UNIVERSIDAD DE CARTAGENA

FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS Y FARMACÉUTICAS

QUÍMICA ANALÍTICA

MANUAL DE LABORATORIOLic. ROBERTO FERNÁNDEZ MAESTRE

Magister en Química Analítica de la Universidad del Valle

Doctor en Química Analítica de Washington State University

CARTAGENA DE INDIAS D.T. y C

2010

ContenidoSEGURIDAD Y OTRAS NORMAS GENERALES EN EL LABORATORIO....................................................................................3

Práctica 1. CALIBRADO DE MATERIAL VOLUMÉTRICO..............................................................................................................5

Práctica 2. CONSTANTE DEL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD DEL HIDRÓXIDO DE CALCIO................................................7

Prácticas 3 y 4. PREPARACIÓN Y ESTANDARIZACIÓN DE SOLUCIONES...............................................................................8

Práctica 5. ANÁLISIS GRAVIMÉTRICO DE ALUMBRE Y COMPUESTOS DE MAGNESIO.......................................................12

Práctica 6. CONSTANTE DEL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD DEL HIDRÓXIDO DE CALCIO..............................................14

Práctica 7. DETERMINACIÓN DE UNA MEZCLA DE CARBONATOS E HIDRÓXIDO DE SODIO MEDIANTE UNA

TITULACIÓN DE NEUTRALIZACIÓN...........................................................................................................................................15

Práctica 8. COMPARACIÓN DE DOS MÉTODOS PARA LA DETERMINACIÓN DE LA ACIDEZ DEL VINAGRE: Introducción a

las técnicas potenciométricas........................................................................................................................................................17

Práctica 9. DETERMINACIÓN DE PERÓXIDO DE HIDRÓGENO EN UN ANTISÉPTICO POR TITULACIÓN CON

PERMANGANATO DE POTASIO..................................................................................................................................................19

Práctica 10. DETERMINACIÓN DE CALCIO EN UNA CALIZA POR VALORACIÓN CON PERMANGANATO DE POTASIO. 22

Práctica 11. DETERMINACIÓN DE UNA MEZCLA ACUOSA DE YODO Y YODURO POR OXIDO-REDUCCIÓN..................25

Prácticas 12 y 13. VALORACIONES DE FORMACIÓN DE COMPLEJOS..................................................................................28

BIBLIOGRAFIA...............................................................................................................................................................................31

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SEGURIDAD Y OTRAS NORMAS GENERALES EN EL LABORATORIO

En un laboratorio de química los estudiantes deben tener en cuenta unas mínimas normas de seguridad para evitar accidentes y daños en los materiales, reactivos e infraestructura. Algunas de éstas son:

Un comportamiento disciplinado en el laboratorio es necesario para evitar accidentes. Siga estrictamente las instrucciones del profesor. No intente procedimientos nuevos ni juegue con los equipos o reactivos.

Es indispensable el uso de una bata de un material resistente y que llegue a la altura de las rodillas. La bata debe usarse abotonada todo el tiempo.

No use bermudas, minifaldas ni otro tipo de prenda corta que exponga sus piernas a posibles accidentes. Lleve pantalones largos.

No use sandalias u otro tipo de zapatos abiertos que exponga sus pies a accidentes. Use zapatos cerrados y con medias.

Use gafas durante el calentamiento de líquidos y guantes para manipular objetos calientes y otros procedimientos que requieran estas prendas.

Use máscara cuando trabaje con sustancias volátiles tóxicas o corrosivas. No se siente sobre la mesa de trabajo. No pruebe las sustancias químicas desconocidas, ni las huela directamente. Para

olerlas, abanique algo de los vapores que salen del recipiente que las contiene. No arroje sólidos por las cañerías. Consulte a su instructor sobre la disposición de

sustancias contaminantes. Al arrojar sustancias al vertedero hágalo dejando correr abundante agua.

Use la campana de extracción y los extractores para manipular ácidos y otras sustancias volátiles.

No pipetee líquidos con la boca: es peligroso y antihigiénico. Utilice las peras. Al calentar sustancias, la abertura del recipiente en que lo hace debe estar apuntando

hacia un sitio donde no haya personas.

No coloque objetos calientes de vidrio sobre las mesas de piedra. Hágalo en las de madera.

Limpie bien las espátulas antes de introducirlas en los recipientes de los reactivos. La misma indicación es válida para la introducción de pipetas en los líquidos.

En las sustancias líquidas patrones (estandarizadas o normalizadas) no deben introducirse pipetas a menos que hayan sido lavadas y secadas en estufas ya que diluyen los reactivos y cambian su concentración. Para diluir ácidos concentrados, agregue lentamente el ácido al agua.

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NOTAS SOBRE EL TRABAJO DE LABORATORIO Y LA EVALUACION

1. Nunca introduzca pipetas u otro material dentro de los frascos de reactivos líquido. Saque la cantidad necesaria a un recipiente y mida desde aquí el volumen requerido. Descarte el exceso de reactivo; nunca lo devuelva al frasco original para evitar contaminación.

2. Utilice espátulas bien limpias para sacar sólidos de los frascos de reactivos.

3. Exprese las medidas y cálculos con el número correcto de cifras significativas: los volúmenes de las pipetas se expresan como 1.00,10.00, y 50.00 ml; los volúmenes de los matraces aforados como 25.00, 50.00, y 100.0 ml. En caso de duda busque la precisión del material volumétrico impreso en el instrumento.

4. Solo utilice pipetas aforadas para medir volúmenes de muestras y estándares.

5. La evaluación del laboratorio se divide en un 30% correspondiente a la asistencia al mismo, 30% preinformes y 40% informes. No hay exámenes.

6. Verifique que materiales deben secarse desde el día anterior y los materiales que se solicita se traigan.

7. Procure asistir al laboratorio a tiempo y no ausentarse del mismo para asegurar la nota de la asistencia. En esta nota se incluye el uso de buenas prácticas de laboratorio y el cumplimiento del ítem 6. Lea y practique las recomendaciones de la sección anterior y las del comienzo de esta sección.

8. Los preinformes deben ser entregados antes de empezar la experiencia y no se recibirán una vez esta comience.

9. Los informes deben ser entregados una semana después de finalizada la experiencia. La extemporaneidad se penalizará con disminución de la nota.

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Práctica 1. CALIBRADO DE MATERIAL VOLUMÉTRICO

INTRODUCCIÓNEl calibrado de material volumétrico se realiza determinando la masa de un líquido de densidad conocida que está contenido en un material volumétrico (o vertido por él). Sedebe controlar la temperatura, que influye en el calibrado de dos formas. En primer lugar, porque el volumen ocupado por la masa de un líquido varía con ésta y en un segundo lugar, porque el volumen del material volumétrico es variable, debido a la tendencia del vidrio a dilatarse o a contraerse en función de la temperatura.

REACTIVOS Y EQUIPOS Agua destilada Balanza analítica Termómetro Pipetas de 10.00 ml Balones aforados Bureta

CALIBRADO DE UNA PIPETA DE 20 ml1. Coloque un beacker de 50 ml en el platillo de una balanza analítica y tare.2. Mida la temperatura del agua destilada que se va a utilizar en el calibrado.3. Llene la pipeta con dicha agua y viértala en el recipiente, previamente

tarado.4. Pese con precisión usando 4 cifras decimales. La diferencia entre este peso

y el inicial nos proporciona la masa del agua vertida.5. Determine el volumen vertido usando la expresión: V = m x f, donde m =

masa del agua vertida, f = factor de conversión de masa a volumen a 20ºC (ver Tabla).

6. Repita el calibrado dos veces más.

CALIBRADO DE UNA BURETA DE 50 ml7. Repita los pasos 1 y 28. Llene la bureta con agua destilada y asegúrese de que no existan burbujas

en la punta.9. Haga bajar el nivel del líquido hasta que la parte inferior del menisco se

sitúe en la marca de 0.00 ml. Toque con la punta de la bureta la pared de un vaso para eliminar el posible líquido adherido.

