INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL UNIDAD PROFESIONAL INTERDISCIPLINARIA DE BIOTECNOLOGÍA MANUAL PARA LABORATORIO DE MÉTODOS ANALÍTICOS E INSTRUMENTALES

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1 INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL UNIDAD PROFESIONAL INTERDISCIPLINARIA DE BIOTECNOLOGÍA MANUAL PARA LABORATORIO DE MÉTODOS ANALÍTICOS E INSTRUMENTALES

2 INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL SECRETARÍA ACADÉMICA DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN SUPERIOR UNIDAD DE APRENDIZAJE: Métodos Analíticos e Instrumentales HOJA: 8 DE 9 RELACIÓN DE PRÁCTICAS PRÁC- TICA No NOMBRE DE LA PRÁCTICA Normas de seguridad y uso correcto del material de vidrio, reactivos y equipo. Introducción al manejo de gráficas, relación de unidades, elaboración de informes, etc. Preparación y uso de disoluciones patrón ácido-base. Preparación y uso de disoluciones patrón complejométricas. Valoraciones potenciométricas ácido-base Valoraciones potenciométricas redox Valoraciones potenciométricas complejométricas Valoraciones potenciométricas en precipitación Identificación y cuantificación de compuestos de interés farmacéutico por espectrofotometría ultravioleta-visible. Identificación y cuantificación de compuestos de interés farmacéutico por espectroscopia infrarroja. Identificación y cuantificación de compuestos de interés farmacéutico por cromatografía líquida de alta resolución. UNIDADES TEMÁTICAS I, II II II II II II III III IV DURACIÓN LUGAR DE REALIZACIÓN Todas las prácticas se realizarán en el Laboratorio de Fisicoquímica. EVALUACIÓN Y ACREDITACIÓN: La parte experimental se evaluará de la siguiente manera: se presentará el cuaderno de notas de laboratorio con las búsquedas de información (1.0 punto) que solicite el protocolo de la práctica, un diagrama de bloques (1.0 punto) del desarrollo experimental a realizar y con los resultados experimentales (1.0 punto) obtenidos al llevar a cabo la práctica. En un seminario (.0 puntos), con la guía del profesor, se analizarán y discutirán los resultados experimentales de un bloque de prácticas determinado y se presentará un examen escrito (.0 puntos) con preguntas que abarcan el bloque de prácticas analizadas en cada seminario. Se presentará un informe (3.0 puntos) por escrito de los resultados experimentales para cada práctica realizada. Esta puntuación corresponde al 30% de la calificación total de la unidad de aprendizaje.

3 1 PRÁCTICA No. 1 PREPARACIÓN Y USO DE DISOLUCIONES PATRÓN ÁCIDO-BASE. 1. OBJETIVOS 1.1. El alumno preparará soluciones patrón ácido-base de HCl, ácido acético, amoniaco y NaOH 0.1 N. 1.. El alumno realizará la estandarización de las soluciones ácido-base preparadas anteriormente El alumno practicará las diferentes formas para preparar un patrón primario a utilizarse en la estandarización de soluciones ácido-base.. INTRODUCCIÓN La preparación y estandarización de soluciones son dos técnicas importantes en el análisis químico. Una disolución es una mezcla homogénea de un soluto y un solvente. El soluto es la sustancia que se encuentra en menor proporción, mientras que el solvente es aquel que está en mayor proporción. Existen soluciones sólidas, líquidas y gaseosas; algunos ejemplos de éstas son el aire limpio (mezcla de nitrógeno y oxígeno), agua endulzada y algunas aleaciones de latón (cobre y zinc). La forma de expresar la concentración para las soluciones es: molaridad (M), normalidad (N), formalidad (F), ppm, molalidad (m), soluciones porcentuales, etc. En Química Analítica es común utilizar soluciones molares y normales. Una vez que las soluciones son preparadas se debe conocer con exactitud la concentración del soluto respecto a la cantidad de disolvente, a éste proceso se le llama estandarización y para ello se utilizan sustancias llamadas patrones primarios y secundarios. Es importante estandarizar las soluciones preparadas porque sólo así pueden ser utilizadas en el análisis cuantitativo..1 Sustancias ácido-base En Química Analítica son de gran interés aquellos electrolitos cuyos iones provocan que la disolución sea ácida ó básica. Los iones que dan origen al comportamiento ácido son los protones y los iones hidróxido provocan el comportamiento alcalino. Por lo tanto, ácido es un electrolito que en disolución acuosa cede un protón y genera una base conjugada: HA H + + A - ácido base conjugada Una base es una especie química que acepta un protón y genera un ácido conjugado: B + H + HB base ácido conjugado De acuerdo con la capacidad que tenga un ácido para ceder protones al medio se le denomina fuerte o débil. Si el ácido está disociado más del 90% ó cede sus protones con suma facilidad al medio, se dice que es fuerte y si se disocia en un porcentaje ínfimo se

4 dice que es débil. Este mismo criterio se utiliza para una base pero la misma cede hidróxidos al medio. Para estandarizar sustancias ácidas se emplean patrones primarios alcalinos y para estandarizar sustancias básicas es necesario emplear patrones primarios ácidos. Una vez que las sustancias ácidas o básicas se han comparado con un patrón primario se les puede usar como patrones secundarios, por ejemplo NaOH, HCl, H SO 4, EDTA, etc. Tabla 1. Principales patrones primarios para valoraciones ácido-base 1 Patrones primarios ácidos Patrones primarios básicos Ftalato ácido de potasio Tris-hidroximetilaminometano Yodato ácido de potasio Óxido mercúrico Ácido sulfamílico Carbonato de sodio Sal doble de ácido sulfosalicílico Bórax.1.1 Indicadores ácido-base La estandarización de sustancias ácido-base requiere de un método para identificar el punto final de dicha reacción, es decir, el punto donde la especie valorante sea ácido o base ha reaccionado estequiométricamente con la sustancia por valorar. Algunos métodos para identificar el punto final en una valoración son: a) Método potenciométrico. Consiste en el monitoreo del ph de la solución que se está estandarizando, ya que una vez que la solución problema se estandariza el ph cambia drásticamente. Este método requiere de un potenciómetro y un electrodo para la medición del ph y una posterior gráfica de ph = f (vol. de valorante). b) Utilización de un indicador químico. Las sustancias que se usan como indicadores son sustancias orgánicas de carácter ácido-base muy débil, cuyos iones tienen un color diferente del de la forma sin disociar, y éste color va a depender del ph. E l equilibrio para un indicador se puede escribir así: HIn H + + In - Forma no disociada Forma disociada Color 1 Color El color observado va a depender de la concentración de H +, es decir, del ph. Para seleccionar el indicador adecuado, en un caso específico se debe tomar en cuenta las siguientes condiciones: a) Debe tener un intervalo de vire que coincida con el ph del punto estequiométrico de la valoración. Si el indicador elegido se aparta demasiado de ésta condición se obtendrá un error importante.

