Manual de Prácticas Química Analítica 2

MANUAL DE PRÁCTICAS DE LABORATORIO

EQUILIBRIO QUÍMICO EN MEDIO AMORTIGUADO

Química Analítica II

(Química Industrial, Clave: 1411)

Química Analítica III

(Química, Clave: 1616)

Autores:

Verónica Altamirano Lugo

Rosario Moya Hernández

Guadalupe Pérez Caballero

Dalia Bonilla Martínez

Carmen Campo Garrido Moreno

Claudia Briones Jurado

Alberto Rojas Hernández

Agosto 2015

UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO

FACULTAD DE ESTUDIOS SUPERIORES CUAUTITLÁN

DEPARTAMENTO DE CIENCIAS QUÍMICAS

SECCIÓN DE QUÍMICA ANALÍTICA

ÍNDICE

INTRODUCCIÓN i

OBJETIVO GENERAL iii

OBJETIVOS PARTICULARES iii

PUNTOS MÍNIMOS QUE DEBE INCLUIR UN REPORTE v

PUNTOS QUE DEBE CONTENER EL PROTOCOLO DE UN PROYECTO viii

REGLAMENTO INTERNO DE LABORATORIO xi

MANEJO Y TRATAMIENTO DE RESIDUOS xiv

CALENDARIZACIÓN xv

EVALUACIÓN xvi

UNIDAD I. Equilibrio químico en medio homogéneo 1

SESIÓN TEÓRICO PRÁCTICA 1 2

PRÁCTICA TRADICIONAL 1A 10

PRÁCTICA TRADICIONAL 1B 17

UNIDAD II. Equilibrio químico de solubilidad y precipitación 29

SESIÓN TEÓRICO PRÁCTICA 2A 30

SESIÓN TEÓRICO PRÁCTICA 2B 40

PRÁCTICA TRADICIONAL 2 47

UNIDAD III. Equilibrio químico redox 57

SESIÓN TEÓRICO PRÁCTICA 3 58

PRÁCTICA TRADICIONAL 3 66

i

INTRODUCCIÓN

El presente manual está dirigido a cursos experimentales de Química Analítica, que

abordan el estudio del equilibrio químico de sistemas multicomponentes y

multirreaccionantes bajo amortiguamiento, basados en el Modelo de Especies y

Equilibrios Generalizados (Rojas, 1997). Para el uso de este manual es requisito que el

alumno domine el estudio del equilibrio químico con intercambio de una partícula, desde

la perspectiva del método de Charlot (Charlot, 1967).

Este curso proporcionará al estudiante las herramientas necesarias que le apoyen a

comprender, analizar y establecer las condiciones óptimas requeridas para llevar a cabo

un determinado método analítico, a través del uso de Diagramas de Zonas de Predominio,

de Existencia Predominio y Tipo Pourbaix. Así mismo, el estudiante podrá ser capaz de

establecer las condiciones de amortiguamiento óptimas, que le permitan aumentar la

cuantitatividad de una reacción, eliminar las interferencias a través de reacciones de

enmascaramiento, entre otros, con el fin de llevar a cabo el análisis de muestras reales en

las mejores condiciones experimentales.

La propuesta metodológica de este curso experimental, considera tres unidades:

Unidad I. Equilibrio químico en medio homogéneo.

Unidad II. Equilibrio químico de solubilidad y precipitación.

Unidad III. Equilibrio químico redox.

ii

Cada una de éstas consta de cuatro sesiones experimentales, las cuales se describen a

continuación:

Sesión Teórico Práctica (STP). En esta sesión, el estudiante realiza una experiencia

práctica cualitativa, que lo introduce en el conocimiento de los conceptos básicos de cada

bloque.

Práctica Tradicional (PT). Durante esta sesión el estudiante aplica el Método de

Especies y Equilibrios Generalizados, para justificar y analizar experiencias prácticas

previamente probadas y/o reportadas en la literatura, aplicado a la cuantificación de un

analito en muestras reales.

Proyecto. Consta de dos sesiones experimentales, en las cuales el estudiante se vale de

las herramientas teóricas y experimentales adquiridas durante el curso, para proponer y

llevara a cabo un diseño experimental o guía metodológica que le ayude a resolver un

problema real previamente señalado por el asesor.

La primera revisión del presente manual fue realizada en 2008, gracias al apoyo del

proyecto PAPIME 207606: Renovación y Fortalecimiento de la Enseñanza Experimental

de las Asignaturas de Química Analítica de la Carrera de Químico Industrial.

iii

OBJETIVO GENERAL

Después de este curso los alumnos serán capaces de establecer y calcular

adecuadamente, por aproximaciones, las condiciones de equilibrio termodinámico de

sistemas bajo condiciones de amortiguamiento múltiple (con soluciones reguladoras o

amortiguadoras), utilizando para ello los diagramas de zonas de predominio

multidimensionales, los conceptos de especies y equilibrios generalizados y la

aproximación de equilibrios representativos. También serán capaces de explicar los

resultados experimentales de técnicas que permiten el estudio del equilibrio de métodos

de análisis químico que ocurren bajo condiciones de amortiguamiento múltiple.

OBJETIVOS PARTICULARES

UNIDAD 1: Después de esta unidad los estudiantes serán capaces de proponer las

condiciones de amortiguamiento que permiten detectar los puntos de equivalencia en las

mejores condiciones, tanto para valoraciones acidimétricas como complejométricas.


condiciones de amortiguamiento que permitan aplicar la solubilidad de las sustancias a

cuantificaciones y separaciones gravimétricas.


condiciones de amortiguamiento que permiten optimizar el funcionamiento de electrodos

indicadores de tercer tipo, el ataque redox de algunas muestras y aplicar diferentes

amortiguamientos para optimizar cuantificaciones por valoraciones redox.

iv

La Tabla 1, muestra la distribución de prácticas en cada una de las unidades temáticas

del curso.

Tabla 1. Prácticas que integran el curso experimental

No.

Práctica Tipo Título Unidad Temática

1 Sesión Teórico

Práctica

-Efecto del amortiguamiento en

Cobre (II) sobre la acidez de la

disolución del ácido aminoacético. Unidad 1. Equilibrio

químico en

soluciones acuosas

bajo condiciones de

amortiguamiento

múltiple.

2 Práctica

Tradicional

-Determinación cuantitativa de ácido

bórico en una muestra de uso

oftálmico.

-Determinación de Zn (II) en una

muestra comercial

de óxido de zinc.

3 Proyecto 1 A definir por los asesores.

4 Sesión Teórico

Práctica

-Solubilidad y precipitación de

cloruro de plata y cromato de plata.

-Solubilidad de Ag(I) en función del

pH y de diferentes agentes

complejantes.

Unidad 2. Equilibrio

de solubilidad y

precipitación en

soluciones acuosas

bajo condiciones de

amortiguamiento

múltiple.

5 Práctica

Tradicional

-Determinación gravimétrica de

aluminio como oxinato de aluminio.


7 Sesión Teórico

Práctica

-Influencia del pH en el equilibrio

redox.

Unidad 3. Equilibrio

redox en soluciones

acuosas bajo

condiciones de

amortiguamiento

múltiple.

8 Práctica

Tradicional

-Determinación de etanol en una

muestra comercial (enjuague bucal)

mediante una valoración redox.


v

PUNTOS MÍNIMOS QUE DEBE DE INCLUIR UN REPORTE

La realización de un reporte es el inicio para alcanzar el dominio de una buena redacción

científica. La mejor experimentación del mundo puede tener poco o ningún valor si no se

comunica a otras personas, y se les comunica bien, con una redacción clara y atractiva.

Aunque la comunicación puede a veces ser oral, en la abrumadora mayoría de los casos

la gente se entera de nuestro trabajo a través de páginas impresas. De aquí la

importancia de desarrollar la habilidad para redactar adecuadamente un documento de

manera clara y precisa.

Las secciones esenciales de un reporte son:

Portada

La portada debe incluir los siguientes datos: Nombre de la institución y facultad,

asignatura, grupo, nombre de la práctica, número de equipo, nombre completo de los

integrantes del equipo, nombre de los profesores, fecha de entrega.

Introducción

Al iniciar la redacción, se requiere expresar la importancia de la práctica correspondiente.

En este punto se puede citar algunas referencias para sustentar nuestras ideas.

Objetivos

Este es uno de los puntos más importantes. Su redacción debe ser muy clara ya que

contiene la razón de ser del trabajo experimental. Debe contestar las preguntas de qué,

porqué, para qué, cómo.

vi

Procedimiento

Este apartado se incluirá en caso de que la versión original del manual de prácticas haya

sufrido modificaciones, así como en los informes de proyectos.

Se incluyen los siguientes puntos:

a) Bosquejo del procedimiento: Debe de ser lo más claro posible y sobre todo

conciso.

b) Detalles de las mediciones que se van a realizar.

c) Precauciones. Este apartado es opcional. En él se incluye, generalmente, los

cuidados que se debe de tener en el manejo de la muestra o de los equipos que

se van a utilizar.

d) Diagramas de flujo: En este rubro realiza una esquematización de la parte

experimental, para que el lector analizándolo tenga una idea clara de las diferentes

actividades a realizar, así como el orden que debe seguir y de las actividades que

se pueden llevar a cabo en paralelo.

Resultados

a) Por lo general, lo resultados se reportan en forma de tablas, gráficas, etc.

b) Gráficas: Hay que realizar la presentación de manea adecuada. Es decir, escoger

correctamente la escala de los ejes, en el caso de que sean varías

representaciones en la misma gráfica es necesario que se diferencien entre ellas y

finalmente, colocar en cada eje lo que se está graficando y el titulo.

c) Tablas: Nos apoyan a presentar de manera resumida y ordenada los resultados

experimentales.

d) Cálculo de las desviaciones estándar: Para este apartado no siempre es posible

realizar el cálculo de las incertidumbres de los valores medidos, pero siempre es

bueno realizar varias mediciones, ya que a partir de diversas lecturas para una

vii

misma perturbación del sistema nos pueden indicar si alguna lectura no es

correcta.