10. Espere un minuto y vuelva a comprobar el volumen, si la llave cierra bien no se notará variación alguna.

11. Vierta lentamente 10.0 ml de agua en el recipiente previamente tarado.12. Repita los pasos 4 y 5. 13. Vuelva a llenar la bureta y repita la calibración para 10 ml dos veces más.14. Repita la calibración para 25.0 y 50.0 ml

CALIBRADO DE UN BALON AFORADO (o una probeta de 50 ml)15. Repita los pasos 1 y 2

5

16. Pese un balón aforado limpio y seco.17. Llene el balón con agua destilada hasta el aforo.18. Vierta el agua en el recipiente previamente tarado.19. Repita los pasos 4 a 6.20. Para una probeta, calibre a 10, 20. 30.40 y 50 ml

CALCULOS Y PREGUNTAS- Calcule el volumen promedio vertido o contenido, y su desviación estándar.- Para la bureta y la probeta, calcule el volumen promedio de cada ml.

REFERENCIA. http://personal.us.es/jmorillo/exquimica2/calibrado.pdf

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Práctica 2. CONSTANTE DEL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD DEL HIDRÓXIDO DE CALCIO

INTRODUCCIÓNEn este experimento, se neutralizará una solución saturada de Hidróxido de Calcio con una solución de concentración conocida de ácido clorhídrico. El cambio de color del indicador indicará el punto final de la neutralización. El Kps se calculará a partir del volumen de ácido usado y de su concentración, y del volumen de la solución de Hidróxido de Calcio.

MATERIALES Bureta de 25.00 ml Pipeta de 50.00 ml Vaso de precipitados de 150 ml Solución saturada de Hidróxido de Calcio Fenolftaleína HCl 0.1 M, 50 ml por grupo.

PROCEDIMIENTO 1. Solución saturada de Hidróxido de Calcio (5 g Ca(OH)2 in 100 ml de

agua destilada; cierre herméticamente y agite dos veces cada día por una semana; filtre y almacene el filtrado en una botella hermética). Se requieren 150 ml por grupo. Use agua desionizada del Instituto de Inmunología, no agua destilada del laboratorio que tiene una acidez muy alta.

2. Mida la temperatura de la solución saturada de Hidróxido de Calcio. 3. Llene la bureta con HCl 0.1M y titule muestras de 50 ml de Hidróxido

de Calcio con fenolftaleína como indicador.4. Titule un blanco (solo el indicador y 50 ml del agua desionizada). El

volumen gastado debe ser restado del obtenido en 2.

CÁLCULOS Y RESULTADOS Calcule la molaridad del ion OH- usando la formula: Molaridad del

ácido x Volumen del ácido = Molaridad de la base x Volumen de la base

Calcule el Kps del Hidróxido de Calcio. Use Kps = [Ca2+] [OH-]2

Calcule la solubilidad del Hidróxido de Calcio y la diferencia porcentual con los datos reportados por la literatura, 1.85 g/L a 0 °C; 0.77 g/L a 100 °C).

http://dwb4.unl.edu/Chemistry/microscale/MScale00.html

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Prácticas 3 y 4. PREPARACIÓN Y ESTANDARIZACIÓN DE SOLUCIONES

FUNDAMENTOS

La teoría sobre la terminología usada en los métodos volumétricos, como patrones primarios y secundarios, soluciones patrón, punto de equivalencia, punto final y métodos de determinación del punto final se encuentran en las referencias.

MATERIALES

2 matraces de 250 ml Bureta de 50 ml Probeta de 20 ml y pipetas graduadas de 1 y 5 ml 5 erlenmeyers de 125 ml 3 pesa sustancias 3 vidrios de reloj Probeta graduada de 250 ml y pinzas para bureta vasos de precipitados de 100, 250 y 500 ml 5 espátulas Varilla de vidrio y frasco lavador Frasco de polietileno con tapa hermética de 1 litro (traer los estudiantes) Soporte universal Balanzas analíticas y granatarias Horno, desecador y estufa Naranja de metilo y rojo de metilo (sólidos o en solución) Fenolftaleína, (sólida o en solución) Timolftaleína,(sólida o en solución) Sulfanoftaleínas, (sólida o en solución) Hidróxido de sodio, NaOH Ftalato ácido de potasio, KHC8H4O4 (204.2 g/mol) Etanol, CH3CH2OH Carbonato de sodio, Na2CO3

Acido clorhídrico, HCl 0.1 N

I parte. PREPARACIÓN DE INDICADORES PARA VALORACIONES DE NEUTRALIZACIÓN

La teoría sobre el comportamiento de un indicador ácido-base, se trata en las referencias. Virtualmente existe un indicador para cualquier intervalo de pH entre 1 y 13. A continuación se dan las instrucciones para preparar soluciones de indicadores.

PROCEDIMIENTO

Las soluciones madre contienen, normalmente 0,5 a 1,0 g de indicador por litro.

1. Naranja de metilo y rojo de metilo. Disuelva la cantidad necesaria de la sal de sodio directamente en agua destilada (10 ml).

2. Fenolftaleína, timolftaleína. Disuelva la cantidad necesaria del indicador sólido en una solución que contenga 8 ml de etanol y 2 ml de agua.

3. Sulfonftaleína. Disuelva la cantidad necesaria de las sales de sodio directamente en 10 ml de agua.

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II parte. PREPARACIÓN DE HIDRÓXIDO DE SODIO PATRÓN

PROCEDIMIENTO

4. Prepare previamente una solución acuosa (10 ml) de NaOH al 50% (p/p) y deje un tiempo en reposo para que sedimente (puede prepararse una sola solución que alcance para todos los grupos). El carbonato de sodio es insoluble en esta solución, y precipita. Conserve la solución en un frasco de polietileno herméticamente cerrado, y manipúlela con precaución para evitar que el precipitado asentado vuelva a suspenderse cuando se toma una parte del sobrenadante. La densidad de la solución es cercana a 1.50 g por mililitro.

5. Seque ftalato ácido de potasio (204.2 g/mol) de calidad patrón primario durante 1 hora a 1100C y consérvelo en un desecador (dentro de un vaso de precipitado cubierto con un vidrio de reloj).

6. Hierva 500 ml de agua durante 5 minutos para eliminar el CO2. Transfiera el agua a un frasco de polietileno, que debe permanecer herméticamente cerrado siempre que sea posible.

7. Calcule el volumen de NaOH al 50% que se requiere para obtener 500 ml de NaOH 0.1 M. Utilice una pipeta graduada para transvasar esta cantidad de NaOH al frasco que contiene el agua. Homogeneice por agitación y deje enfriar hasta la temperatura ambiente (de preferencia durante una noche).

8. Pese cuatro muestras de ftalato de ácido de potasio y disuelva cada una de ellas con 25 ml de agua destilada en un matraz erlenmeyer de 125 ml. El tamaño de cada muestra debe ser tal que éstas reaccionen con 10, 15, 20 y 25 ml de NaOH 0.1 M. A cada una agregue tres gotas de fenolftaleína como indicador y titule una de ellas con rapidez para localizar aproximadamente el punto final. La bureta debe tener una tapa no hermética que minimice la entrada de CO2.

9. Calcule el volumen de NaOH necesario para titular cuidadosamente cada una de las otras tres muestras. Durante cada titulación, es preciso agitar y hacer girar el matraz periódicamente con el fin de mezclar con el resto de la solución el líquido adherido a la pared del recipiente.

10.Cuando se está muy cerca del punto final, cada adición debe aportar una fracción de gota. Para lograrlo, deje que una gota se forme parcialmente en la punta de la bureta y póngala en contacto con la pared interior del matraz, inclínelo y hágalo girar para que aquélla se mezcle con el resto de la solución. El punto final se alcanza con la aparición de un color rosa pálido que persiste por lo menos durante 15 segundos (El color desaparece lentamente a medida que en la solución se disuelve CO2 del aire).

11.Titule tres blancos, usando tres gotas del indicador en 50 ml de NaCl 0.05 M o agua destilada. El volumen en la titulación del blanco se resta al gastado en la titulación de la base.

12.Almacene la base normalizada en frascos y rotúlelos con fecha, sustancia, concentración promedio y grupo. La base debe quedar herméticamente cerrada para evitar la absorción de CO2.

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III parte. PREPARACIÓN DE ÁCIDO CLORHÍDRICO PATRÓN

PROCEDIMIENTO

13.Calcule el volumen de HCl concentrado (±37.2% p/p, densidad 1.18 g/ml) que debe añadirse a agua destilada a fin de obtener 500 ml de solución de HCl 0.1 M; Prepare esta solución. Para la preparación de soluciones muy diluidas (< 0,05 N) de HCl conviene eliminar el CO2 del agua con una ebullición previa. ¿Porqué?

14.Seque durante 1 hora a 1100C carbonato de sodio de calidad patrón primario, y deje enfriar en un desecador.