5 b) Debe usarse una cantidad pequeña de indicador. Los colores de los indicadores son tan intensos, que para 100 ml de disolución bastan dos gotas de indicador, los cuales se emplean en concentraciones muy diluidas ( %). c) El primer cambio de color detectable del indicador debe ser tomado como punto final. Tabla. Indicadores más usuales para las valoraciones ácido-base con sus intervalos de transición respectivos. 1 Indicador Intervalo de Color del ácido Color de la base transición ph Anaranjado de metilo Rojo Amarillo Rojo de metilo Rojo Amarillo Fenolftaleína Incoloro Rosa mexicano Azul de bromotimol Amarillo Azul 3. CUESTIONARIO PREVIO 3.1 Definir el concepto de molaridad (M), normalidad (N), formalidad (F), ppm y soluciones porcentuales. 3. Definir el concepto de peso equivalente en un sistema ácido-base y ejemplificar el concepto en ácidos de fórmula general HA, H A y bases de fórmula general MOH, M(OH). 3.3 Qué es el punto final o estequiométrico de una valoración? 3.4 Buscar en la literatura una lista de indicadores ácido-base e indicar el intervalo de vire de cada indicador. 3.5 Realizar los cálculos para preparar 1L de cada una de las siguientes disoluciones de HCl (pureza 36%, densidad 1.1 g/ml) al 0.1N, NaOH 0.1N, ácido acético (pureza 99%, densidad 1.05 g/ml) 0.1N y amoniaco ( pureza 8%, densidad 0.9 g/ml) 0.1N. 3.6 Buscar en la literatura la forma de preparar una disolución del indicador fenolfaleína y realizar los cálculos para preparar 10 ml de este indicador al 0.1% (W/V). 4. PARTE EXPERIMENTAL 4.1 Material y reactivos 3 vasos de precipitados de 50 ml vasos de precipitados de 30 ml 1 matraz volumétrico de 1000 ml 4 matraces Erlenmeyer de 50 ml pipetas volumétricas de 10 ml 1 pipeta graduada de 10 ml 1 bureta de 5 ml 1 probeta de 10 ml HCl concentrado NaOH Disolución alcohólica de fenolftaleína al 0.1% (W/V) 3

6 Disolución acuosa de anaranjado de metilo al 0.1% (W/V) Ftalato ácido de potasio Carbonato de sodio 4. Desarrollo experimental 4..1 Preparación de una disoluciones a) Disolución de hidróxido de sodio 0.1 N. En una balanza analítica pesar 0.4 g de hidróxido de sodio en lentejas, pesando con una precisión de 0.1mg. El producto sólido no debe estar en contacto directo con la balanza, sino que debe utilizarse un vidrio de reloj ó un vaso de precipitados de 30 ml, previamente pesado. Cualquier partícula de sólido que accidentalmente se vierta, debe desecharse inmediatamente. Asegurarse de que el frasco que contiene el hidróxido de sodio quede perfectamente tapado después de utilizarlo. Transferir el hidróxido de sodio a un vaso de 50 ml limpio, adicionarle aproximadamente 10 ml de agua destilada, enseguida agitar con una varilla de vidrio hasta que el sólido se disuelva totalmente. Pasar cuantitativamente esta solución en un matraz volumétrico de 100 ml y llevar al aforo con agua destilada. Homogenizar la solución por inversiones y agitaciones repetidas. Pasar esta solución a un frasco de un litro limpio y seco y taparlo con un tapón de bakelita o de goma. Etiquetar el frasco haciendo constar su contenido, la fecha, el nombre del alumno y dejando espacio para reseñar la normalidad después de que se determine con exactitud. b) Disolución de ácido clorhídrico 0.1 N. Medir 0.83 ml de HCl concentrado, llevar al aforo en un matraz volumétrico de 100 ml con agua destilada y guardar en un frasco limpio. Etiquetar el frasco haciendo constar su contenido, la fecha, el nombre del alumno y dejando espacio para reseñar la normalidad después de que se determine con exactitud. c) Disolución de ácido acético 0.1 N. Medir 0.57 ml de CH 3 COOH concentrado, pasarlo a un matraz volumétrico de 100 ml que contenga 10 ml de H O destilada, agitar ligeramente para que se disuelva y posteriormente llevar al aforo en un matraz volumétrico de 100 ml con agua destilada y guardar en un frasco limpio. Etiquetar el frasco haciendo constar su contenido, la fecha, el nombre del alumno y dejando espacio para reseñar la normalidad después de que se determine con exactitud. d) Disolución de amoniaco (hidróxido de amonio) 0.1 N. Medir 0.67 ml de hidróxido de amonio, pasarlo a un matraz volumétrico de 100 ml que contenga 10 ml de H O destilada, agitar ligeramente para que se disuelva y posteriormente llevar al aforo en un matraz volumétrico de 100 ml con agua destilada y guardar en un frasco limpio. Etiquetar el frasco haciendo constar su contenido, la fecha, el nombre del alumno y dejando espacio para reseñar la normalidad después de que se determine con exactitud. e) Indicador de fenolftaleína al 0.1% (W/V). Pesar 0.1 g de fenolftaleína y disolver en 100 ml de etanol. Envasar. f) Indicador de anaranjado de metilo al 0.1% (W/V). Pesar 0.1 g de anaranjado de metilo y disolver con 100 ml de agua destilada. Envasar y etiquetar. 4.. Normalización de la disolución de hidróxido de sodio 0.1 N 4

7 a) Pesar exactamente en una balanza analítica g de biftalato de potasio, previamente desecado a ºC durante una hora. b) Disolver el biftalato de potasio en un matraz Erlenmeyer de 50 ml, con un volumen de agua destilada de 0 a 30 ml. c) A cada uno de los matraces se le adiciona tres gotas de indicador fenolftaleína. d) Colocar la solución de NaOH preparada en una bureta limpia, titular cada uno de los tres matraces con esta solución, hasta que aparezca un ligero color rosa persistente por 30 segundos por lo menos. e) Anotar el volumen de hidróxido de sodio agregado y determinar la normalidad de la solución de NaOH. f) Realizar el procedimiento anterior por triplicado g) La desviación media de estos tres resultados no debe exceder de %. La ecuación que deberá utilizar para este cálculo es: N = PE w( mg) biftalato biftalato xv ( ml) NaOH Donde: w(mg) biftalado es el peso en miligramos de biftalato de potasio. PE biftalato es el peso equivalente del biftalato de potasio. V(mL) NaOH es el volumen en mililitros de hidróxido de sodio gastado. N es la normalidad del hidróxido de sodio. En la siguiente tabla puede vaciar los datos que se indican y los resultados. Tabla 3. Resultados experimentales para la estandarización de NaOH. Por triplicado. Peso del biftalato (mg) Vol. gastado de NaOH (ml) Normalidad del NaOH 4..3 Normalización de la disolución de HCl 0.1 N a) Pesar exactamente en una balanza analítica 0.05 g de Na CO 3, previamente desecado a 00 ºC por 30 minutos. b) Disolver en un matraz Erlenmeyer con 50 ml de agua destilada. c) Adicionar tres gotas del indicador anaranjado de metilo. d) Colocar la solución de HCl preparada en una bureta limpia, titular el Na CO 3 con esta disolución hasta que el color amarillo vire a un color rojo canela persistente por 30 segundos por lo menos. e) Anotar el volumen de ácido clorhídrico gastado y determinar la normalidad de la disolución de HCl. f) Repetir el procedimiento anterior por triplicado. g) La desviación media de estos tres resultados no debe exceder de %. La ecuación que deberá utilizar para este cálculo es: 5