Análisis de los resultados

a) Comparación entre el modelo propuesto y los resultados experimentales.

b) Consecuencias de las discrepancias entre el modelo y los resultados

experimentales.

c) Explicar las discrepancias existentes

d) Obtención de la concentración de la solución problema (en el caso de prácticas

tradicionales o proyectos).

Conclusiones

En las conclusiones debe de incluirse las razones por las cuales el modelo teórico es o no

es explicado por la información experimental (en el caso de que esto suceda).

Bibliografía.

Se debe de incluir toda la bibliografía consultada.

viii

PUNTOS QUE DEBE CONTENER EL PROTOCOLO DE UN PROYECTO

¿Qué es un proyecto?

En este laboratorio se entenderá como proyecto, un conjunto de acciones que se

planifican en equipo para resolver un determinado problema (análisis de una muestra real)

aplicando los conocimientos adquiridos y a partir de una consulta y análisis crítico de la

literatura.

Para llevar a buen término dicho proyecto se requiere realizar un protocolo, de acuerdo a

los siguientes pasos:

Planteamiento del problema.

En este paso, los profesores definirán el proyecto a desarrollar (la muestra real por

analizar). Guiarán a los estudiantes para que ellos comprendan de manera clara y

precisa, los objetivos que se desean alcanzar al término de dicho proyecto.

Investigación bibliográfica.

Una vez definido el problema, el estudiante se apoyará en la información contenida en la

bibliografía a su disposición (libros, artículos, tesis, etc), para obtener un más amplio

conocimiento sobre el tema para plantear su hipótesis.

Hipótesis.

El estudiante planteará la hipótesis, es decir, una suposición anticipada de lo que espera

obtener, de manera que le permita la interpretación de los resultados experimentales,

ix

sobre un fenómeno que ocurre. Su valor reside en la capacidad para establecer estas

relaciones entre los hechos, y de esa manera explicarnos porque se produce.

Metodología experimental.

La metodología experimental pretende que los estudiantes propongan un trabajo

experimental ordenado que les permita evaluar la validez de su hipótesis. Para esto

tendrán que considerar los métodos analíticos con que cuentan en el laboratorio, así

como el material y el tiempo para su desarrollo. Por lo siguiente, deberán tener en cuenta

los siguientes aspectos:

a) Equipo: Considerar el uso de los equipos con que cuenta la Sección de Química

Analítica.

b) Reactivos: Es necesario verificar que los reactivos que se utilizarán existan en el

laboratorio, o bien en el almacén de la Sección de Química Analítica. De no ser

así, consultar con los profesores la posibilidad de sustituirlo por otro equivalente.

c) Preparación de soluciones: Considerar cuidadosamente las cantidades que se

utilizarán durante el desarrollo experimental para evitar el desperdicio o la falta de

soluciones.

d) Procedimiento experimental: Basado en la información encontrada en la literatura,

o bien, propuestas personales, se realizará la descripción detallada de la

experimentación.

e) Diagrama de flujo: El diagrama de flujo deberá incluir la asignación de actividades

para cada una de las personas que integran el equipo de trabajo, así como una

estimación del tiempo que tomará cada actividad. No olvidar que existen

actividades que se pueden realizar en forma paralela, lo que nos permite optimizar

el tiempo.

x

Recolección de resultados

Se deberán preparar las tablas que serán utilizadas para la recolección de resultados.

Memoria de cálculo.

Elaborar la fórmula que será utilizada para cuantificar el contenido del analito en su

muestra analizada, a partir del resultado experimental obtenido en el laboratorio.

Disposición de residuos.

El alumno deberá presentar un apartado, en el que indique los residuos que generará

durante el procedimiento experimental; así como el tratamiento que dará a los mismos

para su adecuada disposición.

Bibliografía

Incluir fotocopia de las referencias bibliográficas que sirvieron de base para elaborar la

metodología de la parte experimental.

xi

Facultad de Estudios Superiores Cuautitlán

Departamento de Ciencias Químicas

Sección de Química Analítica

REGLAMENTO INTERNO DE LABORATORIO

1.- En todas las sesiones es obligatorio el uso de bata, lentes de seguridad y zapato cerrado en el laboratorio.

2.- Se deberán conservar limpias las instalaciones (en especial las campanas de extracción, canaletas y tarjas de las mesas de laboratorio), el material y el equipo de trabajo (incluyendo las balanzas analíticas) al inicio y al final de cada sesión experimental. 3.- Se deberá guardar orden y disciplina dentro del laboratorio y durante la sesión experimental, quedando prohibida la entrada a personas ajenas al mismo, incluyendo los inter-laboratorios. 4.- Queda estrictamente prohibido fumar, consumir alimentos y bebidas dentro del laboratorio, ya que muchas de las sustancias químicas que se emplean son inflamables y/o tóxicas. 5.- Es importante que antes de trabajar, el estudiante conozca las características de las sustancias químicas que va a utilizar para que pueda manipularlas adecuadamente (se deberá apoyar en la consulta de las fichas de seguridad). 6.- Para la extracción de reactivos líquidos, se deberán emplear perillas de hule y nunca succionar con la boca. 7.- Los reactivos químicos no deberán ser manipulados directamente, se deberán usar implementos como pipetas, espátulas, cucharas, etc. 8.- Después de manipular sustancias químicas es necesario lavarse las manos con agua y jabón. 9.- Si se utilizan mecheros, parrillas o cualquier otro aparato, se deberá estar atento en su manejo para evitar un accidente. 10.- En caso de ingestión, derrame o inhalación de algún reactivo por parte de algún estudiante, deberá ser notificado al asesor del grupo, el cual tomará las acciones pertinentes, previa consulta de las fichas de seguridad. 11.- Al término de la sesión experimental, el asesor de grupo, deberá regresar las disoluciones empleadas a su lugar de resguardo ubicado en el anaquel.

xii

12.- Todas las personas que elaboren disoluciones y/o generen residuos deben etiquetar correctamente los frascos que se utilicen para este propósito utilizando la etiqueta del Sistema de Gestión de Calidad. 13.- Los residuos de cada experimento deberán tratarse y eliminarse adecuadamente por los alumnos, previa consulta del diagrama ecológico incluido en el manual de prácticas y con el apoyo del asesor. 14.- Cuando el residuo no pueda ser eliminado, el alumno deberá resguardarlo, en un contenedor, debidamente etiquetado y cerrado, y colocarlo en el anaquel destinado para ello. 15.- Antes de iniciar las actividades experimentales se le solicitará al laboratorista el material y equipo necesarios, para ello, una persona responsable del equipo dejará su credencial (únicamente de la UNAM) en depósito y firmará un vale por el material y equipo recibidos. En caso de que existiera un defecto en el material o equipo recibido, éste deberá ser anotado en el vale. 16.- Es responsabilidad del alumno revisar el estado en que recibe el material, ya que al término de la sesión experimental lo debe regresar en las mismas condiciones en las que lo recibió y perfectamente limpio. 17.- En caso de extravío o daño del material o equipo de laboratorio, se resguardará el vale de solicitud de material y la credencial del estudiante responsable del daño o extravío hasta su reposición con iguales características. 18.- Los alumnos que adeuden material de laboratorio, deberán reponerlo a la mayor brevedad posible o a más tardar el último día de realización de prácticas, de lo contrario los deudores serán reportados al Departamento de Servicios Escolares y no podrán inscribirse en el siguiente semestre. 19.- El número máximo de alumnos que podrán permanecer en el cuarto de balanzas (L-101-102) será el mismo que el número de balanzas disponibles. 20.- Cuando sea asignada, una gaveta a los alumnos y por razones de olvido o pérdida de la llave, queda prohibido forzarla. En tal situación los alumnos deberán solicitar su apertura, por escrito, al responsable del laboratorio, previa autorización del profesor del grupo. 21.- La gaveta podrá usarse hasta la semana 15 del semestre por lo que, el grupo de estudiantes deberán desocuparla a más tardar en la semana 16. 22.- No se permitirá el uso de balanzas y equipos a personas ajenas al laboratorio o fuera del horario de su sesión experimental. Vo.Bo.: Comité de Calidad del Depto. de Ciencias Químicas.

Cuautitlán Izcalli, Mayo del 2015.

xiii

MANEJO Y TRATAMIENTO DE RESIDUOS

La generación de residuos ya sean peligrosos o no, constituye un problema que afecta a

la mayoría de los sectores productivos del país; es por ello, que se deben de identificar y

gestionar correctamente conforme a la ley (Ley General de Equilibrio Ecológico y la

Protección al Ambiente y su Reglamento en materia de Residuos Peligrosos).

El procedimiento para determinar si un residuo es peligroso, así como su clasificación, se

puede encontrar en la Norma Oficial Mexicana NOM-052-SEMARNAT-2005

Tanto los reactivos como los residuos generados en las prácticas de laboratorio, se deben

etiquetar de acuerdo al riesgo que representan. A continuación se presentan los

pictogramas utilizados para el correcto etiquetado y tratamiento de residuos.

Tabla 2. PICTOGRAMAS DE SEGURIDAD

Símbolo Significado Símbolo Significado

Comburente, Oxidante

F+

Extremadamente inflamable

Xi

Irritante

Xn

Nocivo

Corrosivo

T

Tóxico

Explosivo

T+

Muy Tóxico

F

Inflamable

Peligroso para el medio ambiente

xiv

Grupo:_______________ Carrera: __ ________________________ Periodo: ________

SEMANA ACTIVIDAD FECHA ENTREGAR

1 Presentación de laboratorio

2 STP1 Cuestionario previo.

3 Práctica Tradicional 1 Reporte de la STP1,C.P. PT1 y avances

Protocolo 1.

4 Proyecto 1 Reporte de la PT1 y Protocolo 1

5 Proyecto 1

6 Examen 1 Reporte de Proyecto 1

7 STP2 C.P. STP2

8 Práctica Tradicional 2 Reporte de STP2,C.P. PT2 y avances

Protocolo 2

9 Proyecto 2

Reporte de PT2 y Protocolo 2

10 Proyecto 2

10 Examen 2 Reporte Proyecto 2

11 STP3 C.P. STP3

12 Práctica Tradicional 3 Reporte de STP3, C.P. PT3 y avances

Protocolo 3.