15.Pese una muestra de carbonato de sodio, Na2CO3 de tamaño suficiente para reaccionar con ±20 ml de HCl 0.1 M, y dos más de tamaño ±20% superior una y ±20% inferior la otra. Coloque cada una de ellas en matraces de 125 ml. En cuanto esté todo listo para empezar la titulación, disuélvalas en 25 ml de agua destilada, una por una inmediatamente antes de titular (¿por qué?).

2HCl + Na2CO3 CO2 + 2NaCl + H2O

16.Añada a cada uno tres gotas de verde de bromocresol como indicador y titule una de ellas con rapidez (hasta el color amarillo)1 para localizar aproximadamente el punto final.

17.Titule cada muestra cuidadosamente hasta que vire de azul a amarillo (pasando por verde). Hierva entonces cada solución para eliminar el CO2 (nota 2). La solución debe volverse azul de nuevo. Sin dejar enfriar, añada cuidadosamente HCl con la bureta hasta que la solución se vuelva de nuevo amarilla (nota 3).

18.Titule tres blancos, usando tres gotas del indicador en 50 ml de NaCl 0.05 M o agua destilada. El volumen de HCl requerido en la titulación del blanco se resta al de la titulación de Na2CO3. Repita para NaOH y su indicador

19.Almacene el ácido y la base normalizados en sendos frascos y rotúlelos con fecha, sustancia, normalidad promedio y grupo. La base debe quedar herméticamente cerrada para evitar la absorción de CO2.

NOTAS

1. El indicador debe virar de amarillo a azul a medida que se elimina el CO2 durante el calentamiento. Si no hay cambio de color, es porque se había añadido un exceso de ácido. Este exceso se puede valorar por retroceso con la base, siempre que la relación de combinación con el ácido se conozca; si no, hay que descartar la muestra.

2. Se puede valorar por retroceso con una base patrón para establecer el punto final con mayor exactitud.

CÁLCULOS Y RESULTADOS

1. Calcule la molaridad media del HCl, y exprésela como promedio ± desviación estándar y calcule el coeficiente de variación del resultado y los límites de confianza al 95%..

2. Calcule la molaridad promedio de la solución de NaOH, la desviación estándar y el coeficiente de variación del resultado, (de haber trabajado cuidadosamente, será menor

1 Puede tornarse verde y luego amarillo al agregar más HCl. Luego de hervir se torna azul y luego amarillo después de la adición de HCl (sin pasar por verde). Si

se usa rojo de metilo el cambio será de amarillo a naranja-fucsia. No se ha llegado al punto final, si al dejar caer una gota del titulante sin agitar se forma una

mancha fucsia.

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de 0,2%).3. ¿Porqué debe ser hermético el frasco con NaOH al 50%?4. ¿Porqué no se hierve el agua para preparar el HCl?5. ¿Porqué no se usa naranja de metilo para titular NaOH? (compare el rango de pH donde

cambia este indicador con la forma de una curva de valoración de una base fuerte 0.1 M con un ácido 0.1 M.

6. Conteste las preguntas que se formulan en el procedimiento.7. ¿Porqué se hierve el agua para preparar soluciones muy diluidas de ácido?8. Escriba las reacciones9. Porque no se estandariza el HCl con el NaOH estandarizado previamente?NOTA. Aplique rechazo de datos y cifras significativas. Redondee solo al final.

PREINFORME (Prepárese para un examen corto)

I. Calcule:1. La masa de los indicadores adecuada para disolver en el volumen indicado de

disolvente (I parte).2. El volumen de NaOH al 50% que se requiere para obtener 100 ml de NaOH 0.1

M.3. La masa de ftalato de ácido de potasio que reaccione con 25 ml de NaOH 0.1

M. 4. El volumen de HCl concentrado (±37.2% p/p, densidad 1.18 g/ml) que debe

añadirse a agua destilada a fin de obtener 250 ml de solución de HCl 0.1 M.5. La masa de carbonato de sodio, Na2CO3 de tamaño suficiente para reaccionar con

±25 ml de HCl 0.1 M.

TABLA DE DATOS (10% del valor del informe, debe entregarla al finalizar la experiencia).

Muestra Masa de ftalato Volumen de NaOH Masa de Carbonato Volumen de HCl

1

2

3

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Práctica 5. ANÁLISIS GRAVIMÉTRICO DE ALUMBRE Y COMPUESTOS DE MAGNESIO

FUNDAMENTOS

El alumbre se utiliza durante el tratamiento de aguas potables, para el aclaramiento de éstas a través de la precipitación de sólidos suspendidos. De este producto se consumen cantidades industriales en los acueductos. Por su parte el magnesio se utiliza, entre otras aplicaciones, para preparar antiácidos. En esta práctica se precipita el aluminio del alumbre como hidróxido y luego se calcina hasta obtener óxido de aluminio. La sal de magnesio se precipita como fosfato y se calcina hasta pirofosfato de magnesio.

MATERIALES

2 vidrios de reloj y 4 pesasustancias

2 vasos de 500, 2 de 250, 2 de 150 2 de 100 ml

2 pipetas graduadas de 10 ml Espátula y agitador de vidrio Embudo de vidrio y aro

metálico Probeta de 100 ml 2 papeles de filtro sin ceniza

2 buretas de 50,00 ml y pinzas para bureta

Desecador, mufla, balanza analítica y balanza de brazo

Acido nítrico grado reactivo, HCl

Alumbre y sales de magnesio comerciales (traído por los estudiantes)

amoniaco, NH3

Cloruro y fosfato de amonio

PROCEDIMIENTO

Debe empezar los dos procedimientos al tiempo para poder terminar el mismo día.

ANÁLISIS DE SULFATO DE MAGNESIO1. Pese 0.25 g ± 1 mg de la sal de magnesio y disuelva en 100 ml de agua.

Agregue 1 ml de HCl al 25% si es necesario.2. Agregue 1.5 g de fosfato de amonio, agite y agregue amoniaco (1 gota

cada 3 s) hasta pH básico. 3. Deje en reposo 4 horas o más, filtre en papel sin cenizas y lave con 10

porciones de amoniaco al 25% v/v. Calcine hasta peso constante.

ANÁLISIS DE ALUMBRE4. Lleve 2 crisoles hasta peso constante a 1000 °C.5. Disuelva 1 gramo ± 1 mg de alumbre y disuelva en 250 ml de agua

destilada. 6. Agregue 1 gramo de cloruro de amonio y caliente hasta ebullición.

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7. Adicione amoniaco diluido (1 gota cada 3 s con una bureta) hasta un exceso del 20% con respecto a la cantidad de aluminio en la muestra (calculado como si esta fuera pura). Adicione mientras sigue calentando y agitando la solución.

8. Filtre en un papel sin cenizas y lave con 5 porciones de agua caliente.9. Calcine hasta peso constante. CÁLCULOS Y RESULTADOS 1. Calcule las purezas del alumbre y del sulfato de magnesio.2. Calcule la precisión de los resultados (use los datos de sus compañeros.3. Aplique un parámetro estadístico (p.e. Q) si debe rechazar datos.

PREINFORME (Estudie y prepare para antes de la experiencia)

1. Calcule el exceso del 20% de hidróxido de amonio necesario para precipitar el aluminio y el pirofosfato (como si las muestras fueran puras).

2. Calcule la cantidad necesaria de amoniaco para llevar a pH básico teniendo en cuenta los reactivos usados en la parte 2 del procedimiento.

3. Haga un resumen gráfico de la experiencia.4. Consulte sobre métodos gravimétricos.

DATOS (10% del valor del informe, debe entregarla al finalizar la experiencia)

Al finalizar la experiencia entregue al profesor los siguientes datos:Peso de la muestra de alumbre inicial=Peso del fosfato de magnesio =Peso del precipitado de alumbre=Peso del precipitado de magnesio=NOTA. Prepare la solución requerida para la próxima práctica.

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Práctica 6. CONSTANTE DEL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD DEL HIDRÓXIDO DE CALCIO

INTRODUCCIÓNEn este experimento, se neutralizará una solución saturada de Hidróxido de Calcio con una solución de concentración conocida de ácido clorhídrico. El cambio de color del indicador indicará el punto final de la neutralización. El Kps se calculará a partir del volumen de ácido usado y de su concentración, y del volumen de la solución de Hidróxido de Calcio.

