sustancias reductoras u oxidantes. En todas las reacciones de óxido-reducción hay una sustancia reaccionante que se oxida y otra que se reduce, ya que las dos reacciones se complementan entre si y son simultáneas, es decir, la una no tiene lugar sin que suceda la otra. En las reacciones de óxido-reducción los electrones se transfieran del reductor al oxidante. Por lo tanto en agente oxidante (reductor) gana (pierde) electrones y se reduce (oxida) a un estado de menor (mayor valencia).

Método permanganométrico El permanganato de potasio es un poderoso oxidante y como tal se utilizan sus soluciones para valorar agentes reductores. La reducción del permanganato de potasio en medio ácido, puede representarse mediante la siguiente ecuación: MnO-4 + 8H+ + 5e- Mn2+ + 4H2O El KMnO4 es conocido por actuar durante la titulación como un autoindicador ya que el color violáceo del ión MnO4- desaparece al reducirse al ion Mn2+ que en solución es incoloro. En consecuencia la titulación puede ser llevada a cabo sin necesidad de emplear ningún indicador.

Iodimetría: El yodo es un oxidante medio y permite valorar sustancias como los tiosulfatos o arsenitos, mientras se reduce a ion yoduro. Otras sustancias que pueden

93


valorarse con yodo son los sulfitos, sulfuros, y los iones arsénico (III), estaño (II) y cobre (I). Sólo es estable si se adicionan yoduros,por formación de I3-.

Reacción entre ion tiosulfato y yodo para dar ion tetrationato e ion yoduro

Cerimetría: En medio ácido, las sales de cerio (IV) tienen carácter oxidante fuerte y se reducen a ion cerio (III), ganando un sólo electrón. La simplicidad de esta reacción la hace muy interesante para múltiples valoraciones. Oxidación del ion hierro (II) con el ion cerio (IV).

Bromatometría: El agente oxidante es el ion bromato que se reduce a bromo, en medio ácido. Un ejemplo es:

Dicromatometría: El agente oxidante es el ion dicromato, Cr2O72- que se reduce a cromo (III), en medio ácido.5 Se emplea para valorar disoluciones de hierro (II), sodio o uranio. Sus disoluciones son muy estables. Se emplea difenilaminosulfonato de bario como indicador. Un ejemplo es:

Valoración de hierro (II) con dicromato (E.O.: +6) en medio ácido: para dar hierro (III) y cromo (III)

Iodatometría: Las disoluciones de ion yodato son muy estables y no necesitan estandarización pero dicho ion puede reducirse a catión yodo (I), I +, a yodo, I2, o a yoduro, I-.6 Se emplea para estandarizar disoluciones de tiosulfato. El yodato reacciona con yoduros para formar yodo que sirve para valorar el tiosulfato.

Reacción de yodato (E.O.:+5) con yoduro (E.O.:-1) en medio ácido para dar yodo (E.O.:0)

Reductimetrías: La sustancia valorante es ahora un agente reductor, como los iones tiosulfato, yoduro o hierro (II). Son menos empleadas que las oxidimetrías.

94


Reductimetría con tiosulfatos : El reductor más empleado es el tiosulfato y se emplea sobre todo para valorar el yodo. En la mayoría de las aplicaciones que usan esta reacción no se hacen reaccionar los oxidantes directamente con el tiosulfato. Los oxidantes reaccionan con yoduros para formar yodo, que posteriormente se valora con tiosulfato, en una valoración indirecta llamada yodometría. No confundir la yodimetría (valoración directa de un reductor con yodo) con la yodometría (valoración del yodo con un reductor).

Valoración indirecta con yoduros Muchas sustancias son capaces de oxidar al ion yoduro a yodo. Posteriormente este yodo formado se valora con disolución de tiosulfato. Tras los cálculos correspondientes a esta valoración, conoceremos la cantidad de yodo formada y, a partir de ella, la cantidad de sustancia de concentración desconocida que sirvió para oxidar al ion yoduro.3 Reacción entre yoduro (E.O.:-1) y un oxidante que queremos valorar, en medio ácido para dar yodo (E.O.:0)

Valoración del yodo formado con tiosulfato.

III.







Matraces






Pipetas graduadas



Probetas Graduadas



Buretas graduadas



Soportes de metal



Pinzas para buretas



Balanza analítica



Papel glacine



Iodo en yoduro de potasio (I/KI)



Tiosulfato de sodio (Na2S203.5H2O)



Solución de almidón al 1%

95


IV.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL A) Preparación y estandarización de Iodo 0.1 N 1.-Calcular la cantidad de iodo resublimado a pesar para preparar una solución de concentración 0.1 N, en un volumen de 100 mL. 2.-Agregar el doble de la masa pesada de Yoduro de potasio 3.-Colocar ambas sustancias en una fiola de 100 mL y enrazar con agua destilada 4.-Colocar la solución de I / KI en una bureta limpia 5.-Pesar aproximadamente 50 mG de Tiosulfato de sodio penta hidratado, colocarlo en un matraz, adicionar 20 mL de agua destilada, añadir a este matraz 1 ml de solución de almidón al 1% (indicador) 6.-Titular con la solución de iodo en ioduro 7.- El punto final es el viraje a una coloración azulada.