13 Proyecto 3

Reporte PT3 y Protocolo 3

14 Proyecto 3

15 Examen 3 y Cuestionario de

calidad Reporte del Proyecto 3

16 Entrega de calificaciones

UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO

FACULTAD DE ESTUDIOS SUPERIORES CUAUTITLÁN

DEPARTAMENTO DE CIENCIAS QUÍMICAS

SECCIÓN DE QUÍMICA ANALÍTICA

CALENDARIZACIÓN

CODIGO: FPE-CQ-DEX-01-02; FPE-

CQ-DEX-03-02; FPE-CQ-DEX-04-02.

No de REVISIÓN: 0

xv

EVALUACIÓN

Tabla 3. Porcentajes considerados por bloque para cada actividad de laboratorio.

PRÁCTICAS

Actividad

Porcentaje

Cuestionario previo 20

Trabajo de laboratorio 20

Reporte 25

Examen 35

Total 100

PROYECTOS

Actividad

Porcentaje

Protocolo 25

Trabajo de laboratorio 15

Reporte 25

Examen 35

Total 100

Entrega de reportes o protocolos

El cuestionario previo, protocolo o reporte deben ser entregados en la fecha indicada, a la

hora de entrada al laboratorio. No se aceptará ningún documento en fechas posteriores.

xvi

Para promediar las calificaciones del laboratorio, deben aprobarse al menos dos

exámenes.

La entrada al laboratorio es a la hora indicada. Para tener asistencia se tendrá una

tolerancia máxima de 15 minutos. El porcentaje mínimo de asistencias es el 80 %. Tres

retardos conformarán una falta. Los protocolos que se realicen para cada proyecto,

deberán ser aprobados por los asesores antes de que se inicien los procedimientos

experimentales.

1

Unidad I

Equilibrio químico en medio

homogéneo

2

SESIÓN TEÓRICO PRÁCTICA 1

EFECTO DEL AMORTIGUAMIENTO EN COBRE (II) SOBRE LA ACIDEZ

DE LA DISOLUCIÓN DEL ÁCIDO AMINOACÉTICO

OBJETIVO

Analizar el efecto del Cu2+ sobre la acidez de la disolución de un aminoácido en

condiciones de amortiguamiento.

INTRODUCCIÓN

La aplicación de concepto de “amortiguamiento” permite, de una manera simple,

aumentar la cuantitatividad de una reacción química, en sistemas multicomponentes. La

actividad experimental correspondiente a una valoración ácido base, se realizará en la

siguiente sesión; sin embargo, los principios en los que se fundamenta se estudiarán en

esta práctica. Concierne así, en esta ocasión, comprender y diferenciar los términos

siguientes:

1. Condición de amortiguamiento.

2. Constante condicional.

Para tal fin, se aprovecharán las propiedades ácido-base de la glicina o ácido

aminoacético y la propiedad de su base conjugada de formar quelatos con algunos

cationes metálicos, como Ag+, Mg2+ y Cu2+, entre otros.

3

CUESTIONARIO PREVIO

1. Definir los conceptos de fuerza, acidez y mencionar los factores que las afectan.

2. Investigar la manera en que se calcula el pH de la disolución de un anfolito en un

sistema ácido–base.

3. Calcular el pH de la solución de glicina, utilizada en la práctica.

4. Expresar la ecuación química de la reacción de valoración de HGli con una base

fuerte y calcular su constante de equilibrio.

5. Investigar la toxicidad de los reactivos utilizados en la práctica, el tratamiento

indicado en caso de intoxicación o derrame, así como la forma segura de eliminar

los desechos obtenidos de la sesión experimental.

SOLUCIONES

Disolución de glicina 3.3 x 10-3 M.

Disolución de nitrato de cobre (II) 7.0 x 10-2 M

Disolución indicadora de naranja de metilo.

MATERIAL

10 Tubos de ensayo 100 x 10 mm

3 pipetas graduadas de 5 mL

1 gradilla

1 perilla

4

NOTAS DE PREPARACIÓN DE SOLUCIONES

Glicina. Muy soluble en agua, no requiere condiciones de preparación especiales.

Nitrato de cobre. Soluble en agua.

Naranja de metilo. Pesar 50 mg del indicador y disolverlos en 100 mL de agua caliente.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Experimento A.

1. En un tubo de ensayo, agregar 2 mL de la disolución de glicina, y una gota del

indicador naranja de metilo. Anotar sus observaciones.

2. En otro tubo de ensayo, agregar 3 mL de agua y una gota del indicador naranja de

metilo. Anotar sus observaciones.

3. Añadir la disolución de la mezcla agua-indicador al tubo que contiene la disolución

de glicina. Registrar sus observaciones.

Experimento B.

1. En otro tubo de ensayo, agregue 2 mL de la disolución de glicina y una gota del

indicador naranja de metilo. Anotar sus observaciones.

2. En un tubo de ensayo, agregar 3 mL de la disolución de nitrato de cobre, y una

gota del indicador naranja de metilo. Anotar sus observaciones.

3. Añadir la disolución de nitrato de cobre al tubo que contiene la disolución de

glicina. Registrar sus observaciones.

5

RESULTADOS

EXPERIMENTO A OBSERVACIONES

2mL de glicina + indicador

3 mL de agua + indicador

mezcla

EXPERIMENTO B OBSERVACIONES

2mL de glicina + indicador

3 mL de Cu(II) + indicador

Mezcla

6

DIAGRAMA ECOLÓGICO:

*Tratamiento de residuos:

R1, desechar directamente en la tarja

R2, guardar y etiquetar en un frasco de capacidad adecuada. Por ningún motivo verter en

el desagüe soluciones que contengan Cu(NO3)2.

La solución sobrante de glicina puede ser desechada directamente en la tarja.

7

DATOS

La glicina o ácido aminoacético (simbolizada por HGli) es un polvo cristalino, blanco, sin

olor, de sabor dulce, muy soluble en agua, y presenta la estructura química siguiente:

Es capaz de recibir un H+ para formar su ácido conjugado, representado por H2Gli+, y

también de donar un H+ para formar su base conjugada, simbolizado por Gli-.

H2Gli+ pka1= 2.35 pka2= 9.78

CuGlin2-n log β1= 8.1

Por otra parte, se encuentra que la especie Cu2+ forma con el ion OH- un hidroxocomplejo,

Cu(OH)+, al cual se le asocia un valor log β1= 6.0

El Intervalo de pH de transición del indicador: 3.1 – 4.4 (rojo – amarillo)

La autoionización del agua tiene asociado un valor de pKw= 14.0

Figura 1. Diagrama de Zonas de Predominio para el sistema Gli’-Cu(II)-H2O, pH’=f(pCu).

0

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

-2 -1 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13

pH'

pCu(II)

Gli-

HGli

CuGli+

H2Gli+

8

PUNTOS MÍNIMOS PARA EL ANÁLISIS DE RESULTADOS

1. Expresar los equilibrios de disociación sucesivos del sistema ácido-base de glicina

con sus correspondientes constantes de acidez.

2. Colocar las especies ácido-base de la glicina en una escala de predicción de

reacciones como función del pH.

3. Para la solución inicial de glicina, experimento A, calcular el valor de pH. Justificar

el color del indicador naranja de metilo.

4. Para el punto 3 del experimento A, calcular el pH. Explicar el efecto de la dilución

sobre la acidez de la glicina.

5. A partir del diagrama de zonas de predominio lineal para las especies de glicina en

función del pCu, establecer la especie predominante de glicina en el sistema bajo

las condiciones del punto 3, experimento B.

6. De acuerdo a la respuesta del punto 5, identificar a cuál de los equilibrios ácido-

base de la glicina, afecta el amortiguamiento en Cu(II).

7. Con la información anterior, establecer los equilibrios representativos de

disociación sucesivos del sistema ácido-base de glicina.

8. Calcular el valor de las constantes de acidez condicionales, bajo condiciones de

amortiguamiento de Cu(II).

9. Calcular el pH para el sistema del punto 3, experimento B.

10. Explicar el significado de la trayectoria del diagrama de zonas de predominio para

el sistema Gli–-Cu2+-H2O

11. Si se llevara a cabo la valoración de HGli en presencia de Cu2+ bajo las

condiciones prescritas, con una base fuerte, calcular su constante de equilibrio

condicional y compararla con la obtenida en el cuestionario previo. Concluir.

9

REFERENCIAS

1. Ringbom, A. (1979). Formación de complejos en Química Analítica. España: Editorial

Alhambra.

2. Rojas Hernández, A. (1991). II Equilibrio Químico de soluciones con medio

amortiguado. México: UNAM-FESC, Colección de Química Analítica.

3. Skoog, D. A. y West D. M., et al. (2005). Fundamentos de Química Analítica (8ª ed.,

Blanco y Correa, J. L, Trad.). México: Thomson. (Trabajo original publicado en 2004).

10

PRÁCTICA TRADICIONAL 1A

DETERMINACIÓN DE Zn (II) EN UNA MUESTRA COMERCIAL

DE ÓXIDO DE ZINC

OBJETIVOS

Justificar el uso del buffer amonio/amoniaco en la valoración del zinc con EDTA.

Determinar el contenido de óxido de zinc en una muestra comercial por medio de una

valoración con EDTA en medio amortiguado amonio/amoniaco

INTRODUCCIÓN

El ácido etilendiaminotetracético (EDTA) es con mucho el agente químico complejante

más utilizado en química analítica. Forma complejos estables de estequiometría 1:1 con la

mayoría de los iones metálicos. Por titulación directa o por una secuencia indirecta de

reacciones, en principio, todos los elementos de la tabla periódica pueden determinarse

con EDTA. Las constantes de formación de la mayoría de los complejos de EDTA son

bastante grandes, y los valores tienden a ser más grandes en el caso de iones metálicos

con mayores cargas iónicas positivas.

Sin embargo, no se debe olvidar el carácter ácido-base que presenta este ligando. De

esta forma sus equilibrios de formación de complejos metálicos se verán seriamente

afectados por el pH. De esta forma puede apreciarse que un complejo Metal-EDTA se

vuelve menos estable a medida que decrece el pH. Para que una reacción de valoración

11

tenga utilidad, se requiere que sea completa o “cuantitativa”. Esto es, su constante de

equilibrio debe ser suficientemente grande.