MATERIALES Bureta de 25.00 ml Pipeta de 50.00 ml Vaso de precipitados de 150 ml Solución saturada de Hidróxido de Calcio (5 g Ca(OH)2 in 100 ml de

agua destilada; cierre herméticamente y agite dos veces cada día por una semana; filtre y almacene el filtrado en una botella hermética). Se requieren 150 ml por grupo. Use agua desionizada del Instituto de Inmunología, no agua destilada del laboratorio que tiene una acidez muy alta.

Fenolftaleína HCl 0.1 M, 50 ml por grupo.

PROCEDIMIENTO 5. Mida la temperatura de la solución saturada de Hidróxido de Calcio. 6. Llene la bureta con HCl 0.1M y titule muestras de 50 ml de Hidróxido

de Calcio con fenolftaleína como indicador.7. Titule un blanco (solo el indicador y 50 ml del agua desionizada). El

volumen gastado debe ser restado del obtenido en 2.

CÁLCULOS Y RESULTADOS Calcule la molaridad del ion OH- usando la formula: Molaridad del

ácido x Volumen del ácido = Molaridad de la base x Volumen de la base

Calcule el Kps del Hidróxido de Calcio. Use Kps = [Ca2+] [OH-]2

Calcule la solubilidad del Hidróxido de Calcio y la diferencia porcentual con los datos reportados por la literatura, 1.85 g/L a 0 °C; 0.77 g/L a 100 °C).

http://dwb4.unl.edu/Chemistry/microscale/MScale00.html

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Práctica 7. DETERMINACIÓN DE UNA MEZCLA DE CARBONATOS E HIDRÓXIDO DE SODIO

MEDIANTE UNA TITULACIÓN DE NEUTRALIZACIÓN

FUNDAMENTOS

Esta determinación consta de dos partes: en la primera se determina la alcalinidad total, HCO3

- más CO3=, titulando con ácido clorhídrico, HCl, y verde de bromocresol como

indicador. Otra muestra se alcaliniza con un exceso de NaOH patrón con lo cual sólo el carbonato ácido se convierte a carbonato, se precipita todo el carbonato con BaCl2 y se titula el exceso de base fuerte con HCl patrón; la cantidad de base gastada corresponderá a la concentración de carbonato ácido presente.

La ventaja de este método es que permite determinar estas especies como si fuera la titulación de una base fuerte con un ácido fuerte con sus consabidas ventajas. En comparación, la titulación de carbonato con indicadores arroja errores por su pequeño cambio de pH en el punto final.

MATERIALES

4 vidrios de reloj y un pesasustancias 1 matraz de 250 y 1 de 500 ml Vaso de 500 ml Embudo Pipetas volumétricas de 1, 2, 5, 10, 25 y 50, y graduada de 5 ml 2 buretas y llave para bureta 3 Erlenmeyer de 250 ml Espátula y agitador de vidrio Probeta de 20 ml Desecador, mufla y balanza analítica Estufa Verde de bromocresol Fenolftaleína Acido clorhídrico, HCl Hidróxido de sodio, NaOH Ftalato ácido de potasio, KHC8H4O4 Carbonato de sodio, Na2CO3 (106.00 g/mol) Cloruro de bario, BaCL2

PROCEDIMIENTO

Las muestras, si son sólidas, no pueden secarse con calor pues el bicarbonato se descompone a carbonato, por lo tanto se guardan en el desecador mientras dura la práctica.1. Use el procedimiento de la práctica “Preparación de soluciones” para la preparación y

estandarización de soluciones de HCl (500.00 ml) y NaOH (250.00 ml) 0.1 M, pero valore sólo dos muestras de cada solución.

2. Pese alrededor de un gramo de muestra y prepare 250.00 ml de solución en un matraz aforado (use agua recién hervida fría), usando el embudo para transvasar el sólido. Si la muestra es líquida tome 3 alícuotas de 25.00 ml y siga en 3.

DETERMINACIÓN DE LA ALCALINIDAD TOTAL3. Tome 3 muestras de 25 ml de esta solución (o de la solución problema si ésta es

líquida) con pipeta volumétrica y titule cada una con HCl 0.1 M patrón y verde de

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bromocresol hasta que el color cambie de azul a amarillo pardo (prepare blancos de cada color como guía).

DETERMINACIÓN DE BICARBONATO DE SODIO4. Tome 3 muestras más del mismo volumen, agrégueles 50.00 ml de NaOH patrón y

agite. Agregue 10 ml de BaCl2 al 10% para precipitar el carbonato, 3 gotas de fenolftaleína y titule el exceso de NaOH con HCl patrón.

CÁLCULOS Y RESULTADOS

1. Si la muestra es sólida calcule el porcentaje de bicarbonato y carbonato y, si la muestra problema es líquida, calcule la molaridad de estas sustancias y la alcalinidad total. Exprese estas cantidades como promedio ± desviación estándar usando los resultados de sus compañeros.

2. Exprese la precisión, como coeficiente de variación, de las concentraciones de: a) la muestra, b) el ácido y c) la base patrón.

3. Calcule la exactitud de sus resultados, basándose en la composición porcentual o la concentración de la muestra entregada por el profesor. ¿Porqué no puede emplearse para éste cálculo la composición en gramos de la muestra?

4. ¿Porqué no es significativa la reacción entre el carbonato procedente de la disociación de BaCO3 con el HCl agregado en la parte 4? Diga dos razones.

PREINFORME

1. Calcule el volumen de ácido concentrado necesario para preparar 500 ml de HCl 0.1 M.

2. Calcule la masa de Na2CO3 necesaria para reaccionar con ±20 ml de HCl 0.1 M.3. Calcule el volumen de NaOH al 50% necesario para preparar 250.00 ml de solución

0.1 M.4. Calcule la masa de ftalato ácido de potasio necesaria para reaccionar con ±20 ml de

NaOH 0.1 M.5. Diga la composición de la solución si en esta experiencia se gastaran 10 ml de HCl 0.1

M en la parte 3 y 10 ml de NaOH 0.1 M en la parte 4.6. Prepare un resumen gráfico de la experiencia.

TABLA DE DATOS (10% del valor del informe, debe entregarla al finalizar la experiencia)

Peso de la muestra (si es sólida) . No de muestra Volumen gastado en la titulación

Parte 3 Parte 41 _______ _______2 _______ _______3 _______ _______

Volumen gastado en la normalización . Peso de Volumen Peso Volumen ftalato de NaOH de carbonato de HCl_______ _______ ____________ _______________ _______ ____________ _______________ _______ ____________ ________Si la muestra se diluyó, explique cómo lo hizo.

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Práctica 8. COMPARACIÓN DE DOS MÉTODOS PARA LA DETERMINACIÓN DE LA ACIDEZ

DEL VINAGRE: Introducción a las técnicas potenciométricas

FUNDAMENTOS

El contenido total de ácido acético en vinagre se determina por valoración con una base patrón. A pesar de que el vinagre contiene otros ácidos, los resultados del análisis suelen darse en ácido acético, que es su principal constituyente ácido. Los vinagres contienen alrededor de 5% p/p de ácido expresado en ácido acético. Esta determinación puede realizarse mediante una valoración potenciométrica con un electrodo de vidrio. El punto final se halla aplicando la primera derivada a los datos obtenidos.

MATERIALES Pipetas volumétricas de 5, 10,

25 y 50 ml 3 matraces de 100.00 y uno de

500 ml Un vaso de 1000 ml Probeta de 10 ml 3 matraces erlenmeyer de 250

ml Bureta y pinza para bureta 3 pesasustancias Gotero Espátula

Estufa y malla Fenolftaleína Ftalato ácido de potasio,

KHC8H4O4 (204.2 g/mol) Hidróxido de sodio, NaOH 25 ml de vinagre comercial

(deben traerlo los estudiantes) Potenciómetro Electrodo de vidrio-Ag/AgCl

combinado Agitador magnético Frasco lavador

PROCEDIMIENTO1. Tome 3 alícuotas de 25.00 ml de vinagre y llévelas a 100.00 ml en

matraces aforados con agua destilada. Mezcle bien y transfiera alícuotas (estime el volumen necesario de tal manera que se gasten entre 15 y 25 ml de solución de NaOH patrón) de cada muestra diluida a matraces erlenmeyer de 250.00 ml.

2. Añada ±50 ml de agua y dos gotas de fenolftaleína y valore con una base patrón hasta que el color rojo del indicador persista por lo menos 30 segundos. Debe preparar y normalizar por triplicado esta solución tal como lo hizo en la práctica anterior.