0

I/KI

1 0 2 0 3 0 4 0

Na2S2O3.5H2O: 50 mG

5 0

H2O: 20 mL Almidón: 1 mL

NI = mG de Na2S2O3.5H2O / Volumen Gastado de I/KI x peq Na2S2O3.5H2O

B) Cuantificación de ácido ascórbico en zumo de fruta 1.- Exprimir una naranja o limón. 2.- Filtrarlo a través de una gasa o Puede utilizarse también zumos de fruta de venta en establecimientos comerciales. 3.- Poner en un Matraz de 100 ml: 10 ml de zumo, 15 ml de agua destilada, 0,25 ml de HCl (15% v/v) y 1 mL de solución de almidón (1% w/v) que actúa como indicador. 4.- Llenar la bureta con solución de Iodo. 5.-Titular lentamente y agitando la disolución, hasta que vire al azul.

96


6.- Calcular el porcentaje de ácido ascórbico presente en la muestra. 7.- Realizar las ecuaciones químicas correspondientes

0

I/KI

1 0 2 0 3 0 4 0

Zumo de Fruta

5 0

H2O: 15 mL Almidón: 1 mL

N° eq I = N° eq Ácido ascórbico

V.

CALCULOS RESULTADOS Y ECUACIONES DE RECONOCIMIENTO

VI.

DISCUSIONES

VII.

CONCLUSIONES


BIBLIOGRAFIA

X.

CUESTIONARIO 1.- Explique el funcionamiento de la solución de almidón como indicador, explique las inconveniencias de su uso a altas temperaturas. 2.- Se analiza manganeso en un mineral por el método de óxido reducción. Para ello, 2,2500 g del mineral es tratado y llevado a un volumen de 500 ml. Una alícuota de 100 mL es titulada con 42,4 ml de KMnO 4 0,1150 Normal, el cual ha sido valorado con oxalato en medio ácido. Calcule el % de MnO2 en el mineral. 3.- Una muestra de 0,661G que contiene BaCl2•2H2O fue disuelta y el ión Ba +2 precipitado como BaCrO4. Después de la filtración y el lavado del precipitado, éste fue disuelto en medio ácido y el dicromato formado en este proceso se redujo

97


con un exceso de KI. El correspondiente yodo liberado requirió 37,5 ml de tíosulfato 0,1201 N ¿Cuál es el % de BaCl2•2H2O en la muestra?

98


PRÁCTICA Nº 13 DETERMINACION GRAVIMETRICA DE CALCIO EN TABLETAS Y AMPOLLAS I.-OBJETIVOS 

Obtención experimental de la masa del calcio a partir de carbonato de calcio por gravimetría precipitatoria.



Determinar el porcentaje de calcio en las muestras problemas.

II.-FUNDAMENTO TEORICO El análisis cuantitativo por método gravimétrico o ponderal consiste en determinar la parte proporcional de un elemento, radical o compuesto presente en la muestra eliminando las impurezas que interfieren y convirtiendo la sustancia en un compuesto de definición definida y pesable, a partir del peso de este producto aislado se determina el peso de la sustancia que es objeto de la determinación. Dentro del método gravimétrico o ponderal de análisis encontramos a su vez 3 clases: 1.- método de volatilización 2.-método de precipitación 3.-métodos electrogravimetricos

La operación gravimetrica sigue la siguiente secuencia: 

Toma de muestra media representativa



Disolución de la muestra



Precipitación



Lavado



Secado



Calcinado



Pesado

El pesado de un componente de un precipitado se puede calcular directamente mediante proporciones se halla multiplicando el peso del precipitado (extraído de la mufla) multiplicando por el factor gravimétrico por 100 , sobre la muestra de los gramos inicial.

99


% Ca = (g de compuesto pesado) x FG x100 g de muestra

Las sales de calcio se precipitan como oxalato de calcio en medio amoniacal

Ca++ + C2O4 + H2O ==== Ca C2O4 .H2O La precipitación da origen al oxalato de calcio monohidratado, el cual al final de la calcinación (+ 900 – 1000 Cº) se pesa como OCa. De acuerdo con la temperatura los productos que se forman durante el proceso son: 

Entre 11º- 115 ºC el calcio se encuentra como Ca C2O4 .H2O



Temperatura superior a 200 ºC en calcio se encuentra como Ca C2O4 .anhidro



Entre 475 – 525 ºC el calcio se encuentra como CaCO 3.