En algunas ocasiones, el elevar el pH de un sistema para poder llevar a cabo una

valoración con EDTA provoca la precipitación de los hidroxocomplejos del catión. Sin

embargo, es posible utilizar agentes complejantes auxiliares que sirven tanto para fijar el

pH, como para complejar el ión metálico y mantenerlo en solución. Por ejemplo, la

valoración de Zn(II) con EDTA suele efectuarse en un tampón amoniacal, que compleja al

Zn para evitar su precipitación como Zn(OH)2 y al mismo tiempo impone el pH de la

solución.

CUESTIONARIO PREVIO

1. Investigar las propiedades y aplicaciones del óxido de zinc.

2. Investigar los requerimientos óptimos para la cuantificación de iones metálicos con

el uso de EDTA.

3. Establecer las características que debe cumplir un indicador metalocrómico.

4. Explicar el funcionamiento del Negro de Eriocromo T para valoraciones

complejométricas.

5. Investigar la toxicidad de los reactivos utilizados en esta práctica, el tratamiento

por intoxicación o derrame, así como la forma adecuada de desechar los residuos

generados en el procedimiento experimental.

12

SOLUCIONES Y REACTIVOS

HCl 5 M

EDTA (sal disódica) 1x10-2 M

Solución buffer NH4+/NH3 0.2 M y pH=9.0

Indicador Negro de Eriocromo T (NET)

Agua destilada

Solución buffer de pH para calibración

Muestra de ZnO (el alumno debe traerla)

MATERIAL Y EQUIPO

copas tequileras

1 bureta de 25 mL

matraces volumétricos

1 pipeta volumétrica de 20 mL

1 pipeta graduada de 1 mL



Piseta,

Espátula

pH-metro con electrodos

soporte universal completo

balanza analítica

13


1. Preparar la solución buffer NH4+/NH3 0.2 M y pH=9.0

2. Pesar la cantidad de óxido de zinc necesario para preparar una solución de Zn(II)

de concentración 10-2 M, adicionarle gota a gota la cantidad mínima de HCl 5 M

necesaria para disolverlo completamente.

3. Llevar al volumen de aforo con la solución buffer preparada en el inciso 1.

4. Preparar la solución de EDTA de concentración 10-2 M, disolviendo y llevando al

volumen de aforo con la solución buffer preparada en el inciso 1

5. Valorar 5 mL de la solución de Zn(II) con la solución de EDTA, empleando NET

como indicador de fin de valoración. Realizar la valoración por triplicado.

RESULTADOS

g de muestra

VALORACIONES

VALORACIÓN Volumen de Vire

1

2

3

14



R1, diluir en agua y desechar directamente en el desagüe.

Las soluciones sobrantes de Buffer, EDTA y Zn(II) también podrán ser desechadas

directamente en el desagüe.

15

DATOS

Zn(NH3)n2+ log1=2.27, log2=4.61, log3=7.01, log4=9.06

Zn(OH)n2-n log1=4.4, log3=14.4, log4=15.5

NH4+ pKa=9.25

ZnY2- pKc=16.5

ZnHY- pKa=3.0

H4Y pKa1=2.0, pKa2=2.7, pKa3=6.2, pKa4=10.3

NET pZntrans= 6.24 (rojo-azul)

Figura 3. Diagrama de Zonas de Predominio para el sistema Zn(II)-NH3’-H2O, pNH3’=f(pH).

-2

-1

0

1

2

3

4

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

pH

pNH ’3

Zn(NH3)4+2

Zn(O

H) 4

+2

Zn(OH)3+Zn+2

16


1. De acuerdo al Diagrama de Zonas de Predominio; conociendo la concentración

del buffer de amonio/amoniaco y el pH, determinar cuál es la especie

predominante de Zn(II) a las condiciones experimentales.

2. Con base en las condiciones de amortiguamiento, establecer los diagramas de

zonas de predominio (DZP) lineales en función del pH, y determinar las especies

predominantes de EDTA (Y’’) y del complejo ZnY’’ a las condiciones

experimentales.

3. Con la información de los puntos anteriores, expresar la reacción de valoración.

4. Calcular las constantes de equilibrio termodinámica y bicondicional.

5. Establecer la Tabla de Variación de Cantidades Molares para la valoración.

6. Calcular el valor de pZn’’ en el punto de equivalencia.

7. Determinar el error cometido al usar el NET como indicador de fin de valoración.

8. Explicar el funcionamiento del indicador y los colores observados empleando el

DZP y la EPR, además de escribir la reacción representativa de detección del

punto final.

9. Determinar el contenido de ZnO, expresado en %p/p, en la muestra comercial.

REFERENCIAS

1. Day, R. A. y Underwood, A. L. (1989) Química Analítica Cuantitativa (5a ed; M.C.

Arroyo Espinosa, Trad.). México: Pearson.

2. Ringbom, A. (1979). Formación de complejos en Química Analítica. España:

Editorial Alhambra.

17

PRÁCTICA TRADICIONAL 1B

DETERMINACIÓN CUANTITATIVA DE ÁCIDO BÓRICO EN UNA

MUESTRA DE USO OFTÁLMICO

OBJETIVO

Determinar la concentración de ácido bórico en una disolución de uso oftálmico a través

de una curva de valoración ácido base, a fin de destacar la importancia de las condiciones

de amortiguamiento en el análisis químico.

INTRODUCCIÓN

Muchas muestras industriales, biológicas, farmacéuticas y naturales presentan

propiedades ácido-base. Su contenido ácido o básico puede cuantificarse en medio

acuoso mediante una valoración con una disolución patrón. Sin embargo, la

cuantitatividad de la reacción depende tanto de la constante de equilibrio como de la

concentración inicial del analito. En este sentido, la reacción de valoración del ácido

bórico con una base fuerte, es poco cuantitativa y el punto de equivalencia no puede ser

detectado con precisión. La presencia en el sistema de compuestos polialcohólicos

(manitol, dextrosa o sorbitol) que actúan como agentes complejantes del ión borato,

pueden alterar significativamente la acidez del ácido bórico, de forma tal que pueda ser

valorado con una cuantitatividad suficiente con una base fuerte. Asimismo, el efecto de la

concentración de estos reactivos complejantes en el sistema de valoración es

18

determinante, debido a la baja estabilidad de este tipo de complejos. Por tal motivo, en

esta práctica se evidenciará particularmente el aumento de la acidez del ácido bórico

causado por el efecto complejante del manitol a través de su titulación con una base

fuerte. Se utilizará el diagrama de zonas de predomino del sistema BO2-/Ma/H2O para

explicar este comportamiento.

CUESTIONARIO PREVIO

1. Calcular el grado de disociación de una solución 10-3M de ácido bórico y con éste,

calcular el pH.

2. Expresar la reacción de valoración de ácido bórico con una base fuerte y calcular

su Keq.

3. Si se valoran 10mL de la solución anterior de ácido bórico con hidróxido de sodio

0.005M, calcular la cuantitatividad de la reacción de valoración.

4. Calcular el pH del punto de equivalencia para la valoración de la pregunta 3.

5. ¿Qué características debe cumplir un indicador ácido base para ser utilizado en

una valoración? Traer una tabla de indicadores ácido base con información de

intervalos de transición de pH y su preparación (puede incluir fotocopia).

6. Mencionar un indicador ácido base adecuado para la titulación anterior, así como

las razones que justifican su elección.

7. Establecer el procedimiento para la estandarización de una solución de hidróxido

de sodio.

8. Investigar la toxicidad de los reactivos utilizados en esta práctica, el tratamiento

por intoxicación o derrame, así como la forma adecuada de desechar los residuos

generados en el procedimiento experimental.

19


Manitol en disolución 0.5 M

NaOH en disolución 0.01M

Buffer para calibración del potenciómetro

Biftalato de potasio

Muestra problema que el grupo traerá (Ejemplo: Solución oftálmica Lav Ofteno,

Laboratorios Sofía)

MATERIAL

Potenciómetro con electrodo combinado de pH

Agitador magnético

Soporte universal con pinzas

1 Espátula

1 Piseta con agua destilada

1 Matraz volumétrico de 100mL

1 Pipeta volumétrica de 2mL

2 Pipeta volumétrica de 10mL

2 Pipetas volumétricas de 5mL

1 Bureta graduada de 25mL

3 Vasos de precipitados de 50mL

20


1. Realizar la calibración del potenciómetro para la medición de pH.

2. Preparar las disoluciones de manitol y de NaOH.

3. Un equipo de trabajo, procederá a estandarizar por triplicado la disolución de

NaOH 0.01 M con un patrón primario.

4. Tomar una alícuota de 2 mL de la muestra (frasco c/250 mL) y llevar al aforo de

100 mL (disolución A). Esta disolución servirá para todo el grupo.

MÉTODO A. Sin condiciones de amortiguamiento.

1. De la disolución A, tomar una alícuota de 10 mL y colocarla en un vaso de

precipitados de 50 mL y añadir 10 mL de agua destilada.

2. De acuerdo al contenido de ácido bórico indicado en la etiqueta del producto,

calcular el volumen de punto de equivalencia que se espera obtener.

3. Proceder a titular potenciométricamente con NaOH estandarizado, realizar las

adiciones en incrementos de 0.5 mL; hasta un total de 10mL. En la cercanía al

punto de equivalencia añadir en incrementos más pequeños de acuerdo con la

precisión de la bureta.

4. Graficar simultáneamente los valores de pH como función del volumen de

valorante agregado.

5. Detener la valoración hasta añadir aproximadamente el doble del volumen de

punto de equivalencia.

21

MÉTODO B. Bajo condiciones de amortiguamiento.

1. De la disolución A, tomar una alícuota de 10 mL y colocarla en un vaso de

precipitados de 50 mL, añadir 5 mL de la disolución de manitol 0.5M y adicionar 5

mL de agua destilada.

2. Proceder a titular potenciométricamente con NaOH 0.01M, realizar adiciones de

titulante en incrementos de 0.5 mL; en la cercanía al punto de equivalencia,

adicionar cuidadosamente volúmenes más pequeños de acuerdo con la precisión

de la bureta. Detener la valoración hasta añadir el doble del volumen de punto de

equivalencia aproximadamente. Superponer el gráfico pH= f (Vol. de titulante

añadido) de esta titulación con el gráfico de la curva de valoración sin condiciones

de amortiguamiento. Proceder a comparar ambos gráficos y discutir entre los

integrantes de su equipo de trabajo, cuál de los métodos (A o B) se elegiría para

seguir la titulación de manera visual con indicador.