3. Repita la valoración utilizando un electrodo de vidrio. Enjuague los electrodos con agua destilada, séquelos suavemente sin frotar y sumérjalos en la solución de la muestra. Disponga de agitación magnética. Coloque la bureta de forma que se pueda añadir el reactivo sin salpicar.

4. Conecte los electrodos al medidor y comience a agitar. Anote el potencial inicial así como el volumen inicial en la bureta.

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5. Mida y anote, el potencial y el volumen después de cada adición de reactivo. Al comienzo añada un volumen relativamente grande y disminuya hasta 0.1 ml al acercarse el punto final. Espere el tiempo suficiente par que el potencial se mantenga constante Continúe la valoración 2 ó 3 ml más allá del punto de equivalencia y aumente los volúmenes añadidos cuando E/V vuelva a adquirir valores pequeños.

CÁLCULOS Y RESULTADOS1. Calcule la acidez del vinagre en % p/v de CH3COOH y exprésela como

promedio ± desviación estándar, calcule el coeficiente de variación del resultado. Para estos cálculos, utilice el método de primera y segunda derivada para los datos potencimétricos.

2. Precisión, reproducibilidad (usando resultados de otros grupos, tenga en cuenta que la composición del vinagre puede variar de un grupo a otro) y porcentaje de error en la preparación del vinagre usando los resultados finales.

PREINFORME (Estudie y prepare para antes de la práctica)1. Calcule la concentración final del ácido acético en la solución que se va

a valorar en la parte 1 luego de hacer las diluciones, para que reaccione con 15 a 25 ml NaOH 0.1 M. Para esto necesita conocer la composición del vinagre según el fabricante.

2. Reporte: a. Como debe preparar NaOH partiendo de la concentración que calculó

en 1 (puede preparar el NaOH de la misma concentración que el ácido acético).

b. Normalización: masa de ftalato a tomar para reaccionar aproximadamente con ±25 ml de NaOH en su normalización (Estos datos pueden ser diferentes el día de la experiencia pero estos cálculos sirven de base).

3. Prepare un resumen gráfico de la experiencia.

TABLA DE DATOS (10% del valor del informe, debe entregarla al finalizar la experiencia) (descarte los datos de la titulación rápida inicial):

Muestra de ftalato

Masa de ftalato(g)

Volumen de NaOH(ml)a

Muestra de vinagre (ml)

Volumen de NaOH (ml)b

1

2

3

a para valorar el ftalato. b para valorar 25 ml de vinagre

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Práctica 9. DETERMINACIÓN DE PERÓXIDO DE HIDRÓGENO EN UN ANTISÉPTICO POR

TITULACIÓN CON PERMANGANATO DE POTASIO

FUNDAMENTOS

El permanganato de potasio es un patrón secundario que puede estandarizarse con oxalato de sodio en un medio fuertemente ácido (pH 1, donde se forma el ácido oxálico) según la reacción:

2MnO4- + 5H2C2O4 + 6H+ 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O

En medio neutro o alcalino se forma MnO2 como un sólido suspendido de color marrón.. El punto final se alcanza cuando la solución se torna ligeramente rosada. Las instrucciones para la normalización del permanganato con oxalato vienen dadas por el método de McBride y por el propuesto por Fowler y Bright. El permanganato de potasio no es suficientemente puro para ser patrón primario ya que contiene impurezas de MnO2. El permanganato de potasio es un agente oxidante fuerte que convierte al peróxido en oxígeno, reacción que puede usarse para determinar la concentración de este agente antiséptico en productos comerciales.

MATERIALES

Bureta de 50 ml Pipeta volumétrica de 25 ml Matraz aforado de 250 ml 3 erlenmeyers de 125 ml 3 vidrios de reloj Probeta graduada de 50 ml 3 vasos de precipitados de 250 y 1 de

1500 ml Frasco de vidrio de 1 L con tapón de

vidrio Embudo y papel de filtro

Termómetro 5 espátulas Varilla de vidrio Frasco lavador Balanzas analíticas y granatarias Horno y desecador Estufa Permanganato de potasio, KMnO4

Peróxido de hidrógeno, H2O2

Oxalato de sodio, Na2C2O4 (133.95) Acido sulfúrico concentrado, H2SO4

Acido clorhídrico, HCl

I. PARTE. PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN DE PERMANGANATO

PROCEDIMIENTO

1. Prepare aproximadamente un litro de solución de KMnO4 (158.93 g/mol) ± 0.02 M en un vaso de precipitados de 1500 ml. Hierva ligeramente y manténgala a esta temperatura alrededor de 1 hora para oxidar rápidamente las sustancias reductoras del agua (o en su defecto, deje reposar por 24 horas). Elimine el MnO2 por filtración al vacío o con lana de vidrio en un embudo(notas 1, 2 y 6). Transfiera la solución a un frasco limpio con tapón de vidrio y guárdela en la oscuridad cuando no se utilice.

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II. PARTE. NORMALIZACIÓN DEL PERMANGANATO DE POTASIO FRENTE A OXALATO DE SODIO

PROCEDIMIENTO

2. Deseque el Na2C2O4 (10 g) patrón primario al menos 1 hora entre 110 y 1200C. Enfríe a temperatura ambiente en un desecador y pese (con una aproximación de 0,1 mg) 6 muestras individuales de Na2C2O4 (134g/pfg) con la masa necesaria para reaccionar con ± 15 ml de la solución de KMnO4. Disuelva en unos 25 ml de H2SO4 1.0 a 1.5 F en vasos de 125 ml.

Método de McBride

3. Llene una bureta con la solución de KMnO4 (nota 3). Caliente la solución de oxalato entre 80 y 900C y valore con KMnO4 agitando vigorosamente. Deje el tiempo suficiente para que desaparezca el color rosa del reactivo antes de hacer nuevas adiciones (notas 4 y 5). Vuelva a calentar sí la temperatura baja de 600C. El punto final es el primer color rosa persistente por 15 segundos(notas 5-6).

4. Determine un blanco valorando unos 25 ml de ácido sulfúrico de la concentración preparada. Corrija el punto final con el blanco (sí fuera necesario).

III. PARTE. DETERMINACIÓN DE PERÓXIDO EN UN ANTISÉPTICO

5. Prepare 100.00 ml de una solución diluida de peróxido de hidrógeno de normalidad equivalente a la de permanganato de potasio. Básese en la concentración de peróxido que reporta el fabricante.

6. Tome 4 o más alícuotas de diferentes volúmenes de la solución de peróxido preparada, lleve a pH 1 (Calcule la cantidad de ácido sulfúrico necesario para llevar a este pH) y valórelas con la solución de permanganato hasta aparición del primer color rosa tenue.

NOTAS

1. Agregue un 10% más de líquido al vaso para tener en cuenta la evaporación. El MnO 2, que se recoge en un crisol filtrante se puede eliminar con H2SO4 diluido conteniendo unos pocos mililitros de H2O2 al 3 por 100 o con HCl diluido (vitrina). Después de estos tratamientos hay que lavar con abundante agua. El papel de filtro por ser celulosa puede alterar la solución de permanganato.

2. Si la solución se puede normalizar y utilizar el mismo día, el calentamiento y la filtración se pueden omitir.

3. Las soluciones de permanganato no deben permanecer en la bureta más tiempo del necesario, ya que puede descomponerse a MnO2.

4. El KMnO4 que se adhiere a las paredes del vaso debe arrastrarse rápidamente hacia la solución con un chorro de agua.

5. Se producirá dióxido de manganeso (así como Mn2 +) si el KMnO4 se añade demasiado rápidamente en la valoración por el método de McBride. Esta se percibe por una débil coloración marrón de la solución. La existencia de MnO2 no es un problema serio, siempre que quede suficiente oxalato para reducirlo a Mn2 +: la valoración se interrumpe temporalmente hasta que la solución quede clara. En el punto de equivalencia la solución debe estar libre de MnO2.

6. La superficie de la solución de KMnO4 se puede utilizar como referencia para medir volúmenes en la bureta. Alternativamente, suficiente luz de fondo con un flash puede permitir tomar la parte inferior del menisco como punto de referencia.

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7. Recuerde que este volumen es diferente para cada muestra.