Temperatura superior a 880 el calcio se encuentra como Oca.

III.- MATERIALES EQUIPOS Y REACTIVOS 

balanza analítica



mufla calibrada



mechero bunsen



trípode de metal



pinza de metal desecador



pipeta volumétrica



vaso beacker



crisol



papel filtro

 

embudo matraz



varilla



estufa



agua destilada



acido clorhídrico



acido nítrico concentrado



hidróxido de amonio al 10%

100




oxalato de amonio



rojo de metilo



hidróxido de sodio



acido nítrico



nitrato de plata



papel tarado



acido oxálico al 4%



ampollas de gluconato de calcio



tabletas de calcio

IV.- PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL TABLETAS En un vaso precipitado coloque aproximadamente 0.5 gramos de la muestra problema (peso exacto). Añadir 20 ml de acido clorhídrico 1:1 cubrir con una luna de reloj el vaso y calentar hasta ebullición dejando hervir por unos 5 minutos. Enfriar, lavar las paredes y la luna con agua destilada. Adicionar dos o tres gotas de indicador rojo de metilo .Calentar nuevamente la solución a ebullición añadiendo con agitación permanente, solución caliente de oxalato de amonio al 4% en volumen aproximado de 50ml. Así como algunas gotas de amoniaco 1:1 hasta neutralización o ligera alcalinidad (color vira de rojo a amarillo). Dejar

sedimentar una hora, luego proceder a la filtración empleando papel filtro

cuantitativo. No debe quedar en el vaso vestigio de precipitados. Lavar el precipitado por 4 o 5 veces con solución diluida de oxalato de amonio al 1% (1g. en un litro de agua destilada). Probar presencia de cloruros en 2ml del lavado agregando 2 gotas de acido nítrico 1:3 y gotas de Ag NO 3 0.1N. Si hay presencia de cloruro seguir lavando el precipitado. Secar el precipitado en una estufa en luna de reloj , luego en un crisol tarado calcinar por dos horas en mufla eléctrica dejar enfriar, pesar y determinar peso de la sustancia . Efectuar los cálculos.

AMPOLLAS Medir cuantitativamente 5ml de solución de inyectable de gluconato de calcio en un beacker de aproximadamente 250ml de capacidad, diluir con aproximadamente 100ml de agua destilada y calentar hasta ebullición.

101


Añadir 4ml de acido oxálico al 4%, adicionar 2 o 3 gotas de rojo de metilo agregar hidróxido de amonio al 10% hasta reacción alcalina (color amarillo) Dejar la solución en reposo por una hora, para asegurar la precipitación completa del oxalato. Filtrar por decantación con papel filtro que no deje cenizas y luego lavar el residuo por lo menos tres veces con pequeñas porciones de agua destilada. Coloque el papel de filtro con el precipitado en un crisol tarado y queme la muestra hasta obtención de cenizas blancas; luego calcinar en la mufla por una hora a +900- 1000 ºC x 30 minutos. Efectuar los cálculos correspondientes.

V .- CALCULOS Y RESULTADOS VI.- DISCUSIONES VII.- CONCLUSIONES VIII.-RECOMENDACIONES IX.-BIBLIOGRAFIA X.- CUESTIONARIO 1.-En una muestra de 0,5524 g de un mineral se precipitó en forma de sulfato de plomo. El precipitado se lavó, secó y se encontró que pesaba 0,4425 g. Calcule: a)El porcentaje de plomo en la muestra. b) El porcentaje expresado como Pb3O4. 2.- En una muestra de 200 mL de agua natural se determinó el contenido de calcio mediante la precipitación del catión como CaC2O4 . El precipitado se filtró, se lavó y se calcinó en un crisol cuya masa, vacío, fue de 26,6002 g. La masa del crisol más el CaO (57,077 g/mol) fue de 26,7134 g. Calcular la concentra ción de Ca en gramos por 100 mL de agua 3.-Una muestra de 0,2356 g que solo contiene NaCl (58,44 g/mol) y BaCl2 (208,23g/mol) produjo 0,4637 g de AgCl seco (143,32 g/mol). Calcule el porcentaje de cada compuesto halogenado en la muestra

102


4.-Una muestra de 0,624 g que consistía solamente de oxalato de calcio y o xa la to de m a g n e s i o s e c a l e n t ó a 5 0 0 º C c o n v i r t i e n d o l a s d o s s a l e s e n carbonato de calcio y carbonato de magnesio. La muestra pesó 0,483 g. a)Encuentre los porcentajes de oxalato de calcio y oxalato de magnesio en la muestra. b)Si la muestra se calentara a 900 ºC dando como productos óxidos de calcio u demagnesio, ¿Cuánto pesaría la mezcla de óxidos?

103

Practica Quimica Analítica 2013-II

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