3. Utilizar una tabla de indicadores visuales ácido base y seleccionar un indicador

para la titulación elegida.

4. Proceder a titular con indicador.

22

RESULTADOS

Estandarización de NaOH

g de biftalato de potasio Volumen de Vire [NaOH] Promedio

VALORACIONES REALIZADAS

Método Volumen de

PE

mL Gastados

NaOH ______ M OBSERVACIONES

A

B

Indicador

Indicador elegido: ________________________

23

VALORACIÓN A VALORACIÓN B

Volumen de NaOH

pH Volumen de

NaOH pH

24

VALORACIONES DE HBO2 CON NaOH EN PRESENCIA Y AUSENCIA DE MANITOL

25



Mezclar R1 y R2, ajustar el pH en el intervalo de 5.5-10 con ácido acético diluido y

verter en el desagüe.

La solución restante preparada a partir de la muestra de uso oftálmico, puede ser

desechada directamente en la tarja.

26

DATOS

Peso Molecular del ácido bórico H3BO3 61.83 g / mol

Peso Molecular del manitol C6H14O6 182.17 g / mol (represéntese por Ma)

HBO2 pKa= 9.2

pKw=14.0

(Ma)nBO2- log1=2.5 log2= 4.7

Figura 2. Diagrama de Zonas de Predominio para el sistema BO2‘-Ma-H2O, pH’=f(pMa).

0

0.5

1

1.5

2

2.5

3

3.5

4

4.5

5

5.5

6

6.5

7

7.5

8

8.5

9

9.5

10

0 1 2 3 4 5pMa

pH'

HB02

BO2-

Ma2BO2-

MaB

O2-

27


1. Establecer la reacción de valoración del método A, y calcular su constante de

equilibrio.

2. Comparando las curvas obtenidas para los métodos A y B, concluir sobre el

método más adecuado para la cuantificación de ácido bórico. Justificar la respuesta.

3. Con el volumen de punto de equivalencia del método B seguida

potenciométricamente, calcular la concentración de ácido bórico en la muestra.

4. Con el volumen de vire del indicador determinar el error cometido con este

método.

5. Para el método B, identificar y explicar cuál es la condición de amortiguamiento.

Establecer el Diagrama de Zonas de Predominio lineal para las especies de boratos,

como función del pMa, e identificar la especie predominante de boratos, bajo la

condición de amortiguamiento.

6. A través del uso del DZP de la figura 2, deducir el par conjugado ácido-base y

calcular su constante de acidez condicional, pKa’. Con esto, construir una escala de

pH de predicción de reacciones.

7. Expresar la reacción de valoración en el método B y calcular su correspondiente

constante condicional.

8. A partir de los valores de pH inicial en ambos métodos, analizar el efecto que tiene

el manitol sobre la acidez de la disolución del ácido bórico.

9. Concluir sobre las ventajas de utilizar un amortiguamiento en manitol para la

cuantificación de ácido bórico.

28

REFERENCIAS

3. Secretaría de Salud (2004). Farmacopea de los Estados Unidos Mexicanos. (8ª,

Ed.). México: Comisión permanente FEUM.




Editorial Alhambra.

6. Rojas Hernández, A. (1991). II Equilibrio Químico de soluciones con medio

amortiguado. México: UNAM-FESC, Colección de Química Analítica.

7. Schenk, G. H., Hahn, R. B., Hartkopf, A (1984). Química Analítica Cuantitativa.

México: C.E.C.S.A.

29

Unidad II

Equilibrio químico de

solubilidad y precipitación

30

SESIÓN TEÓRICO PRÁCTICA 2A

SOLUBILIDAD DE Ag(I) EN FUNCIÓN DEL pH Y

DE DIFERENTES AGENTES COMPLEJANTES

OBJETIVO Analizar el efecto de la acidez del medio acuoso en la solubilidad molar de algunos

compuestos insolubles de plata, bajo condiciones de amortiguamiento múltiple.

INTRODUCCIÓN

El interés por el estudio de los equilibrios de precipitación y solubilidad radica en sus

múltiples aplicaciones en diversos campos de la Química. Entre estas aplicaciones se

encuentran:

- La identificación de especies químicas que pueden formar sustancias sólidas insolubles

con características específicas.

- La separación selectiva de especies químicas con base en diferencias de solubilidad.

- La determinación cuantitativa de especies químicas.

Los equilibrios de precipitación y de solubilidad en disoluciones acuosas implican la

presencia de dos o más fases; de éstas, una es la líquida (disolución acuosa) y la fase o

las fases sólidas constituidas por sustancias capaces de entrar a la solución por el

proceso de disolución, ya sea como especies cargadas eléctricamente (iones) o como

especies neutras (moléculas).

31

Un equilibrio de solubilidad es aquel en el cual una especie sólida al disolverse en una

fase líquida, se incorpora a ésta en forma de moléculas y/o iones. Estos últimos, guardan

la misma relación estequiométrica que en el sólido. Por ejemplo:

AgCl Ag+ + Cl-

En las disoluciones las partículas presentes son del orden atómico, iones o moléculas

pequeñas (0.1-1.0 nm). Son estables a la gravedad, transparentes y a menudo

coloreadas, y sus componentes no pueden ser separados por filtración. Las disoluciones

pueden ser saturadas o no saturadas. Si al preparar una disolución manteniendo una

temperatura constante, el soluto alcanza la concentración máxima que el equilibrio

permite, a la disolución así constituida se le llama disolución saturada. Si en estas

condiciones se adiciona más soluto, éste permanece sin disolverse y se establece un

equilibrio entre el sólido presente y la disolución, es decir, el mismo número de partículas

que pasan del sólido al líquido lo hacen del líquido al sólido. La concentración de una

sustancia correspondiente a su disolución saturada es llamada: solubilidad. Cuando en

una disolución, el soluto tiene una concentración inferior a la correspondiente a la

solubilidad, la disolución se conoce como no saturada y por lo tanto no se puede afirmar

que ésta se encuentre en equilibrio con el sólido.

Para los compuestos poco solubles, y en particular para los que al disolverse forman

iones, es decir los que se comportan como electrolito, se aplican las leyes del equilibrio

químico y en particular la constante del producto de solubilidad, representada por Ks. Por

lo que respecta a la solubilidad para estos compuestos, se anota como “S” y las unidades

más frecuentes son: cantidad de sustancia/unidad de volumen (mol/L). La solubilidad

32

depende de la composición de la fase líquida y de la temperatura, por lo que deben

especificarse estas condiciones.

La precipitación puede considerarse el fenómeno contrario a la disolución. En ella el

sólido, al que se reconoce como precipitado, se separa de una disolución homogénea

(una sola fase) por interacción entre las especies presentes, y se llega a conformar un

sistema de dos fases (el precipitado y la disolución).

CUESTIONARIO PREVIO

1. Enlistar y explicar los factores que afectan la solubilidad de una sustancia.

2. ¿Cómo afecta un agente enmascarante y uno precipitante, a la solubilidad de un

compuesto poco soluble?

3. ¿Qué significado físico tiene el pM’ de saturación?

4. ¿Cuál es el significado de la trayectoria en los Diagramas de Existencia

Predominio?


indicado en caso de intoxicación, así como la forma segura de eliminar los

desechos obtenidos de la sesión experimental.

SOLUCIONES Y REACTIVOS AgNO3 10-3 M

NaCl 0.23 M

NH4OH R.A.

En frascos goteros:

NaOH 2 M

HNO3 2 M

33

MATERIAL Y EQUIPO Vasos de precipitados de 50 mL

Pipetas graduadas: 1 mL, 10 mL y 5 mL

Papel indicador de pH

Agitador magnético

Barra magnética

Piseta

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

PRIMERA PARTE

1. Verter en un vaso de precipitados 10 mL de la solución de Ag(I). Observar sus

características y registrar el pH de la solución.

2. Añadir gota a gota solución concentrada de NaOH, observar los cambios ocurridos

en el sistema y registrar el pH.

3. Añadir gota a gota HNO3 concentrado, observar los cambios ocurridos en el

sistema y registrar el pH.

SEGUNDA PARTE

1. Verter en un vaso de precipitados 10 mL de la solución de Ag(I) y con una pipeta

adicionar 0.5 mL de la solución de NaCl. Observar los cambios ocurridos y

registrar el pH de la solución.

2. Con el sistema resultante repetir los incisos 2 y3 de la primera parte.

TERCERA PARTE

1. Verter en un vaso de precipitados 10 mL de la solución de Ag(I), con una pipeta

adicione 0.5 mL de la solución de NaCl y con otra pipeta realizar la adición de 0.8

34

mL de NH3 concentrado. Observar los cambios ocurridos y registrar el pH de la

solución.

2. Con el sistema resultante repetir los puntos 2 y 3 de la primera parte.

RESULTADOS

PRIMERA PARTE pHs DEL SISTEMA Y OBSERVACIONES

10 mL de Ag(I)

10 mL de Ag(I) + gotas de NaOH

10 mL de Ag(I) + gotas de NaOH+ gotas

de HNO3

SEGUNDA PARTE

10 mL de Ag(I)+0.5 mL NaCl

10 mL de Ag(I) + 0.5 mL NaCl +gotas de

NaOH

10 mL de Ag(I) +0.5 mL NaCl +gotas de

NaOH+ gotas de HNO3

TERCERA PARTE

10 mL de Ag(I)+0.5 mL NaCl+0.8 mL de

NH3 concentrado


NH3 concentrado+ gotas de NaOH


NH3 concentrado+ gotas de NaOH+ gotas

de HNO3

35



Mezclar R1, R2 y R3, con los restos de la solución inicial de AgNO3; resguardar en un

contenedor apropiado al volumen y etiquetado como “residuos de plata” para su posterior

tratamiento.

Las soluciones restantes de NaOH y HNO3, mezclarlas con precaución para neutralizar, y

posteriormente verter en la tarja.

