Manual QA-II Enero-junio 2015

UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE COAHUILA

Facultad de Ciencias Químicas

Manual de Prácticas

Química Analítica II

Elaborado por:

Dra. Edith M. Colunga Urbina

Dra. Iliana M. de la Garza Rodríguez Dra. Judith Amador Hernández

Dr. Miguel Velázquez Manzanares Enero 2015

Manual de Prácticas Química Analítica II

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INTRODUCCIÒN

El presente manual se ha diseñado de acuerdo al orden de los temas que se imparten en el curso de Química Analítica II. En dicho curso se estudian los aspectos cualitativo y cuantitativo de dos tipos de reacción química, que son: Complejación y Precipitación, además de las reacciones que intercambian dos partículas. Se incluyen un total de 11 prácticas, recomendadas para los alumnos de los Programas Educativos de Licenciatura en Química y Químico Farmacobiólogo. Se sugieren experiencias de interés particular para cada Licenciatura. Los alumnos trabajarán en grupos de dos a tres personas. Cada uno debe disponer de una bitácora de laboratorio para registrar los datos y resultados de cada una de las prácticas, así como el material de limpieza necesario. Antes de la sesión de laboratorio, cada equipo debe presentar un diagrama de flujo y las respuestas a las preguntas previas a la experiencia correspondiente, como requisito indispensable para poder asistir a la misma. Los reportes se entregarán por equipo ocho días después de realizada la práctica, utilizando para ello los cuestionarios que se encuentran en las hojas al final de cada práctica. El maestro de la materia puede modificar el orden y/o el número de prácticas de cada tema, según lo juzgue conveniente y de acuerdo a las necesidades del grupo. Se agradece, cualquier sugerencia a las omisiones de que pueda adolecer este manual.

Atentamente

Los autores

Dra. Edith M. Colunga Urbina Dra. Iliana M. de la Garza Rodríguez

Dra. Judith Amador Hernández Dr. Miguel Velázquez Manzanares

Enero 2015


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QUÍMICA ANALÍTICA II

PROGRAMA DE ESTUDIO

1. Equilibrio de formación de complejos Conceptos básicos, tipos de ligandos, factores que afectan la estabilidad de los complejos, constantes de formación sucesiva y acumulada, cálculo de concentraciones en el equilibrio, Equilibrios laterales: coeficientes de relación lateral, Constantes condicionales, aplicaciones Analíticas.

2. Volumetría de formación de complejos

Introducción, clasificación de las volumetrías de formación de complejos. 3. Equilibrios de solubilidad y análisis gravimétrico

Producto de solubilidad y solubilidad, cálculo de las concentraciones en el equilibrio, factores que afectan a la solubilidad, equilibrio de solubilidad en presencia de reacciones laterales, producto de solubilidad condicional, aplicaciones analíticas, introducción al análisis gravimétrico, fundamentos y clasificación de los métodos gravimétricos, análisis gravimétrico por precipitación: características y etapas, propiedades de un precipitado para su uso gravimétrico, formación y purificación de precipitados, aplicaciones.

4. Volumetría de precipitación y potenciométrica de precipitación

Volumetrías de precipitación, curvas de valoración, detección del punto final, disoluciones patrón, aplicaciones.

5. Reacciones de intercambio de dos partículas. óxido-reducción y acidez

Reacciones de intercambio de dos partículas, reacciones de óxido-reducción y acidez, dependencia de las propiedades redox con el pH, aplicaciones en el análisis cualitativo y cuantitativo.

6. Reacciones de óxido-reducción y complejos

Oxido-reducción y complejos, trazo de gráficas E= f(pX), aplicaciones. 7. Reacciones de acidez y precipitación

Acidez y precipitación, Trazo de gráficas log S´= f(pH), aplicaciones.


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REFERENCIAS BILIOGRÁFICAS

Rubinson y Rubinson, Química Analítica Contemporánea, Pearson Educación, México.

G. Charlot, Química Analítica General, Tomo I, Toray-Mason, Barcelona

Skoog y West, Química Analítica, McGraw Hill, México.