8 N = PE w( mg) Na CO 3 Na CO 3 xv ( ml) HCl Donde: w(mg) Na CO 3 es el peso en miligramos de carbonato de sodio. PENa CO 3 es el peso equivalente del carbonato de sodio. V(mL) HCl es el volumen en mililitros de ácido clorhídrico gastado. N es la normalidad del ácido clorhídrico. En la siguiente tabla puede vaciar los datos que se indican y los resultados: Tabla 4. Resultados experimentales para la estandarización de HCl. Por triplicado. Peso del carbonato de sodio (g) Vol. gastado de HCl (ml) Normalidad del HCl 4..4 Normalización de la disolución de ácido acético 0.1 N a) En una bureta colocar el NaOH valorado en el experimento 4.. b) En un matraz Erlenmeyer colocar ml de CH 3 COOH, medido con precisión. c) Adicionar tres gotas del indicador fenolftaleína y titular con la disolución de NaOH hasta el vire del indicador de incoloro a rosa y que sea persistente por 30 segundos por lo menos. d) El procedimiento anterior realizarlo por triplicado. e) La desviación media de estos tres resultados no debe exceder de %. La ecuación que deberá utilizar para el cálculo de la normalidad es: N V N 1 = V1 Donde: N 1 es la normalidad del ácido acético N es la normalidad del NaOH V 1 es el volumen de la alícuota de ácido acético V es el volumen gastado de NaOH en el punto de equivalencia En la siguiente tabla puede vaciar los datos que se indican y los resultados: Tabla 5. Resultados experimentales para la valoración de CH 3 COOH. Por triplicado. Número de matraz Vol. gastado de NaOH (ml) Normalidad del CH 3 COOH 4..5 Normalización de la disolución de amoniaco (hidróxido de amonio) 0.1 N a) En una bureta colocar la disolución de hidróxido de amonio. 6

9 b) En un matraz Erlenmeyer colocar ml del HCl valorado en el punto 4..3, medido con precisión. c) Adicionar tres gotas del indicador fenolftaleína y titular con la disolución de hidróxido de amonio hasta el vire del indicador de incoloro a rosa y que sea persistente por 30 segundos por lo menos. d) El procedimiento anterior realizarlo por triplicado. e) La desviación media de estos tres resultados no debe exceder de %. La ecuación que deberá utilizar para el cálculo de la normalidad es: N V N 1 = V1 Donde: N 1 es la normalidad del hidróxido de amonio N es la normalidad del HCl V 1 es el volumen gastado de hidróxido de amonio en el punto de equivalencia V es el volumen de la alícuota de HCl En la siguiente tabla puede vaciar los datos que se indican y los resultados: Tabla 6. Resultados experimentales para la valoración de NH 4 OH. Por triplicado. Número de matraz Vol. gastado de NH 4 OH (ml) Normalidad del NH 4 OH 5. ANÁLISIS DE RESULTADOS 5.1 Establecer la reacción química que se verifica entre biftalato de potasio e hidróxido de sodio 5. Establecer la reacción química que se verifica entre carbonato de sodio y ácido clorhídrico 5.3 Reportar la normalidad de las soluciones preparadas, indicando los cálculos realizados. Hacer el análisis dimensional pertinente. 5.4 Realizar el análisis estadístico demostrando que sus resultados no exceden el % de coeficiente de variación (CV). Llenar la siguiente tabla con los datos obtenidos para la valoración de NaOH y la de HCl. Promedio de normalidad Desviación estándar %C V 5.5 Calcular el error relativo y el error absoluto en la valoración de cada uno de las soluciones valoradas. 5.6 Justificar Por qué? Se utilizaron indicadores diferentes para las valoraciones anteriores, usar para ello la bibliografía. 7

10 6. CONCLUSIONES 6.1 Se lograron los objetivos de la práctica? 6. Qué propone para mejorar los resultados de la práctica? 6.3 Obtener las conclusiones pertinentes. 7. BIBLIOGRAFÍA 7.1. Ayres, G. H. Análisis Químico Cuantitativo Editorial Oxford University Press, Madrid (1990), 740 pàgs: 7.. Harris D.C. Análisis Químico Cuantitativo. Grupo Editorial Iberoamerica (1991), México, 981 págs 7.3. Orozco, D. Fernando Análisis Químico Cuantitativo, Porrúa, S.A. México (1987), 447 págs Skoog, D.A. y Leary J.J. Análisis Instrumental. 4ta edición. Ed. Mc Graw Hill. (1994) 7.5 Skoog, D.A. y West D. A. Fundamentos de Quìmica Analìtica, 8ava edición. Ed. Thomson, Mèxico (006), 1065 pàg 7.5. Vogel, A.I. Química Analítica Cuantitativa Kapelusz da. Edición, Buenos Aires 1960, 81 pàgs 8

11 PRÁCTICA No. PREPARACIÓN Y USO DE DISOLUCIONES PATRÓN COMPLEJOMÉTRICAS 1. OBJETIVOS 1.1. Preparar y estandarizar una disolución de EDTA 1.. Determinar Ca + y Mg + (dureza total) en agua natural. INTRODUCCIÓN Las reacciones de formación de complejos son importantes en muchas áreas científicas y de la vida cotidiana. Estas reacciones, se emplean mucho en química analítica. Una de las aplicaciones principales de estas reacciones es la valoración volumétrica de cationes. Para que la reacción de formación de complejos se pueda emplear en volumetría, debe ser rápida, estequiométrica y cuantitativa. Muchos cationes metálicos reaccionan con dadores (ligandos) de pares de electrones para formar compuestos de coordinación o complejos. Los ligandos deben tener por lo menos un par de electrones sin compartir disponible para la formación del enlace. Son ejemplos de ligandos inorgánicos comunes, el agua, el amoniaco y los iones haluro. En realidad, muchos iones metálicos existen como complejos hidratados en disolución acuosa pero, en las ecuaciones químicas, habitualmente se simplifican estos complejos al escribir al ion metálico como si no formara parte de un complejo. De los ligandos orgánicos se pueden mencionar a la etilendiamina, el trifosfato de adenosina (ATP) y el más importante es el ácido etilendiaminotetraacético (EDTA) y su sal disódica. En la industria alimenticia y particularmente la que se dedica a la fabricación de jugos y refrescos, el agua usada para la preparación de estas bebidas debe tener un estricto control de calidad. Uno de los controles que se le realizan al agua, es el contenido de sales de calcio y magnesio, es decir, la determinación de la dureza total del agua. Esta determinación es precisamente un ejemplo de importancia práctica en la que se usa la formación de complejos M EDTA..1 Equilibrios de formación de complejos En las reacciones de formación de complejos, un ion metálico, M a+, reacciona con un ligando, nl b a, para formar el complejo ML nb n. La etapa de formación del complejo esta caracterizada por una constante de equilibrio llamada constante de formación del complejo (K f ). La inversa de la constante de formación del complejo es la constante de disociación (K d ). De manera general, la formación de un complejo se representa por el siguiente equilibrio: M a+ + nl b a nb a nb ML n [ ML ] 1 K n f = = a+ b n M L K [ ][ ] d. Formación de complejos M EDTA El ácido etilendiaminotetraacético (abreviado EDTA ) tiene la siguiente fórmula estructural: 9