36

DATOS

Ag(OH)n1-n log1=2.3, log2=3.6, log3=4.8

Ag(Cl)n1-n log1=2.9, log2=4.7, log3=5.0, log4=5.9

Ag(NH3)n+ log1=3.4, log2=7.4

AgOH pKs=7.71

AgCl pKs=9.752

NH4+ pKa=9.25

Figura 4. Diagrama de Existencia Predominio (DEP) para Ag(I). pAg’sat=f(pH).

-2

-1

0

1

2

3

4

5

6

7

8

0 2 4 6 8 10 12 14

pH

pAg’

Ag+

AgOH Ag(OH)2-

Ag(OH)32-

AgOH(s)

37

Figura 5. Diagrama de Existencia Predominio (DEP) para Ag(I)’’. pAg’’sat=f(pH) a pCl’=2.0.

Figura 6. Diagrama de Existencia Predominio (DEP) para Ag(I)’’’. pAg’’’sat=f(pH) a pCl’=2.0 y pNH3’=0.0.

-2

0

2

4

6

8

10

12

10 11 12 13 14 15 16pH

pAg'

AgCl

AgCl

AgOH

Ag(OH)3-2

AgOH

Ag(OH)2-

-4

-2

0

2

4

6

8

10

12

0 2 4 6 8 10 12 14 16 18

pH

pAg'''

Ag(NH3)2+

AgCl

Ag(O

H) 3

-2

AgCl

AgO

H

38

PUNTOS MÍNIMOS DEL REPORTE

1. Para la primera parte, de acuerdo a las observaciones experimentales, establecer

a cada valor de pH estimado, si existe o no la presencia de precipitado y justificarlo

con ayuda del Diagrama de Existencia Predomino de Ag(I)’ de la Figura 4.

2. Plantear el equilibrio generalizado de precipitación, y para cada valor de pH el

equilibrio representativo, calculando el valor de [Ag(I)’]sat.

3. Para la segunda parte experimental, establecer los amortiguamientos impuestos

en este sistema.

4. Analizar el efecto de los cloruros en la precipitación de Ag(I)’’.

5. Bajo las condiciones experimentales impuestas, establecer el equilibrio

generalizado de precipitación a segundo orden, y para cada valor de pH estimado,

el equilibrio representativo de precipitación. Justificar la presencia o no de

precipitado de acuerdo al Diagrama de Existencia Predomino para Ag(II)’’ de la

Figura 5.

6. Para cada valor de pH, calcular el valor de [Ag´´]sat.

7. Para el tercer experimento, Establecer los amortiguamientos impuestos en este

sistema.

8. Analizar el efecto del NH3’ en la solubilidad de la plata.

9. Bajo las condiciones experimentales impuestas, establecer el equilibrio

generalizado de precipitación a tercer orden, y el equilibrio representativo a cada

valor de pH estimado. Justificar la presencia o no de precipitado de acuerdo al

Diagrama de Existencia Predomino para Ag(II)’’’ de la Figura 6.

10. Para cada valor de pH, calcular el valor de [Ag´´´]sat.

11. Concluir sobre el efecto de agentes enmascarantes y precipitantes en la

solubilidad de los iones metálicos.

39

REFERENCIAS


Editorial Alhambra.

2. Charlot, G. (1980) Curso de Química Analítica General (1a. reimpresión de la 1a.

edición en español; S. Vicente Pérez, Trad.). Barcelona, España: Toray-Masson,

S. A. (Trabajo original publicado en 1967)

40

SESIÓN TEÓRICO PRÁCTICA 2B

SOLUBILIDAD Y PRECIPITACIÓN

DE CLORURO DE PLATA Y CROMATO DE PLATA

OBJETIVOS

Comprender y analizar los conceptos de: solubilidad, equilibrio de solubilidad, equilibrio de

precipitación y constante de solubilidad.

Predecir el orden de precipitación cuando se cuenta con una mezcla de aniones (sistema

multirreaccionante).

INTRODUCCIÓN Se pretende estudiar el equilibrio químico de solubilidad y precipitación a través de la

formación experimental de precipitados en medio acuoso, lo que permitirá al estudiante

comprender el concepto de solubilidad e incluso predecir el orden de precipitación en un

sistema multirreaccionante. De esta manera, el estudiante podrá familiarizarse con la

aplicación de estos conceptos en condiciones de amortiguamiento.

CUESTIONARIO PREVIO

1. ¿Qué es la solubilidad de una sustancia?

2. ¿Qué es una solución no saturada, saturada y una sobresaturada?

3. ¿Qué es un agente precipitante?

4. En procesos de precipitación, ¿cuál es la función de un agente enmascarante?

5. ¿De qué colores son el cloruro de plata y el cromato de plata?

41





En frascos goteros:

10 mL de Cromato de Potasio 0.01 M

10 mL de Nitrato de Plata 0.01 M

10 mL de Cromato de Potasio 10 – 4 M

10 mL de Nitrato de Plata 10 – 4 M

10 mL de Cloruro de Sodio 0.01 M

Agua destilada

MATERIAL Y EQUIPO

1 gradilla

6 tubos de ensaye

1 piseta

3 vasos de precipitado de 50 mL

4 pipetas graduadas de 1 mL

Espátula

Balanza analítica

42


PRIMERA PARTE: Obtención de precipitados

1. Verter en un tubo de ensaye 10 gotas de solución 10–2 M de Cromato de Potasio

(K2CrO4) y agregar gota a gota solución 10–2 M de Nitrato de Plata (AgNO3). Agitar

continuamente y registrar los cambios físicos.

2. Verter en un tubo de ensaye 10 gotas de solución 10–2 M de Cloruro de sodio

(NaCl) y agregar gota a gota solución 10–2 M de Nitrato de Plata (AgNO3). Agitar

continuamente y registrar los cambios físicos.

SEGUNDA PARTE: Predicción del orden de precipitación

SISTEMA 1: En un tubo de ensaye, mezclar 10 gotas de K2CrO4 10–2 M y 10 gotas de

NaCl 10–2 M. Agregar a esta mezcla, poco a poco, AgNO3 10–2 M. Anotar

los cambios físicos observados y registrar el volumen de nitrato de plata

que se adiciona hasta obtener la aparición del segundo precipitado.

SISTEMA 2: En un tubo de ensaye mezclar 10 gotas de K2CrO4 10–2 M con 1 gota de

NaCl 10–2 M. Agregar a este sistema, poco a poco, AgNO3 10–2 M. Anotar



SISTEMA 3: En un tubo de ensaye mezclar 1 gota de K2CrO4 10–2 M y 10 gotas de

NaCl 10–2 M. Agregar a este sistema, poco a poco, AgNO3 10–2 M. Anotar



43

RESULTADOS

PRIMERA PARTE CAMBIOS FÍSICOS OBSERVADOS

10 gotas K2CrO4 10-2 M + gotas AgNO3 10-2 M

10 gotas NaCl 10-2 M + gotas AgNO3 10-2 M

SEGUNDA PARTE CAMBIOS FÍSICOS OBSERVADOS

SISTEMA 1: 10 gotas K2CrO4 10-2 M+10 gotas

NaCl 10-2 M+ AgNO310-2 M

SISTEMA 2: 10 gotas K2CrO4 10-2 M+1 gota

NaCl 10-2 M+ AgNO310-2 M

SISTEMA 3: 1 gota K2CrO4 10-2 M+10 gotas

NaCl 10-2 M+ AgNO3 10-2 M

44


45


Mezclar R1, R2, R3, R4 y R5. Verter en un recipiente etiquetado: “Residuos de Plata”. No

desechar en el desagüe.

46

DATOS

Ag2CrO4 pKs = 11.92

AgCl pKs = 9.74

Nota: Considerar que una gota equivale a 0.05 mL


1. Calcular las solubilidades molares del Ag2CrO4 y AgCl.

2. De acuerdo con las solubilidades molares, explicar cuál de los precipitados de

plata es el más insoluble.

3. Calcular la concentración mínima de Ag+ necesaria, para que empiece a precipitar

el AgCl y el Ag2CrO4 en cada sistema de la tercera parte experimental. Justificar el

orden de precipitación.

REFERENCIAS




Editorial Alhambra.

47

PRÁCTICA TRADICIONAL 2

DETERMINACIÓN GRAVIMÉTRICA DE ALUMINIO

COMO OXINATO DE ALUMINIO

OBJETIVO

Cuantificar el contenido de aluminio en una muestra de papel aluminio comercial, por un

método gravimétrico.

INTRODUCCIÓN

El análisis gravimétrico abarca una variedad de técnicas en las que la masa de un

producto se utiliza para determinar la cantidad original de analito (esto es, la especie que

se analiza). Puesto que la masa puede medirse con gran exactitud, los métodos

gravimétricos se encuentran entre los más exactos de la Química Analítica.

El análisis gravimétrico se basa en la formación de un producto que se pueda pesar y

cuya masa puede relacionarse con la del analito. Frecuentemente un ion se precipita

mediante la adición de un contraión apropiado. El producto ideal sería insoluble,

fácilmente filtrable, puro y de composición conocida. Si bien pocas sustancias reúnen

todas estas condiciones, el uso de técnicas apropiadas puede ayudar a optimizar las

propiedades de los precipitados gravimétricos.

Las medidas que se toman para reducir la sobresaturación y favorecer la formación de

partículas grandes y fácilmente filtrables incluyen: (1) elevación de la temperatura durante

48

la precipitación, (2) adición lenta y mezcla vigorosa de los reactivos, (3) mantenimiento de

un gran volumen de solución y (4) precipitación en un medio homogéneo.

La formación de coloides es particularmente indeseable en el análisis gravimétrico.

Después de que se forma un precipitado, por lo común se procede a su digestión en la

solución madre, a temperatura elevada para favorecer el crecimiento cristalino y la

recristalización. Posteriormente, todos los precipitados se filtran y se lavan; algunos deben

lavarse con un electrólito volátil para evitar la peptización. En el último paso, el precipitado

se calienta hasta sequedad o se calcina para obtener una composición estable y

reproducible. Todos los cálculos gravimétricos se encaminan a relacionar los moles del

producto con los del analito.