CÁLCULOS Y RESULTADOS

1. Escriba las semirreacciones para el peróxido y el permanganato y la reacción global.2. Exprese las molaridades de las soluciones de permanganato preparada y de peróxido

de hidrógeno en el antiséptico como promedio ± desviación estándar, calcule el coeficiente de variación del resultado y el límite de confianza al 95%.

3. Calcule la reproducibilidad como coeficiente de variación para los métodos de valoración del permanganato y de determinación del peróxido de hidrógeno usando la concentración encontrada por otros grupos.

4. Calcule la diferencia porcentual de sus resultados con los del fabricante del antiséptico.5. ¿Porqué no se seca el permanganato sólido como se hace con el oxalato?6. ¿Porqué después de secar y pesar, las muestras de Na2C2O4 pueden quedarse por

fuera del desecador si absorben nuevamente agua?7. Enumere las causas de error en cada método y sus ventajas y desventajas ¿Cuál cree

que sea el más exacto?.

PREINFORME

1. Prepare un resumen gráfico de la experiencia.2. Calcule el volumen de H2SO4 (98%, d=1.84g/ml) necesarios para preparar 250.00 ml de

ácido 0.200 F.3. Calcule la masa necesaria para preparar 1 L de solución de KMnO4 0.02 M.4. Calcule la masa de Na2C2O4 necesaria para reaccionar con ± 25 ml de la solución

anterior. 5. Calcule la cantidad de ácido sulfúrico necesario para disolver el precipitado si toda la

muestra estuviera constituida por CaCO3.6. Calcule el volumen de solución de KMnO4 necesario para reaccionar con el precipitado

si toda la muestra estuviera constituida por CaCO3.

TABLA DE DATOS (10% del valor del informe, debe entregarla al finalizar la experiencia)

Peso de oxalato Volumen gastado en la titulación (McBride)

Volumen gastado titulando peróxido

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Práctica 10. DETERMINACIÓN DE CALCIO EN UNA CALIZA POR VALORACIÓN CON

PERMANGANATO DE POTASIO

FUNDAMENTOS

Esta práctica tiene como objetivo la determinación de calcio en una caliza mediante un método redox. En esta experiencia el Ca(II) de la caliza se solubiliza por acción del ácido concentrado:

CaCO3 + HCl(exceso) Ca2+ + H2CO3 + H+(exceso)

El ácido carbónico se elimina de la solución por calentamiento. Luego se agrega anión oxalato y se alcaliniza con urea para formar el oxalato de calcio en medio básico:

Ca2+(ac) + (NH4)2C2O4(ac, medio básico) CaC2O4(s)+ 2NH4

+

El precipitado se filtra, se lava para retirar el exceso de oxalato y se solubiliza con ácido sulfúrico. El anión oxalato obtenido en solución, proporcional a la cantidad de calcio original, se valora por óxido-reducción con solución patrón de permanganato:

2MnO4- + 5C2O4

= + 16H+ 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O

MATERIALES 3 vidrios de reloj 3 vasos de 400 ml y 3 de 250 Frasco de vidrio de 1 L con tapón de

vidrio Probetas de 20, 50 y 100 ml 3 crisoles de porosidad media (o 3

papeles de filtro sin ceniza) Pipeta graduada de 25 ml y aforada

de 10 ml. Espátula Termómetro Bureta de 50 ml y pinzas Varilla de vidrio Frasco lavador 3 erlenmeyers de 125 ml Erlenmeyer con desprendimiento y

tapón con orificio para embudo 3 vasos de precipitados de 250 y 1 de

1500 ml Estufa

Aparato de filtración al vacío y embudo de Buchner

Desecador Balanza analítica Bomba de vacío Solución de rojo de metilo Agua de bromo Urea Oxalato de amonio, (NH4)2C2O4 124

g /mol) Permanganato de potasio, KMnO4 100 ml de amoniaco concentrado,

NH3 600 ml de ácido sulfúrico, H2SO4, 0.8

F Muestras de piedra caliza (traer) Balanzas analíticas y granatarias Oxalato de sodio, Na2C2O4

Acido sulfúrico concentrado, H2SO4

Acido clorhídrico, HCl

PROCEDIMIENTO

1. Preparación de la muestra. Triture y homogeneice ± 1 g de muestra por grupo. Tamice con una malla 80. Deseque, de 1 a 2 horas a 110 0C y deje enfriar en un desecador.

2. Pese (con una aproximación de 0,1 mg) 6 muestras individuales de caliza (nota 1) en vasos de 250 ml y tape cada uno con un vidrio de reloj. Añada 10 ml de agua destilada, y seguidamente 10 ml de HCl concentrado; añada el ácido gota a gota para evitar pérdidas por salpicaduras. Si la solución no aclara añada más ácido concentrado.

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3. Añada 5 gotas de agua saturada de bromo (1 gota de bromo en 50 ml de agua) para oxidar el hierro presente, y posteriormente hierva suavemente durante 5 minutos para eliminar el exceso de Br2.

4. Diluya la muestra hasta unos 50 ml. Añada 100 ml de una solución de (NH4)2C2O4 al 5%. Si se produce CaC2O4 tras la adición de (NH4)2 C2O4, la muestra no era lo suficientemente ácida. Añada HCl suficiente para redisolver el precipitado antes de proseguir. Filtre en caliente esta solución si presenta turbiedad y lave el papel de filtro con varias porciones de agua para arrastrar el Ca2+ retenido.

5. Agregue la cantidad de urea necesaria para llevar la solución a pH 6-7 y caliente durante 1 hora o hasta que el pH cambie a básico.

6. Deje reposar la solución 30 minutos pero no mucho más tiempo (nota 2). Recoja el sólido por filtración al vacío utilizando un crisol filtrante de porosidad media (si no, use papel filtro y embudo de Buchner).

7. Lave varias veces el precipitado con porciones de 10 ml de agua fría.

NOTAS

1. Vea el preinforme para la masa de muestra a pesar. Si la muestra no se descompone fácilmente con el ácido, pese muestras individuales en crisoles de porcelana. Calcine elevando la temperatura lentamente hasta 800-900 0C y mantenga esta temperatura unos 30 minutos. Deje enfriar, el crisol y su contenido, y colóquelos en un vaso de 250 ml, añada 5 ml de agua destilada, y tape con un vidrio de reloj. Añada cuidadosamente 10 ml de HCl concentrado a cada matraz y caliente a ebullición. Saque los crisoles con una varilla enjuagándolos con agua. No debe producirse un precipitado de oxalato de calcio al añadir el oxalato pues este se produce a pH básico.

2. Si se sabe que la muestra no contiene magnesio, el tiempo de reposo no es un factor importante.

CÁLCULOS Y RESULTADOS

1. Halle el exceso de oxalato con respecto al ion calcio en cada muestra.2. Halle la concentración de OH después de reaccionar toda la urea en cada muestra;

tenga en cuenta el ácido proveniente de la muestra, el de la solución de oxalato y el que se agregó a la muestra posteriormente.

3. Exprese el porcentaje de CaCO3 en la muestra problema sólida como promedio ± desviación estándar y calcule el coeficiente de variación del resultado.

4. Exprese la molaridad de la solución de permanganato como promedio ± desviación estándar y calcule el coeficiente de variación del resultado.

5. ¿Porqué no se seca el permanganato sólido como se hace con el oxalato?6. ¿Porqué después de secar y pesar, las muestras de CaCO3 pueden quedarse por

fuera del desecador?7. ¿Porqué no puede calentarse la solución de permanganato y luego completar con

agua fría hasta el enrase?8. Enumere las causas de error en cada método y sus ventajas y desventajas ¿Cuál cree

que sea el más exacto?. 9. Para la introducción, consulte la composición de la piedra caliza; precipitación

homogénea con urea, digestión, lavado y secado de precipitados; crisoles de vidrio sinterizado y embudo de Buchner; y precipitación, digestión, secado hasta peso constante y pesada de precipitados.

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PREINFORME (Estudie y prepare para antes de la práctica)

1. Prepare un resumen gráfico de la experiencia.2. Halle la cantidad de urea necesaria para llevar la muestra a pH básico. 3. Calcule la masa de piedra caliza necesaria para reaccionar con ±20 ml de la solución

de permanganato 0.1 N. La masa calculada será la que se utilizará como muestra en esta experiencia. Considere que la caliza esta conformada por CaCO3.