12 El EDTA por sus propiedades ácido-base se puede representar como H 4 Y cuyos valores de pka son: pka 1 =.00, pka =.66, pka 3 =6.16 y pka 4 =10.4; por tanto las múltiples especies del EDTA se representan por: H 4 Y, H 3 Y, H Y, HY 3 y Y 4. La sal disódica del EDTA se representa por Na H Y H O. El EDTA forma complejos estables de estequiometría 1:1 con la mayoría de los iones metálicos, independientemente de la carga del catión. La reacción general para la formación de complejos entre el ion metálico M n+ y el EDTA esta representada por el siguiente equilibrio: M n+ + Y 4 MY n 4 Por lo tanto, la constante de formación del ion complejo MY n 4 esta dada por la siguiente ecuación: n 4 [ ML ] K MY = n+ 4 M L [ ][ ]..1 Indicadores para valoraciones con EDTA Los indicadores de iones metálicos para valoraciones con EDTA son colorantes orgánicos que forman quelatos coloreados con iones metálicos en un intervalo de pm que es característico de cada catión y colorante. Es habitual que los complejos tengan un color intenso y sean discernibles a simple vista en concentraciones molares que van de 10 6 a 10 7 M. El eriocromo negro T es un indicador característico de iones metálicos que se utiliza en la valoración de diversos cationes comunes. Su fórmula estructural se muestra en la siguiente figura y su comportamiento como ácido débil se describe con los siguientes equilibrios: H In HIn + H + pka = 6.3 rojo azul HIn In 3 + H + pka = 11.6 azul anaranjado Los complejos metálicos del eriocromo negro T por lo general son rojos, como en el caso de H In. Por lo tanto, para la detección de iones metálicos es necesario ajustar el ph a un valor mayor a 7, de modo que la forma azul de la especie HIn, predomine en ausencia de un ion metálico. En una valoración el indicador compleja el exceso de ión metálico de modo que la disolución es roja hasta el punto de equivalencia, ante el primer leve exceso de EDTA, la disolución se torna azul como consecuencia del siguiente equilibrio: 10

13 MIn + HY 3 HIn + MY rojo azul 3. CUESTIONARIO PREVIO 3.1 Realizar los cálculos y describir la forma para preparar a) 1000 ml de EDTA disódico 0.01 M, b) 0 ml de ENT al 0.1% en (w/v) en etanol y c) 50 ml de HCl 1:1. 3. Investigar como se prepara una disolución reguladora de NH 4 + /NH 3 (ph=10). 3.3 Investigar los valores de las K f de los complejos de EDTA con Ca + y Mg PARTE EXPERIMENTAL 4.1 Material y reactivos 4. Desarrollo experimental 4..1 Preparación de disoluciones a) Indicador de eriocromo negro T (ENT). Disolver 0. g de ENT en 15 ml de trietanolamina más 5 ml de etanol absoluto. Envasar. Debido a la inestabilidad de la disolución líquida, el indicador se puede preparar en disolución sólida; para ello, pesar 0.5 g de ENT y 100 g de KCl, colocar los reactivos en un mortero y mezclar bien hasta integración completa. Envasar. b) Indicador murexida. Pesar 0 mg de murexida y 5 g de KCl, colocar los reactivos en un mortero y mezclar bien hasta integración completa. Envasar. c) Disolución reguladora de NH 4 + /NH 3 (ph=10). Pesar 17.5 g de NH 4 Cl y disolverlos en 14 ml de NH 3 acuoso al 8% w/w. Transferir la mezcla a un matraz volumétrico de ml y diluir hasta la marca del aforo con agua destilada. d) Disolución de NaOH 6 M. En un vaso de precipitados de 100 ml pesar 4 g de NaOH, disolver con agua destilada. Transferir la mezcla a un matraz volumétrico de 100 ml y diluir hasta la marca con agua destilada. Envasar. e) Disolución de oxalato de amonio al 10% (w/v). En un vaso de precipitados de 100 ml pesar 10 g de la sal, disolver con agua destilada. Transferir la mezcla a un matraz volumétrico de 100 ml y diluir hasta la marca con agua destilada. Envasar. f) Disolución de EDTA disódico 0.01 M. Secar 4 g de Na H Y H O durante una hora a 80 o C y enfriar en un desecador. En un vaso de precipitados de 100 ml pesar 3.75 g de la sal con precisión del 0.1 mg, disolver con agua destilada. Transferir la mezcla a un matraz volumétrico de 1000 ml y diluir hasta la marca con agua destilada. Envasar. g) Disolución acuosa de HCl 1:1. Añadir 10 ml de HCl concentrado a 10 ml de agua destilada, mezclar y envasar en un frasco gotero. 4.. Estandarización de una disolución de EDTA disódico 0.01 M a) Enjuagar con una pequeña porción de EDTA disódico una bureta previamente limpia. Llenar la bureta con la disolución de EDTA disódico y ajustarla a 0.00 ml. b) Secar 500 mg de CaCO 3 durante una hora a 100 o C y enfriar en un desecador. En un matraz erlenmeyer de 15 ml pesar 10-0 mg de CaCO 3 con precisión del 0.1 mg, adicionar 30 ml de agua destilada. Posteriormente agregar una gota de HCl 1:1 y observar el burbujeo originado por la disolución del CaCO 3, adicionar una gota mas de HCl 1:1 y observar. No agregar mas HCl si la disolución ya no burbujea. Nota: no excederse en la adición de HCl. Adicionar 10 ml de disolución reguladora de ph=10. Agregar una pequeña cantidad (0 30 mg) del indicador 11