CUESTIONARIO PREVIO

1. ¿Qué es el análisis gravimétrico?

2. ¿Cómo se pone a peso constante un recipiente?

3. Investigar las propiedades físicas y químicas del oxinato de aluminio.

4. Enumerar las etapas esenciales del Análisis Gravimétrico y mencionar algunos

ejemplos de otras determinaciones gravimétricas comúnmente empleadas




49


Muestra de aluminio

25 mL de Oxina al 2.5% (pesar la cantidad necesaria, agregar un poco de agua y

después adicionar 0.5 – 0.7 mL de HCl R.A.)

25 mL Acetato de Amonio al 2%

10 mL Acetato de Amonio al 1% (preparado a partir del acetato de amonio al 2%)

HCl R. A.

10 mL HCl 2 M

10 mL Amoníaco 1:1

Agua destilada

MATERIAL Y EQUIPO

3 vasos de precipitados 50 mL

2 pipetas graduadas 5 mL

1 matraz aforado 25 mL

2 pipetas volumétricas 5 mL


2 matraces aforados 10 mL

1 vaso de precipitados 200 mL

2 pipetas volumétricas 20 mL

50

3 vasos de precipitados 50 mL

1 embudo de filtración de vidrio sinterizado (si no se cuenta con él, se puede emplear

papel filtro Whatman No. 2 y un embudo buchner)

Desecador

Balanza analítica

1 Parrilla

1 Termómetro

1 matraz kitasato

tiras de papel pH

Estufa


PRIMERA PARTE: Tratamiento de la muestra

De la muestra problema pesar la cantidad necesaria para la preparación de 25 mL de una

solución de [Al(III)] 0.1 M. Disolver con un poco de agua y la mínima cantidad de ácido

clorhídrico, siempre utilizando la campana de extracción. Una vez disuelto, aforar.

A partir de esta solución preparar 100 mL de [Al(III)] 5.X 10-3 M, aforando con agua

destilada.

51

SEGUNDA PARTE: Precipitación de Aluminio

En un vaso de precipitados apropiado vaciar los 100 mL de [Al(III)] 5 X 10-3 M, añadir

amoniaco 1:1, gota a gota, hasta apreciar el inicio de la precipitación. Una vez que esto

ocurra, agregar ácido clorhídrico 2 M hasta que el precipitado se disuelva. Con una tira de

papel pH medir y registrar el valor.

Agregar 20 mL de la solución de oxina (2.5%). Calentar la solución a 70°C y añadir

lentamente con agitación 20 mL de acetato de amonio (2%) y medir el pH de la solución.

Calentar hasta justo antes de que hierva y dejar el vaso en la parrilla para continuar con el

calentamiento durante media hora.

Una vez transcurrido el tiempo, verificar que la precipitación haya sido completa,

agregando 1 o 2 gotas de oxina y observar atentamente la formación de sólido. En caso

de que esto ocurra la precipitación no ha sido cuantitativa, por lo que se deberá adicionar

nuevamente oxina para asegurar la precipitación completa del aluminio.

TERCERA PARTE: Cuantificación de Aluminio

Dejar enfriar el sistema a 50° C o bien a temperatura ambiente (si el tiempo así lo

permite). El precipitado obtenido se filtra empleando el embudo de vidrio sinterizado el

cual ha sido previamente puesto a peso constante. La filtración de preferencia hay que

hacerla sin aplicar vacío, solo en caso de que ésta sea muy lenta se puede aplicar pero

muy suavemente. Cuidar que todo el sólido pase al embudo.

Posteriormente se lava el sólido con acetato de amonio al 1% y finalmente con agua

destilada fría. Secar en la estufa a 140° – 150° C hasta peso constante.

52

Se deduce el peso del oxinato de aluminio, para realizar los cálculos necesarios y

determinar el porcentaje de aluminio en la muestra original.

Entregar en el reporte el sólido obtenido en una bolsa de plástico, debidamente

etiquetado.

RESULTADOS

g muestra de aluminio

g oxinato de aluminio

53


54

*Tratamiento de residuos: Mezclar R1 y R2, ajustar el pH en el intervalo de 5.5-10 y verter en el desagüe.

La solución restante de aluminio preparada a partir de la muestra, puede ser desechada

directamente en la tarja.

DATOS

Al(Ox)n3 – n log3=27

Al(Ox)3 pKs=32.3

H2Ox pKa’s = 5.0, 9.7

Al(Ox)3 P.M=458.97g/mol

Al P.A= 26.97 g/mol

55

Figura 7. Diagrama de Existencia Predominio para Al (III), pAlsat’’=f(pH), a pOx’=1.6


1. Definir el valor de pH y pOx’ impuestos en el sistema.

2. Escribir el equilibrio generalizado de precipitación de aluminio.

3. Escribir el equilibrio representativo de precipitación y calcular la Kp’’ a las

condiciones impuestas.

4. Con la masa de sólido obtenido, calcular el contenido de aluminio en la muestra

problema (%p/p).

5. Plantear el estado de equilibrio del sistema y calcular la solubilidad condicional.

6. A las condiciones impuestas en el sistema, calcular la [Al’’]sat; con este dato y con

el apoyo del DEP, demostrar que la precipitación es cuantitativa.

Al(OH)4-

Al(OH)3

-12

-10

-8

-6

-4

-2

0

2

4

6

8

0 2 4 6 8 10 12 14

pH

pA

l sat’'

Al3+ Al(Ox)3

Al(Ox)3

Al(OH)3

56

REFERENCIAS




Editorial Alhambra.

3. Orozco, F. D. (1985) Análisis Químico Cuantitativo (16a ed.) México: Porrúa.

57

Unidad III

Equilibrio químico redox

58

SESIÓN TEÓRICA PRÁCTICA 3

INFLUENCIA DEL pH EN EL EQUILIBRIO REDOX

OBJETIVO

Analizar el efecto de la acidez en la espontaneidad de los procesos redox de anfolización

y dismutación.

INTRODUCCIÓN

En todas las reacciones hasta ahora consideradas, el estado de oxidación de todos los

elementos que intervenían en ellas permanecía constante. Por el contrario, en las

reacciones de oxidación-reducción (reacciones redox), existe un intercambio de

electrones, lo que implica un cambio en el estado de oxidación. Por ejemplo, en la

reacción:

Cu2+ + Znº Cuº + Zn2+

Para el proceso tal cual está escrito, el número oxidación del cobre cambia de 2+ a cero,

así como el del zinc que cambia de cero a 2+. Las reacciones redox pueden separarse en

dos semirreacciones o reacciones parciales, una oxidación o pérdida de electrones, y una

reducción o ganancia de electrones. En el caso de la reacción anterior, las dos

semirreacciones son:

Cu2+ + 2e- Cuº (reducción)

Znº Zn2+ + 2e- (oxidación)

59

Puede decirse que una reacción redox tiene lugar entre un agente oxidante y un agente

reductor. Por agente oxidante se designa una sustancia que hace que tenga lugar una

oxidación, a la par que ella misma se reduce. Agente reductor será aquella sustancia que

da lugar a una reducción, siendo ella misma oxidada. Cada semirreacción posee un

potencial normal E° asociado a ella, por ejemplo:

Cu2+ + 2e- Cuº Eº=0.34 V

Zn2+ + 2e Znº - Eº=-0.76 V

El valor de E° de una semirreacción es una medida de la tendencia que presenta la

reacción a desplazarse hacia la derecha y es característico de cada semirreacción en

particular y de las concentraciones de las especies involucradas en la misma. La ecuación

de Nernst relaciona estas variables. No obstante, hasta el momento no se ha tomado en

cuenta el efecto de la hidrólisis de los iones metálicos, por ejemplo el cobre en disolución

acuosa puede comportarse como ácido:

Cu2+ + H2O CuOH+ + H+

Cuando el pH es muy elevado, el Cu+2 desaparece para formar CuOH+ , y por lo tanto la

semirreacción presentada anteriormente cambia, en consecuencia el E° se ve alterado:

CuOH+ + H+ + 2e- Cuº + H2O Eº= 0.58 V

CUESTIONARIO PREVIO

1. Definir el significado de potencial normal Eº y mencionar las condiciones en las

que se determina.

60

2. Expresar la semirreacción que involucra a las siguientes especies químicas de

cada par redox:

Par redox: IO3– / I –

Par redox I3–/ I –

3. Definir oxidante, reductor y anfolito redox y con base en esto, clasificar a las

especies IO3– , I3

–, I –

4. Expresar las ecuaciones de Nernst para cada par redox de la pregunta 2.

5. Investigar en qué consiste una yodometría y una yodimetría. Mencionar tres

analitos que sean determinados por cada método.




SOLUCIONES Y REACTIVOS:

KIO3 10-2 M

NaI 10-1M

HCl 0.1 M

NaOH 0.1 M

Agua destilada

MATERIAL Y EQUIPO:

6 Tubos de ensayo

4 Pipetas graduadas de 5 mL

Papel indicador de pH

61

1 Gradilla

1 Piseta


PRIMERA PARTE

1. Verter en un tubo de ensayo 1.0 mL de una solución de yodato, medir el pH inicial

y agregar ácido clorhídrico gota a gota. Anotar las observaciones.

2. Verter en un tubo de ensayo 1.0 mL de una solución de yodato, agregar gota a

gota hidróxido de sodio. Anotar las observaciones.

SEGUNDA PARTE

1. Verter en un tubo de ensayo 1.0 mL de una solución de yoduro, medir el pH inicial

y agregar ácido clorhídrico gota a gota. Anotar las observaciones.

2. Verter en un tubo de ensayo 1.0 mL de una solución de yoduro, agregar gota a

gota hidróxido de sodio. Anotar las observaciones.

TERCERA PARTE

1. Agregar 1.0 mL de la solución de yodato en un tubo de ensayo y adicionar en el

mismo tubo 1 mL de la solución de yoduro y medir el pH. Agregar ácido clorhídrico

gota a gota y anotar las observaciones.

2. Al sistema resultante agregar gota a gota hidróxido de sodio. Observar y anotar los

cambios ocurridos en el sistema.