4. Calcule el volumen de H2SO4 (98%, d=1.84g/ml) necesarios para preparar 250.00 ml de ácido 0.200 F.

5. Calcule la masa necesaria para preparar 1 L de solución de KMnO4 0.02 M. 6. Calcule la masa de Na2C2O4 necesaria para reaccionar con ± 25 ml de la solución

anterior. 7. Calcule la cantidad de ácido sulfúrico necesario para redisolver el precipitado si toda la

muestra estuviera constituida por CaCO3.8. Calcule el volumen de solución de KMnO4 necesario para reaccionar con el precipitado

si toda la muestra estuviera constituida por CaCO3.

TABLA DE DATOS (10% del valor del informe, debe entregarla al finalizar la experiencia)

Al finalizar la experiencia entregue al profesor los datos sobre volumen de la muestra inicial de caliza tomada,

1 2 3

Peso de las muestras. _______ ________ ________

Peso de los tres crisoles vacíos en cada una de Las pesadas hasta llevar a peso constante.

Peso de los tres crisoles con los precipitados en cada una de las pesadas hasta llevar a peso constante.

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Práctica 11. DETERMINACIÓN DE UNA MEZCLA ACUOSA DE YODO Y YODURO POR OXIDO-

REDUCCIÓN

FUNDAMENTOS

El yodato de potasio es un patrón primario adecuado para la valoración de tiosulfato de sodio y mezclas de yodo y yoduro. La normalización del tiosulfato de sodio se basa en la valoración del yodo que se libera al añadir un exceso de yoduro de potasio a una solución ácida que contiene una cantidad conocida de yodato de potasio:

KIO3 + 5I- + 6H3O+ 6H2O + 3I2

I2 + 2S2O3= S4O6

= + 6I-

La valoración del yodo se realiza directamente por titulación con el tiosulfato normalizado (sólo reacciona con el yodo). La valoración de la mezcla se realiza con yodato, el cual reduce al yodo y al yoduro según las siguientes reacciones:

IO3- + 2I2 + 10Cl- + 6H3O+ 5ICl2 + 3H2O

IO3- + 2I-

+ 2Cl- + 6H3O+ 3ICl2 + 3H2O

MATERIALES

3 matraces erlenmeyer de 250 ml 2 vasos de precipitados de 400, 2 de

250 y 3 de 50 ml Matraces aforados: 2 de 250 ml Pipetas graduada de 10 ml y

volumétricas: 2 de 5, 2 de 10 y una de 25 ml

3 pesasustancias Probeta de 10 ml 2 buretas de 50 ml y pinza para

buretas Espátula Mufla y desecador, balanzas analítica

y gramera, y vitrina de gases

Yoduro de potasio, KI (166.4 g/mol) Yodo, I2 (254 g/mol) Yodato de potasio, KIO3 (214 g/mol) Acido sulfúrico, H2SO4 Tiosulfato de sodio, Na2S2O3 (158.18

g/mol, 248.18 si es pentahidratado) Carbonato de sodio, Na2CO3 Cloroformo, CHCl3 Almidón soluble y hielo (traer los

estudiantes) 3 frascos de vidrio o plástico de 250 a

500 ml (traer los estudiantes)

I parte. PREPARACIÓN Y ESTANDARIZACIÓN DE SOLUCIONES

a. PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN DE TIOSULFATO DE SODIO 0,12 M

1. Hierva aproximadamente 250 ml de agua destilada durante 5 a 10 minutos. Deje enfriar, disuelva la cantidad necesaria de Na2S2O3 o una cantidad equivalente de la sal hidratada para preparar 250 ml de solución 0.05 N.

2. Añada 0,05 g de Na2CO3 (para elevar el pH) y agite hasta su disolución. Transfiera la solución a un frasco limpio de vidrio o de plástico y guarde en la oscuridad.

3. Otras soluciones que debe preparar son: 5 ml de HCl 6 F, indicador de almidón (nota 1) y 5 ml de H2SO4 3 F.

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b. PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN DE YODATO DE POTASIO 0.02 M.4. Seque la sal analítica a 1100C durante una hora y enfríe en un desecador.

Pese (con aproximación de 0,1 mg)la masa de la sal necesaria para preparar 250.00 ml de una solución 0.02 M (para la reacción de valoración del tiosulfato). Use agua recién hervida fría.

c. NORMALIZACIÓN DE TIOSULFATO DE SODIO CON YODATO DE POTASIO

5. Tome 3 muestras de 10 ml de la solución KIO3 en matraces erlenmeyer de 250 ml. Agregue 10 ml de agua destilada y 0.4 g de KI libre de yodato. Trate una muestra a la vez a partir de este momento, para minimizar los errores originados por la oxidación del yoduro por el aire.

6. Agite el matraz para acelerar la disolución. Seguidamente añada 0,4 ml de HCl 6 F y valore inmediatamente el yodo liberado con tiosulfato hasta que el color de la solución sea amarillo pálido.

7. Introduzca 5 ml de indicador de almidón y continúe hasta que desaparezca el color azul (la solución queda de color amarillo, el color del ICl2

-). No trate de conseguir un color demasiado claro pues la solución se pone transparente, señal de que hay un exceso de titulante.

II parte. DETERMINACIÓN DE YODO Y YODURO EN SOLUCIÓNACUOSA

a. DETERMINACIÓN DE YODO8. Tome 3 muestras de diferentes volúmenes de solución problema, agregue 1

ml de H2SO4 0.3 F (no agregue más de uno) y valore con tiosulfato de sodio patrón, agitando hasta que desaparezca el color marrón o vino tinto del yodo (la solución se torna amarillo transparente).

9. En este momento agregue 5 ml de almidón y titule hasta la desaparición del color azul (nota 2).

b. DETERMINACIÓN DE YODO MÁS YODURO10. Llene una bureta con solución patrón de KIO3 y otra con solución problema.

Agregue 10.00 ml de solución problema (con la bureta) en un erlenmeyer de 250 ml en un baño de hielo.

11. Adicione 16 ml de HCl concentrado y titule hasta la desaparición de color del yodo.

12. Agregue 10 ml de CHCl3 y más solución problema hasta un color púrpura (I2 en la capa orgánica). Agregue KIO3 hasta que el color desaparezca. En el punto final de la titulación, una gota de solución problema le comunicará color púrpura a la capa orgánica y una gota de KIO3 se lo quitará (nota 3). Esta parte debe hacerse con una agitación vigorosa (nota 4): después de agregar cada gota de yodato agite vigorosamente durante 30 s. Puede repetir añadiendo volúmenes de 5 ml (anotando exactamente la cantidad) de solución problema y titulando como se indicó. Anote los volúmenes gastados de las soluciones problema y de yodato.

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NOTAS

1. Para preparar el indicador de almidón disuelva 1 gramo de almidón soluble en agua y 0.3 mg de HgI 2 en unos 20 ml de agua y disuelva en aproximadamente 50 ml de agua hirviendo. Siga calentando hasta que la solución clarifique. Enfríe y use. Si la solución no se va a guardar puede obviarse el uso del bactericida yoduro de mercurio.

2. Deben cambiar de color. Si llegan a quedar unos pequeños grumos de color azul es indicio de que el almidón no alcanzó a disolverse o había almidón insoluble.

3. Prepare un blanco para comparar el color así: 50 ml de agua de la llave, 5 ml de cloroformo y gotas de solución problema que le comunique el color púrpura más pálido.

4. Debido a que el yodo es más soluble en la capa orgánica, hay una tendencia a agregar un exceso de yodato.

CÁLCULOS Y RESULTADOS

1. Calcule la normalidad de la solución problema. Reporte como promedio límite de confianza al 95%.

2. Calcule el coeficiente de variación de los resultados. 3. Calcule la exactitud con los datos de preparación de la muestra proporcionados

por el profesor.

PREINFORME

1. Calcule el volumen de ácido concentrado necesario para preparar 5 ml de HCl 6 F y 5 ml de H2SO4 3 F.

2. Calcule la masa de Na2S2O3 o una cantidad equivalente de la sal hidratada necesaria para preparar 250 ml de solución 0.05 N.

3. Calcule la masa de KIO3 necesaria para prepara 250 ml de una solución 0.05 N.4. Calcule la cantidad de tiosulfato de sodio necesario para reaccionar con 10 ml

de yodato de potasio 0.10 M.5. Prepare un resumen gráfico de la experiencia.6. Consulte sobre óxido-reducción y papel que juegan las sustancias utilizadas en

la práctica.7. Resuelva los problemas relacionados del apéndice.