14 ENT sólido. Titular con la disolución de EDTA disódico hasta el cambio de color de rojo vino a azul turquesa. c) Anotar el volumen gastado de EDTA disódico hasta la centésima de ml. d) Realizar por triplicado el procedimiento anterior. e) Calcular la concentración exacta del EDTA disódico y etiquetar el envase con este dato Determinación de Mg + en agua natural a) Llenar la bureta con la disolución de EDTA disódico y ajustarla a 0.00 ml. b) Medir ml de agua de la llave con una pipeta volumétrica y transferirlos a un vaso de precipitados de 100 ml. Adicionar 10 ml de disolución reguladora de ph=10 y 10 ml de disolución de oxalato de amonio al 10% w/w. c) Dejar reposar la mezcla durante 30 minutos y posteriormente filtrar. Recoger el filtrado en un matraz erlenmeyer de 50 ml. d) Lavar el precipitado con dos o tres porciones de 10 ml de agua destilada. e) A las aguas de filtrado, agregar una pequeña cantidad (0 30 mg) del indicador ENT sólido. Titular con la disolución de EDTA disódico hasta el cambio de color de rojo vino a azul turquesa. f) Anotar el volumen gastado de EDTA disódico hasta la centésima de ml. g) Realizar por triplicado el procedimiento anterior. h) Calcular el contenido de Mg + en la muestra* Determinación de Ca + y Mg + (dureza total) en agua natural a) Llenar la bureta con la disolución de EDTA disódico y ajustarla a 0.00 ml b) Medir con una pipeta volumétrica de ml, agua de la llave y transferirlos a un matraz erlenmeyer de 15 ml. Adicionar 10 ml de disolución reguladora de ph=10. Agregar una pequeña cantidad (0 30 mg) del indicador ENT sólido. Titular con la disolución de EDTA disódico hasta el cambio de color de rojo vino a azul turquesa. c) Anotar el volumen gastado de EDTA disódico hasta la centésima de ml. d) Realizar por triplicado el procedimiento anterior. e) Calcular el contenido total de Ca + y Mg + en la muestra*. f) Calcular por diferencia el contenido de Ca + en la muestra* Determinación de Ca + en presencia de Mg + en agua natural a) Llenar la bureta con la disolución de EDTA disódico y ajustarla a 0.00 ml b) Medir con una pipeta volumétrica de ml, agua de la llave y transferirlos a un matraz erlenmeyer de 15 ml. Adicionar 3 ml de NaOH 6 M, agitar y en caso de ser necesario ajustar el ph de la disolución entre 1 y 13 con la disolución de NaOH 6 M. Agregar 100 mg del indicador murexida sólido. Titular con la disolución de EDTA disódico hasta el cambio de color de rojo a violeta. c) Anotar el volumen gastado de EDTA disódico hasta la centésima de ml. d) Realizar por triplicado el procedimiento anterior. e) Calcular el contenido total de Ca + en la muestra*. f) Comparar el contenido de calcio obtenido en los puntos 4..4 y ANÁLISIS DE RESULTADOS 1

15 5.1 Establecer las reacciones que se llevan a cabo entre el indicador ENT y los iones Ca + y Mg Establecer las reacciones que se llevan a cabo entre el EDTA y los iones Ca + y Mg Establecer las reacciones que se llevan a cabo entre el indicador ENT y el EDTA. 5.4 Llenar la siguiente tabla con los datos experimentales obtenidos en la valoración del EDTA: 1 3 Peso en mg de CaCO 3 Volumen en ml de EDTA gastado N (eq/l) del EDTA 5.5 Llenar la siguiente tabla con los datos experimentales obtenidos en la determinación de Ca + y Mg + en el agua natural: Dureza total (Ca + y Mg + )* Mg + * Ca + * por diferencia Ca + * directo * Reportar los valores en términos de carbonato de calcio (CaCO 3 ) 6. CONCLUSIONES 6.1 Se lograron los objetivos de la práctica? 6. Obtener las conclusiones pertinentes. 7. BIBLIOGRAFÍA 7.1 Harris, D. C. Análisis Químico Cuantitativo. Segunda Edición. Editorial Reverté, S. A. Barcelona, España págs. 7. Skoog, D. A.; West, D. M.; Holler, F. J.; Crouch, S. R. Fundamentos de Química Analítica. Octava Edición. Editorial Thompson. México págs. 13

16 PRÁCTICA No. 3 VALORACIONES POTENCIOMÉTRICAS ÁCIDO-BASE 1. OBJETIVOS 1.1 Obtener la curva de valoración potenciométrica de una disolución problema de Na CO Determinar la concentración de una disolución problema de Na CO 3.. INTRODUCCIÓN Los ácidos y las bases se emplean como reactivos o catalizadores en diversos procesos industriales. Por ejemplo, el nitrato de amonio que se emplea para fabricar fertilizantes y explosivos, se prepara a partir de la neutralización de ácido nítrico y amoniaco; y el ácido fosfórico se usa como catalizador en la producción de alcohol etílico. En muchos procesos biológicos participan también ácidos y bases; por ejemplo, la acumulación de ácido láctico en el tejido muscular durante una sesión de ejercicio pesado produce dolor muscular; este mismo ácido es el responsable del olor y sabor característico de la leche agria. El ácido clorhídrico es un componente de los jugos digestivos estomacales; si se encuentra en cantidad excesiva provoca úlceras y si la cantidad es demasiado pequeña, en ocasiones se produce anemia. Diversos medicamentos como la aspirina y la vitamina C son ácidos. El vinagre es una disolución diluida de ácido acético, la limonada contiene los ácidos cítrico y ascórbico. La leche de magnesia es una base, al igual que el carbonato de sodio. Los blanqueadores, los limpiadores de horno y la mayor parte de los destapacaños son bases. Las reacciones entre los ácidos y las bases constituyen uno de los tipos más importantes de reacciones químicas y es fundamental comprender su funcionamiento en las diversas áreas del conocimiento. Ácidos tales como el H CO 3 y el H 3 PO 4 que contienen más de un hidrógeno intercambiable se llaman polipróticos. El ión hidrógeno que se intercambia más fácilmente da origen a la constante K a de mayor valor, los siguientes valores de K a son progresivamente más pequeños. En la valoración de ácidos polipróticos, si la diferencia entre los valores sucesivos de pk a es por lo menos de cuatro unidades, se observan puntos de equivalencia separados, mostrando cada uno un amplio cambio de ph. La valoración de ácidos polipróticos o bases polipróticas tiene gran importancia y es de gran interés práctico; por ejemplo, si se valora una disolución de Na CO M con HCl 10 1 M, en el transcurso de la valoración se presentan las siguientes reacciones sucesivas: CO 3 + H + HCO 3 HCO 3 + H + H CO 3 El cuadro de variación de concentraciones y las ecuaciones simplificadas que imponen el ph en el transcurso de la valoración se encuentran en la siguiente tabla. 14

17 X=0 i 0<X<1 1 x = 1 APE PE X=1 PE X =0 0<X <1 1 x = X =1 1 i APE PE PE CO 3 + H + HCO 3 Co (1-x)Co εco 0 xco 1 εco 0 1 Co Co εco 0 εco 0 Co HCO 3 + H + H CO 3 Co (1-x)Co εco 0 xco 1 εco 0 1 Co Co εco 0 εco 0 Co Ecuaciones 1 1 ph = 7 + pka + Co CO 3 ph = pka + log HCO ph = ph = ph = pka pka [ ] [ ] 1 x + log x pka + pka 1 pka + pka ph = 1 HCO 3 ph = pka 1 + log H CO 1 3 [ ] [ ] 1 x ph = pka 1 + log x ph = pka ph = 1 pka 1 1 log Co 3 X >1 DPE εco 0 (x -1)Co Co ph=-log[h + ]=-log{(x -1)Co} La curva de valoración se representa en la siguiente figura. ph Curva teórica de valoración de NaCO3 0.1M con HCl 0.1M x (fracción de la especie titulada) 15