62

RESULTADOS

PRIMERA PARTE OBSERVACIONES

1 mL yodato+ gotas HCl

1 mL yodato + gotas NaOH

SEGUNDA PARTE

1 mL yoduro+ gotas HCl

1 mL yoduro + gotas NaOH

TERCERA PARTE

1 mL yodato+1 mL yoduro+ gotas HCl

1 mL yodato + 1 mL yoduro+ gotas de

HCl+ gotas NaOH

63



Mezclar R1, R2 y R3, diluir con agua y ajustar el pH en el intervalo de 8.5-10 con

hidróxido de sodio al 30% y verter en el desagüe.

64

DATOS:

I3-/I- E° = 0.54 V (ENH)

IO3-/I3

- E° = 1.21 V (ENH)

I3- especie química de color ámbar-rojizo

Figura 8. Diagrama Tipo Pourbaix para el sistema:*I(V)/*I(-I/III)/*I(-I), E°’=f(pH).


1. Expresar las semirreacciones de los pares redox IO3-/I-, I3

-/I- y IO3-/I3

-con su

correspondiente ecuación de Nernst, así como las funciones Eº’=f(pH).

2. Expresar la ecuación química de dismutación del I3- y calcular los valores de Kdism’

a los diferentes valores de pH registrados en el experimento.

3. Concluir el efecto del pH en la estabilidad del anfolito.

0

0.2

0.4

0.6

0.8

1

1.2

1.4

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

pH

Eº'

IO3-

I3-

I-

65

REFERENCIAS

1. Daniel C. Harris. (2007). Análisis Químico Cuantitativo. (3ª. Ed. En español;

Berenguer Navarro V., Berenguer Murcia A., Trad). España: Reverté. (Edición

original en inglés publicada por W. H. Freeman and Company, New York, 2003).

2. Trejo Córdova, G. Rojas Hernández, A. y Ramírez Silva M. T. (1993). Diagramas

de zonas de Predominio Aplicado al Análisis Químico. México: Universidad

Autónoma Metropolitana.

66

PRÁCTICA TRADICIONAL 3

DETERMINACIÓN DE ETANOL EN UNA MUESTRA

COMERCIAL (ENJUAGUE BUCAL) MEDIANTE UNA VALORACIÓN

REDOX

OBJETIVO

Cuantificar etanol en una muestra de enjuague bucal por medio de una valoración redox

por retroceso en medio ácido.

INTRODUCCIÓN

La determinación de etanol siempre ha sido motivo de interés puesto que varios productos

de uso común lo contienen debido a sus propiedades que le confieren gran diversidad de

efectos y aplicaciones.

Pero casi siempre esta determinación se hace por Cromatografía de gases, técnica

instrumental que será abordada en un curso superior de Química Analítica; sin embargo,

el etanol posee propiedades óxido reductoras que pueden ser aplicadas en el presente

curso.

Uno de los métodos químicos de oxidación del etanol (CH3CH2OH) a ácido acético

(CH3COOH) está basado en una oxidación completa con dicromato de potasio en

presencia de ácido sulfúrico. Este compuesto es útil para la oxidación de los compuestos

orgánicos que normalmente exigen para su oxidación completa temperaturas elevadas.

La muestra a analizar se hará reaccionar con un exceso de dicromato. Una vez finalizada

la reacción, el dicromato remanente puede ser determinado con un agente reductor como

el sulfato ferroso.

67

Como ya se indicó, el sistema debe estar amortiguado en medio ácido debido a que solo

así se oxidará totalmente el etanol a ácido acético. La valoración puede ser seguida

potenciométricamente o empleando diferentes indicadores para visualizar el punto final de

esta valoración, como la difenilamina.

CUESTIONARIO PREVIO

1. Definir qué es una valoración por retroceso.

2. Investigar el funcionamiento de los indicadores redox y los colores que presenta la

Difenilamina en su forma oxidada y reducida.

3. Calcular la concentración molar del ácido sulfúrico en el sistema por valorar

4. Escribir y balancear los siguientes equilibrios electroquímicos:

Ácido acético/acetaldehído y acetaldehído/etanol

5. ¿Cuál es la función del etanol en el enjuague bucal?




68


Muestra de enjuague bucal*

Sulfato Ferroso amoniacal 0.06 M

Difenilamina 1% **

Ácido Sulfúrico, R. A.

Dicromato de Potasio 0.055 M

Agua Destilada

* Tiene que contener etanol, funcionan mejor los azules, puesto que no enturbian la

solución.

** Se prepara en H2SO4 R.A., es inestable por lo que se recomienda prepararla el día de

la práctica

MATERIAL Y EQUIPO

1 bureta graduada de 25 mL

3 matraces erlenmeyer con tapón

3 vasos de precipitados de 50 mL






3 matraz aforado de 50 mL


69

1 soporte universal completo

1 parrilla con agitador

1 termómetro

1 barra magnética

1 piseta

balanza analítica

tiras de papel pH

varilla de vidrio

3 matraz aforado de 50 mL


*Si el profesor lo cree conveniente se puede solicitar potenciómetro.


PRIMERA PARTE: Tratamiento de la muestra

1. De la muestra problema tomar 1 mL y aforar a 10 mL (solución A)

2. De la solución “A” tomar una alícuota de 2 mL y aforar a 50 mL (solución B)

3. Colocar en cada uno de los matraces Erlenmeyer una alícuota de 10 mL de la

solución “B” y adicionar con pipeta volumétrica 5 mL de K2Cr2O7 0.055 M.

4. Agregar 1 mL de H2SO4 R.A.

5. Colocar la barra magnética, tapar el matraz y someter a calentamiento durante

15 min a 60°C, finalmente elevar la temperatura a ebullición y mantenerlo así por

5 min.

70

SEGUNDA PARTE: Valoración por retroceso

1. Dejar enfriar la mezcla de reacción a temperatura ambiente

2. Con una tira de papel pH medir el pH del sistema

3. Valorar el sistema con Fe (II) 0.06 M, hasta disminuir la tonalidad café, es decir, se

tiene que observar un color verde olivo. O bien la valoración se puede seguir

potenciométricamente.

4. Adicionar una o dos gotas de indicador Difenilamina.

5. Continuar la valoración hasta observar el cambio de color de morado a verde.

6. Anotar todas las observaciones y resultados.

7. Repetir la valoración por triplicado

RESULTADOS

VALORACIONES

VALORACIÓN pH DEL

SISTEMA

VPE mL GASTADOS

Fe(II) 0.06 M

OBSERVACIONES

1

2

3

71


72


Colectar R1 y verter en un recipiente etiquetado como: ”Residuos de Cromo”. No

permitir el paso al sistema de desagüe.

Las diluciones sobrantes de la muestra de enjuague bucal, deberán ser desechadas

en el desagüe.

73

DATOS

Fe3+/Fe2+ E°=0.77 V (ENH)

Cr2O72-/Cr3+ E°=1.36 V (ENH)

CH3CHO/CH3CH2OH E°=0.19 V (ENH)

CH3COOH/CH3CHO E°=-0.12V (ENH)

DifenilaminaOx/DifenilaminaRed E°=0.76V (ENH) en medio ácido

H2SO4 es un ácido fuerte

HSO4- pKa=1.98

Fe(II):

Fe2+ + HSO4– FeHSO4

+ logK=2.2

Fe(III):

Fe3+ + 2HSO4– Fe(HSO4)2

+ logK=5.38

Cr(III):

Cr3+ + HSO4– CrHSO4

2+ logK=2.6

74

Figura 9. DZP para Fe(II), pSO4’=f (pH)

Figura 10. DZP para Fe(III), pSO4’=f (pH)

-2

-1

0

1

2

3

4

5

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

pH

pSO4'

FeH

SO

4+

FeSO4

Fe+2

FeOH+

-4

-2

0

2

4

6

8

-1 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

pH

pSO4'

Fe+3

Fe(OH)2+

FeOH+2

FeSO4+

Fe(H

SO

4) 2

+

Fe(SO4)2-

75

Figura 11. DZP para Cr(III), pSO4’=f (pH)


1.- Colocar los pares redox ácido acético/aceltaldehído y acetaldehído/etanol en una

escala de potencial y verificar la estabilidad del anfolito.

2.- Expresar la reacción de oxidación de etanol a ácido acético y calcular su potencial

estándar mediante ley de Hess.

3.- Calcular los valores de pSO4’ y pH impuestos en el sistema, antes de iniciar la

valoración

4.- Con los valores anteriores y con ayuda del Diagrama de Zonas de Predomino

para Cr(III)’, determinar la especie representativa de Cr(III)’.

5.- Expresar la reacción de reducción de Dicromato a Cr(III)’, balancearla y calcular

su potencial estándar mediante ley de Hess.

6.- Colocar los pares redox Cr2O7-2/Cr(III)’ y etanol/ácido acético en una escala de

potencial.

-40

-30

-20

-10

0

10

20

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

pH

pSO4'

CrHSO4+2

Cr+3 CrOH+2

Cr(OH)2+

Cr(OH)4-

76

7.- Expresar la reacción del etanol con dicromato y calcular su Keq’’.

8.- Bajo las condiciones de amortiguamiento (pH y pSO4’), y con ayuda de los

Diagramas de Zonas de Predomino para Fe(III)’’ y Fe(II)’’, determinar las especies

representativas.

9.- Expresar el equilibrio representativo de la oxidación de Fe(II)’’ a Fe(III)’’ y calcular

su potencial estándar con la ley de Hess.

10.- Escribir la reacción de valoración representativa de dicromato con Fe(II)’’ y

calcular su correspondiente Keq’’.

11.- Realizar los cálculos necesarios para determinar el %v/v de etanol en la muestra

original.

12.- Explicar el funcionamiento del indicador (puede usar una escala de predicción de

reacciones).

REFERENCIAS

1. Daniel C. Harris. (2007). Análisis Químico Cuantitativo. (3ª. Ed. En español;

Berenguer Navarro V., Berenguer Murcia A., Trad). España: Reverté. (Edición original

en inglés publicada por W. H. Freeman and Company, New York, 2003).

2. Lurie, J. (1978). Handbook of Analytical Chemistry. (Segunda edición en inglés;

Nicholas Bobrov, Trad). URSS: Mir Publishers. (Trabajo original publicado en 1975.)

Documents

Manual de Prácticas Química Analítica 2