TABLA DE DATOS (10% del valor del informe, debe entregarla al finalizar la experiencia)

Muestra de Yodato

Volumen de Oxalato, ml

II parte a. Volumen de tiosulfato, ml

II parte b. Volumen de

solución problema, ml

II parte b. Volumen de yodato, ml

1 __________ __________ __________ __________

2 __________ __________ __________ __________

3 __________ __________ __________ __________

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Prácticas 12 y 13. VALORACIONES DE FORMACIÓN DE COMPLEJOS

A. PREPARACIÓN Y ESTANDARIZACIÓN DE UNA SOLUCIÓN DE EDTA.

FUNDAMENTOS En las referencias se tratan los fundamentos de las valoraciones de formación de complejos. Como los cambios de color en el punto final de las valoraciones pueden ser lentos y confusos se recomienda hacer pequeños blancos (con el mismo número de gotas del indicador NET) para conocer el color2 que se va a obtener, la rapidez del cambio y la cantidad aproximada de titulante a gastar, para evitar la pérdida de cantidades mayores de reactivo. Pruebe también con un blanco la cantidad de solución reguladora, entre 2 y 10 ml, para obtener un cambio de color nítido. Al llegar al punto final, las muestras deben agitarse vigorosamente durante un minuto y reposar durante 5 más; verifique entonces que el color se mantiene.

MATERIALES

3 Erlenmeyers de 250 ml 2 tubos de ensayo Vidrio reloj y pesasustancias Matraces aforados: 1 de 100 y 250

ml, 2 de 1 L 2 pipetas graduadas de 10 ml y

aforadas de 50, 25 y 10 ml Vaso de precipitados de 500 ml Bureta de 50 ml, pinza para bureta Embudo y espátula Mufla, desecador y balanzas analítica

y gramera EDTA sal disódica dihidratada,

Na2H2Y.2H2O (372 g/mol) 375 ml/grupo

CaCO3 100.086 g/mol Trietanolamina Etanol, C2H5OH

Agua desionizada o destilada Amoniaco, NH3 (17 g/mol) Cloruro de amonio, NH4Cl (53.49

g/mol) Acido clorhídrico, HCl Hidróxido de sodio, NaOH Solución de rojo de metilo Negro de Eriocromo T Fenolftaleína Sulfato de magnesio, MgSO4.7H2O

(246.37 g/mol) 150 ml/grupo Cloruro de níquel, NiCl2 (237.61

g/mol) 75 ml/grupo Sulfato de zinc, ZnSO4.6H2O (269.43

g/mol) 250 ml/grupo Traiga 500 ml de agua de mar, río u

otra agua natural

I parte: PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN DE INDICADOR ERIO-T

1. Disuelva 0.1 g de negro de eriocromo T en 5 ml de etanol y agréguelos a 15 ml de trietanolamina. Las soluciones deben reemplazarse cada dos semanas y deben guardarse refrigeradas si se busca una mayor estabilidad. El indicador también se puede prepara en fase sólida mezclándolo con NaCl analítico en proporción 1:100.

II parte: PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN REGULADORA DE pH 102. Diluya la cantidad necesaria de NH3 concentrado y NH4Cl para preparar una

solución reguladora de pH 10. 100 ml/grupo

III parte: PREPARACIÓN DE EDTA 0.01 F PATRÓN Y OTRAS SOLUCIONES.

2 Los cambios de color del NET dependen del volumen de la solución que se esté valorando o de la cantidad de solución reguladora que se agregó.

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3. Deseque el Na2 H2 Y. 2H2O puro durante 1 a 2 horas a 80 oC (sí va a valorar con carbonato no es necesario desecar). Enfríe en un desecador.

4. Pese (con aproximación a 0.1 mg) la cantidad de la sal necesaria para preparar 500 ml de solución aproximadamente 0.01 F. El proceso de disolución puede durar hasta 20 minutos: agregue el sólido con la mitad del volumen de agua del matraz, agite hasta que se disuelva y enrase. Si hay dificultad para la disolución puede calentar la solución en un vaso pero debe enfriar antes de enrasar.

5. Prepare 50 ml de HCl y NaOH 1 F por grupo.

IV parte: NORMALIZACIÓN DEL EDTA6. Tome 3 muestras con la cantidad necesaria de CaCO3 para reaccionar con ±25

ml de EDTA 0.01 F. El CaCO3 de grado analítico debe ser previamente desecado a 110 oC durante 1-2 horas y pesado con exactitud de 0,1 mg.

7. Lleve las muestras a matraces erlenmeyer. Agregue 5 ml de agua destilada y luego solución de HCl 1 F hasta que se disuelva el precipitado (sin agregar exceso de ácido). Diluya a 50 ml y agregue 6 ml de NaOH 1 F, 10 ml de solución reguladora y 6 gotas de indicador NET. Prepare en los tubos de ensayo blancos del color inicial y final.

8. Titule con EDTA patrón hasta el viraje de rojo a azul. Siga las advertencias que se dan en la introducción.

9. Valore un blanco para determinar la cantidad de cationes polivalentes en el agua destilada.

B. DETERMINACIÓN COMPLEJOMÉTRICA DE LA DUREZA TOTAL DEL AGUA. DETERMINACIÓN DE OTROS CATIONES

V parte: DETERMINACIÓN DE LA DUREZA DEL AGUA NATURAL10. Tome 3 alícuotas de agua de mar, río, potable o de pozo, de diferentes

volúmenes. Filtre si es necesario. Agregue 1 ml de HCl 1 F. Hierva suavemente durante 10 minutos para eliminar el CO2.

11. Después de enfriar adicione 3 gotas de solución de rojo de metilo y neutralice la muestra con NaOH 1 F. Agregue 10 ml de solución reguladora y 6 gotas del indicador NET.

12. Titule con solución de EDTA hasta el viraje de rojo a verde o amarillo transparente muy claro. Exprese los resultados del análisis en ppm de CaCO3.

VI parte: VALORACIÓN DE MAGNESIO CON EDTA13. Transfiera 3 alícuotas de 25.00 ml de la muestra a matraces erlenmeyer.

Agregue 10 ml de la solución reguladora y 6 gotas del indicador NET. 14. Valore con EDTA hasta que el color rojo vire a azul intenso (o morado). El

cambio de color puede ocurrir lentamente al aproximarse el punto final, por lo que debe agitar vigorosamente en este punto (si usa NET disuelto en NaCl sólido como indicador la solución pasa de azul a violeta en el punto final).

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VII parte: DETERMINACIÓN DE NÍQUEL

CONSIDERACIONES. Perturban la valoración, cadmio, cobalto y zinc, aun en pequeñas proporciones. El mercurio se puede enmascarar con yoduro de potasio y los metales alcalinotérreos y las tierras raras, con fluoruro.

15. Prepare 250.00 ml de solución ±0.01 M de sulfato de zinc y valore con EDTA de la manera usual (sección 5).

16. Tome 25.00 ml de la solución problema ácida o aproximadamente neutra, añada 3 ml de amoniaco para que se forme el complejo aminado de níquel. Añada a continuación 50.00 ml de EDTA 0.01 F y una tableta tampón indicador NET.

17. El exceso de solución de EDTA se valora con la solución de sulfato de zinc 0.01 M hasta viraje de verde opaco a rojo (Vino tinto claro). Agite durante toda la titulación pues la mancha alrededor del punto donde cae la gota no se ve y puede excederse el punto final.

CÁLCULOS Y RESULTADOS

1. Reporte las concentraciones de las soluciones problema como promedio desviación estándar.

2. Reporte precisión y exactitud de cada una de ellas.

PREINFORME

1. Calcule la masa de EDTA necesaria para preparar 250 ml de una solución 0.01 F.

2. Calcule la cantidad de amoniaco concentrado y cloruro de amonio necesarios para preparar 100 ml de solución de pH 9.

3. Calcule la masa de CaCO3 necesaria para reaccionar con ± 25 ml de EDTA 0.1 M.

4. Prepare un resumen gráfico de la experiencia.

TABLA DE DATOS (10% del valor del informe, debe entregarla al finalizar la experiencia)

Peso del carbonato

Volumen de EDTA IV

parte

Número de muestra

Volumen de EDTA V

parte

Volumen de EDTA VI parte

Volumen de EDTA VII

parte__________ _________ 1 ________ _________ ___________________ _________ 2 ________ _________ ___________________ _________ 3 ________ _________ _________

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BIBLIOGRAFIA

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