18 3. CUESTIONARIO PREVIO 3.1 Busca cuales son las partes de las que esta constituido un electrodo para medir ph. 3. Describe el principio de funcionamiento del electrodo combinado para medir ph. 3.3 Con ayuda de las ecuaciones que imponen el ph en el transcurso de la valoración de Na CO M con HCl 0.1 M. Trazar la curva teórica de valoración (ph=f(x) de esta titulación. 3.4 Describe en que consiste cada uno de los siguientes métodos para la determinación del punto de equivalencia en una valoración potenciométrica. a) Método del paralelogramo b) Método de la primera derivada c) Método de la segunda derivada d) Método de la gráfica de Gran 3.5 Realizar los cálculos para preparar las siguientes disoluciones: a) 100 ml de HCl 0.1 N (Pureza 36%, densidad = 1.1 g/ml). b) 100 ml de Na CO N 4. PARTE EXPERIMENTAL 4.1 Material y reactivos vasos de precipitados de 50 ml 1 pipeta graduada de 10 ml 1 pipeta volumétrica de ml 1 matráz volumétrico de ml 1 bureta de ml 1 soporte universal 1 pinzas para bureta 1 electrodo para medir ph 1 agitador magnético 1 placa de agitación 1 potenciómetro Disolución de HCl 0.1 N. Disolución de Na CO 3 0.1N. 4. Desarrollo experimental 4..1 Preparación de disoluciones a) Disolución de HCl 0.1 N. Medir 0.83 ml de HCl concentrado, llevar al aforo en un matraz volumétrico de 100 ml con agua destilada y guardar en un frasco limpio. Etiquetar el frasco haciendo constar su contenido, la fecha, el nombre del alumno y dejando espacio para reseñar la normalidad después de que se determine con exactitud. b) Disolución de Na CO Calibración del potenciómetro Fisher Scientific a) Manejar en forma cuidadosa el electrodo combinado para medir ph debido a que es muy frágil y puede romperse. b) Conectar el potenciómetro a la corriente eléctrica. Conectar el electrodo combinado a la entrada correspondiente del aparato. c) Siempre colocar el botón de function del potenciómetro en la posición STD BY para sacar, introducir, cambiar o enjuagar el electrodo. El electrodo se debe secar con un papel suave y absorbente para que no se raye. 16

19 d) Introducir el electrodo en la disolución buffer de ph = 7.0. Colocar el botón de function en la posición ph y ajustar el valor a 7.0 usando la perilla marcada como standarize. e) Enjuagar el electrodo con agua destilada, secarlo e introducirlo en la disolución buffer de ph = 4.0. Ajustar el valor de ph en el potenciómetro con la perilla marcada como slope. Enjuagar el electrodo y secarlo. f) Repetir los pasos d) y e) tantas veces como sea necesario, hasta que al introducir el electrodo de ph en las soluciones buffer, el potenciómetro marque el valor de ph de la disolución sin realizar ningún ajuste. Conección para el electrodo standardize function slope temperature Fig. Potenciómetro Fisher Scientific Valoración de Na CO M con HCl 10 1 N 17

20 a) Montar el dispositivo de la figura 1. b) Tomar una alícuota de 10 ml de Na CO 3. Agregar 40 ml de agua destilada e introducir el electrodo lenta y cuidadosamente en la disolución de Na CO 3 cuyo ph se va a determinar. Evitar que la barra magnética al girar, golpee al electrodo. Tomar la lectura de ph al inicio de la valoración (0.00 ml de reactivo titulante agregado). c) Llenar una bureta de 5.00 ml con la disolución estándar de HCl y ajustar la marca a 0.00 ml. d) Valorar la disolución de Na CO 3 con adiciones de alícuota de 0.50 ml. e) Registrar el volumen agregado de titulante y el ph en cada punto. f) Conforme transcurra la valoración graficar el ph en función del volumen agregado de titulante. 5. ANÁLISIS DE RESULTADOS 5.1 Reportar los resultados obtenidos en una tabla que contenga la siguiente información. Valoración potenciométrica de Na CO 3 con HCl. ml de HCl ph ml de HCl ph 18

21 5. Construir la gráfica de ph en función del volumen agregado de titulante. 5.3 Localizar con ayuda del diagrama de ph en función del volumen de HCl el punto de equivalencia de la valoración potenciométrica por los siguientes métodos. a) Método del paralelogramo b) Método de la primera derivada c) Método de la segunda derivada d) Método de la gráfica de Gran 5.4 Con el punto de equivalencia de la valoración calcular la concentración del Na CO 3. 6 CONCLUSIONES 6.1 Se lograron los objetivos de la práctica? 6. Obtener las conclusiones pertinentes. 7 BIBLIOGRAFÍA 7.1 Ayres, G. H. Análisis Químico Cuantitativo Ed. Harper and Row, Madrid (1990). 7. García-Avila J. "Apuntes de Química Analítica". UPIBI. IPN. 7.3 Harris D.C. Análisis Químico Cuantitativo. Editorial Reverté (001). 7.4 Orozco, D. Análisis Químico Cuantitativo, Porrúa, S. A. México (1987). 7.5 Skoog, D. A., West,D.M. Holler, F.J. y Crouch, S.R. "Fundamentos de Química Analítica" 8a. edición Ed. Thompson. (005). 7.6 Skoog, D. A. y Leary J.J.. "Análisis Instrumental".4ta edición. Ed. Mc Graw Hill. (1994). 7.7 Vogel, A. I. Química Analítica Kapeluz 5ª. Edición 19

22 PRÁCTICA No. 4 VALORACIONES POTENCIOMÉTRICAS DE OXIDORREDUCCIÓN 1. OBJETIVOS. 1.1 Determinar con precisión el punto final de la valoración potenciométrica de I con Na S O Trazar experimentalmente la curva de valoración potenciométrica de I con Na S O Determinar la concentración de una disolución de I cuando se valora con Na S O 3 por el método potenciométrico.. INTRODUCCIÓN. En las valoraciones potenciométricas de oxidorreducción habitualmente se usa un electrodo indicador inerte de platino para detectar el punto de equivalencia. En ocasiones se recurre a otros metales, como la plata, el oro y el mercurio. Una de las ecuaciones más usadas en potenciometría es la ecuación de Nernst. donde: 0 E = E + RT nf [ Ox] ln [Re d] E es el potencial del sistema (potencial observado) Eº es el potencial normal del par oxidorreductor dado. R es la constante universal de los gases. T es la temperatura a condiciones normales. F es la constante de Faraday. n es el número de electrones que intervienen en la reacción de oxidorreducción. Sustituyendo los valores numéricos de las constantes y pasando de logaritmos naturales a logaritmos decimales, obtenemos: 0 E = E [ Ox] log n [Re d] Una valoración potenciométrica de oxidorreducción se puede utilizar para calcular la concentración de un oxidante o de un reductor siempre que: a) La mezcla reaccionante alcance el equilibrio casi instantáneamente en todas las etapas de la valoración. b) La constante de equilibrio para la reacción de valoración sea suficientemente grande para que, en el punto de equivalencia el 99.9% (mínimo) de los reactivos se hayan convertido en productos. c) Si se están determinando conjuntamente la concentración de más de una especie, los valores del potencial, Eº, para las reacciones oxidorreductoras individuales deben tener una diferencia entre si de por lo menos 0. V, lo que es necesario para la distinción de los puntos de equivalencia en la curva de valoración. 0

23 d) La celda electroquímica debe estar dispuesta de tal manera que la reacción de oxidorreducción ocurra solamente en la mitad del compartimiento, la otra mitad de la celda debe ser un electrodo de potencial constante. El cuadro de variación de concentraciones y las ecuaciones simplificadas que imponen el potencial, E, en el transcurso de la valoración de yodo con tiosulfato se encuentran en la siguiente tabla. x=0 i I + S O 3 Co I + S 4 O 6 Ecuaciones [ Ox] E = E + log n [Red ] 0.06 Co E = log [ I 1 0<x< APE ( 1 x ) Co 0 xco 1 ] E = log xco [ I ] 1 (1 x) Co E = log ( xco) (0.54) + (0.1) X= PE 0 0 Co Co E = 0.06 [ S4O6 ] x> DPE E = log 0 (x-)co Co Co [ S O3 ] Co E = log [( x ) Co] La curva de valoración se representa en la siguiente figura. E(V) 0,7 0,6 0,5 0,4 0,3 0, 0, x (fracción de la especie titulada) Curva teórica de valoración de I 0.1M con NaSO3 0.1 M 3. CUESTIONARIO PREVIO. 3.1 Realizar los cálculos para preparar las siguientes disoluciones: 1

24 a) 100 ml de una disolución de H SO 4 3 M. b) 100 ml de I 0.05 M. c) 100 ml de Na S O Escribir la reacción que se verifica entre I y Na S O 3. a) I / I. b) S 4 O 6 / S O Investigar el potencial estándar de los siguientes pares oxidorreductores. a) I / I b) S 4 O 6 / S O Investigar las características que debe reunir un electrodo indicador. 3.5 Investigar las características que debe reunir un electrodo de referencia. Da algunos ejemplos de este tipo de electrodos. 3.6 Investigar el principio de funcionamiento de los siguientes electrodos de referencia Ag + /AgCl y E.C.S. 3.7 Con ayuda de las ecuaciones que imponen el potencial en el transcurso de la valoración de I 0.1 M con S O M. Trazar la curva teórica de valoración (E=f(x) de esta titulación. 3.8 Elaborar un diagrama de flujo donde se indique la secuencia experimental. 4. PARTE EXPERIMENTAL. 4.1 Material y reactivos. 1 vaso de precipitados de 50 ml 1 vaso de precipitados de 150 ml 4 vasos de precipitados de 100 ml 1 bureta de 5 ml 1 probeta de 100 ml 1 pipeta volumétrica de 5 ml 1 pipeta graduada de 10 ml 1 pipeta graduada de 1 ml 1 pinza para bureta 1 soporte universal 1 parrilla de calentamiento 1 placa de agitación 1 agitador magnético Disolución de I 0.05 M Disolución de Na S O M Disolución de H SO 4 3 M Disolución de almidón al 0.1% en peso Yoduro de potasio Oxalato de sodio Yodato de potasio 4. Desarrollo experimental Preparación de disoluciones a) Disolución de KI 0.01 M. Pesar la cantidad necesaria para preparar 100 ml de KI 0.01 M y transferirla a un vaso de precipitados de 100 ml. Disolver el KI con 30 ml de agua destilada. Transferir el contenido del vaso a un matraz volumétrico de 100 ml y llevar hasta la marca con agua destilada. Envasar.

25 b) Disolución de I 0.05 M. Pesar la cantidad necesaria para preparar 50 ml de I 0.05 M y transferirla a un vaso de precipitados de 50 ml. Disolver el I con 30 ml de una disolución de KI 0.01 M. Transferir el contenido del vaso a un matraz volumétrico de 50 ml y llevar hasta la marca con la disolución de KI 0.01 M. Envasar en un frasco color ámbar y proteger de la luz. c) Disolución de Na S O M. Pesar la cantidad necesaria para preparar 100 ml de Na S O M y transferirla a un vaso de precipitados de 100 ml.disolver el Na S O 3 con 30 ml de agua destilada previamente hervida y fría.transferir el contenido del vaso a un matraz volumétrico de 100 ml y llevar hasta la marca con agua destilada hervida y fría. Envasar en un frasco ámbar. 4.. Estandarización de una disolución de Na S O 3. a) En un vaso de precipitados de 100 ml pesar con exactitud 30 mg de KIO 3. b) Adicionar 40 ml de agua destilada y 10 ml de H SO 4.5 M. c) Agregar a la solución anterior g de KI sólido y con agitación constante valorarla con Na S O 3 hasta que el color de la solución sea ligeramente amarilla. d) Adicionar 1 ml de almidón y continuar la valoración hasta el vire del color azul al incoloro. e) Realizar por triplicado la estandarización Valoración potenciométrica de I con Na S O 3. a) Montar el esquema de la figura 1. b) Con una pipeta volumétrica, medir ml de la disolución de I y transferirla a un vaso de precipitados de 100 ml. Adicionar con una pipeta graduada 1 ml de H SO 4 3 M. Agregar con una probeta 40 ml de agua destilada. Introducir a la disolución la barra de agitación y los electrodos de referencia e indicador. c) Llenar una bureta de 5.00 ml con la disolución de Na S O 3 estandarizada. d) Valorar la disolución de I con adiciones 0.5 ml de Na S O 3.Registrar el volumen de titulante agregado y el potencial en cada punto. e) Conforme transcurra la valoración graficar el potencial en función del volumen del reactivo titulante agregado. 3

26 Figura 1 5. ANÁLISIS DE RESULTADOS. 5.1 Construir una tabla que contenga la siguiente información: ml de titulante Potencial (mv) ml de titulante Potencial (mv) 5. Graficar el potencial en función del volumen agregado de titulante. 5.3 Localizar con ayuda del diagrama de potencial en función del volumen de titulante (Na S O 3 ) el punto de equivalencia de la valoración potenciométrica por los siguientes métodos. a) Método del paralelogramo b) Método de la primera derivada c) Método de la segunda derivada d) Método de la gráfica de Gran 5.4 Con el punto de equivalencia de la valoración calcular la concentración de la disolución de I. 6. CONCLUSIONES. 6.1 Se lograron los objetivos de la práctica? 6. Obtener las conclusiones pertinentes. 7. BIBLIOGRAFÍA. 7.1 Charlot G., Curso de Química Analítica General, 1ª edición, Tomo I, Editorial Toray Masson, S.A., 1977, Barcelona, España, 8 páginas. 7. Charlot G., Curso de Química Analítica General, 1ª edición, Tomo II, Editorial Toray- Masson, S.A., 1977, Barcelona, España, 00 páginas. 7.3 Meloan C.E y Kiser R.M., Problemas y Experimentos en Análisis Instrumental, 1ª edición, Editorial Reverté Mexicana, 1973, México, D.F., 560 páginas. 7.4 Skoog D.A. y Leary J.J., Análisis Instrumental, 4ª edición, Editorial McGraw Hill/Interamarcana de España, 1994, Madrid España, 935 páginas. 7.5 Vassos B.H., Ewing G. W., Electroquímica Analítica, 1ª edición, Editorial Limusa, S. A. de C.V., 1987, México, D. F., 303 páginas. 7.6 Willard H.H., Merrit L.L., Dean J.A. y Settle F.A., Métodos Instrumentales de Análisis, 1ª edición, Editorial Iberoamérica S.A. de C.V., 1991, México, D.F., 884 páginas. 4

27 PRÁCTICA No. 6 VALORACIONES POTENCIOMÉTRICAS DE COMPUESTOS QUE FORMAN PRECIPITADOS 1. OBJETIVOS. 1.1 Determinar con precisión el punto de equivalencia de la valoración potenciométrica de KCl con AgNO Trazar experimentalmente la curva de valoración potenciométrica de KCl con AgNO Determinar la concentración de una disolución de KCl cuando se valora con AgNO 3 por el método potenciométrico.. INTRODUCCIÓN. La concentración de los iones que forman precipitados puede determinarse por medio de una valoración potenciométrica. Para este tipo de valoraciones, lo que se hace es diseñar una celda electroquímica cuyo voltaje de salida sea proporcional a px= log [X ], donde X es el ión que será determinado o el ión valorante. Las valoraciones de precipitación son prácticas solamente si el producto de la reacción es muy insoluble. Los electrodos indicadores que se requieren para una valoración potenciométrica de precipitación dependen del catión o del anión que ha de seguirse durante la titulación. Resulta útil deducir una curva teórica de valoración para entender lo que ocurre durante la valoración por precipitación. La curva de valoración es una gráfica que muestra como varía la concentración de uno de los reactivos a medida que se agrega un titulante. Para las curvas teóricas de valoración por precipitación se traza la gráfica px en función del volumen agregado de titulante ó la gráfica px=f(x). El cuadro de variación de concentraciones y las ecuaciones simplificadas que imponen el potencial, E, en el transcurso de la valoración de yodo con tiosulfato se encuentran en la siguiente tabla. x=0 i 0<x<1 APE X=1 PE x>1 DPE Cl + Ag + AgCl Ecuaciones Co pcl = log[ Cl ] pcl= logco pcl= log[( 1 x) Co] (1-x)Co pcl = pks 0 (x-1)co 1 pcl= pks+ log[( x 1) Co] La curva de valoración se representa en la siguiente figura. 5

28 pcl x (fracción de la especie titulada) Curva teórica de valoración de KCl 0.1 M con AgNO3 0.1 M 3. CUESTIONARIO PREVIO. 3.1 Realizar los cálculos para preparar las siguientes disoluciones: a) 100 ml de una disolución de KCl 0.1 M b) 100 ml de AgNO M 3. Escribir la reacción que se verifica entre el KCl y el AgNO Buscar el producto de solubilidad del AgCl 3.4 Buscar las características que debe reunir un electrodo indicador metálico de primera especie. 3.5 Buscar las características que debe reunir un electrodo indicador metálico de segunda especie. 3.6 Con ayuda de las ecuaciones que imponen el pcl en el transcurso de la valoración de KCl 0.1 M con AgNO M. Trazar la curva teórica de valoración (pcl=f(x) de esta titulación. 3.7 Elaborar un diagrama de flujo donde se indique la secuencia experimental. 4. PARTE EXPERIMENTAL. 4.1 Material y reactivos. vasos de precipitados de 50 ml 1 bureta de 5.00 ml pipetas volumétrica de 0 ml 1 pinza para bureta 1 soporte universal 1 placa de agitación 1 agitador magnético 1 potenciómetro 1 electrodo indicador de Ag 1 electrodo de referencia de Ag/AgCl Disolución de KCl 0.1 M Disolución de AgNO M 4. Desarrollo experimental. 6

29 4..1 Preparación de disoluciones a) Disolución de KI 0.01 M. Pesar la cantidad necesaria para preparar 100 ml de KI 0.01 M y transferirla a un vaso de precipitados de 100 ml. Disolver el KI con 30 ml de agua destilada. Transferir el contenido del vaso a un matraz volumétrico de 100 ml y llevar hasta la marca con agua destilada. Envasar. b) Disolución de I 0.05 M. Pesar la cantidad necesaria para preparar 50 ml de I 0.05 M y transferirla a un vaso de precipitados de 50 ml. Disolver el I con 30 ml de una disolución de KI 0.01 M. Transferir el contenido del vaso a un matraz volumétrico de 50 ml y llevar hasta la marca con la disolución de KI 0.01 M. Envasar en un frasco color ámbar y proteger de la luz. c) Disolución de Na S O M. Pesar la cantidad necesaria para preparar 100 ml de Na S O M y transferirla a un vaso de precipitados de 100 ml.disolver el Na S O 3 con 30 ml de agua destilada previamente hervida y fría.transferir el contenido del vaso a un matraz volumétrico de 100 ml y llevar hasta la marca con agua destilada hervida y fría. Envasar en un frasco ámbar. 4.. Estandarización de una disolución de Na S O 3. a) En un vaso de precipitados de 100 ml pesar con exactitud 30 mg de KIO 3. b) Adicionar 40 ml de agua destilada y 10 ml de H SO 4.5 M. c) Agregar a la solución anterior g de KI sólido y con agitación constante valorarla con Na S O 3 hasta que el color de la solución sea ligeramente amarilla. d) Adicionar 1 ml de almidón y continuar la valoración hasta el vire del color azul al incoloro. e) Realizar por triplicado la estandarización Valoración potenciométrica de I con Na S O 3. a) Montar el esquema de la figura 1. b) Con una pipeta volumétrica, medir ml de la disolución de I y transferirla a un vaso de precipitados de 100 ml. Adicionar con una pipeta graduada 1 ml de H SO 4 3 M. Agregar con una probeta 40 ml de agua destilada. Introducir a la disolución la barra de agitación y los electrodos de referencia e indicador. c) Llenar una bureta de 5.00 ml con la disolución de Na S O 3 estandarizada. d) Valorar la disolución de I con adiciones 0.5 ml de Na S O 3.Registrar el volumen de titulante agregado y el potencial en cada punto. e) Conforme transcurra la valoración graficar el potencial en función del volumen del reactivo titulante agregado. 7