Harris, Química Analítica, Revertè, España.

Ayres S. Análisis Químico Cuantitativo, Harla-castillo, México.

Vogel, Química Analítica Cuantitativa y Cualitativa, Kapeluz, Argentina.

Bard, Equilibrio Químico, Castillo, México.

Fritz y Schenk, Química Analítica Cuantitativa, Limusa, México.

Bermejo Martinez, Francisco. Tratado de Química Analítica Cuantitativa. Santiago de Compostela


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CONSIDERACIONES GENERALES En los laboratorios analíticos existen ciertos riesgos, particularmente por falta de cuidado y desconocimiento. Los principales causantes de estos riesgos son: a) reactivos químicos corrosivos, b) cristales rotos, c) explosiones, d) fuego y e) descargas eléctricas. Con objeto de evitar riesgos innecesarios, a continuación se detallan las principales normas de seguridad y buenas prácticas de laboratorio a seguir en un laboratorio de Química Analítica. A. NORMAS DE SEGURIDAD

1. Conozca donde se localiza la fuente de agua más cercana, la cubierta para

incendios, las duchas, lavaojos y los extintores. 2. Está terminantemente prohibido el uso de lentes de contacto en el laboratorio.

Es obligatorio el uso de gafas de seguridad durante el tiempo de estancia en el laboratorio.

3. Evite el contacto de reactivos corrosivos con la piel. Si esto ocurre, lave inmediatamente el área afectada con grandes cantidades de agua y comuníquelo inmediatamente al profesor.

4. Nunca realice experimentos para los que no está autorizado. 5. Nunca trabaje solo en el laboratorio. 6. Queda terminantemente prohibido: comer, beber o fumar en el laboratorio. 7. Los ácidos y las bases concentrados, así como los disolventes orgánicos y las

disoluciones de reactivos altamente tóxicos o cáusticos, no deben pipetearse jamás con la boca; se recomienda utilizar perillas, propipetas, jeringas de succión, o en el caso de medir volúmenes pequeños con exactitud emplear micropipetas.

8. Los frascos de reactivos, tanto sólidos como líquidos, deben cerrarse inmediatamente después de su uso. Durante su utilización los tapones deben depositarse sobre la mesa, siempre boca arriba. Una vez utilizados los reactivos, devuélvalos al sitio correspondiente. Nunca devuelva reactivo a los frascos de almacenamiento.

9. Use la campana de extracción cuando exista la posibilidad de producción de gases, tóxicos o no tóxicos. Tenga precaución al querer identificar algún olor, utilice su mano para atraer los vapores hacia la parte de arriba del recipiente y su nariz.

10. No deben manipularse jamás productos o disolventes inflamables en las proximidades de flamas.

11. Si algún sólido o líquido es derramado en el laboratorio, debe retirarse inmediatamente, dejando el lugar perfectamente limpio.

12. No deben verterse residuos sólidos o líquidos en los fregaderos, dichos residuos se deberán guardar en los recipientes que para tal fin se tienen en el laboratorio.


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13. Después de su utilización los mecheros deben cerrarse, tanto la llave del mechero como la de la mesa.

14. Antes de utilizar cualquier recipiente para almacenar disoluciones, es necesario limpiarlo adecuadamente, eliminando cualquier etiqueta o rótulo anterior y rotularlo de nuevo.

15. Las disoluciones concentradas de ácidos y bases se encuentran en la campana. Cuando se precise utilizar alguna de estas disoluciones debe llevarse a la campana el recipiente adecuado y tomar allí mismo la cantidad necesaria. En ningún caso estas disoluciones deben salir de la campana. Añada siempre los ácidos sobre el agua, nunca al revés.

16. No calentar nunca enérgicamente una disolución. La ebullición debe ser siempre suave.

17. Sea extremadamente cuidadoso con la manipulación de objetos que han sido calentados. Para la introducción y extracción de recipientes en hornos o estufas deben utilizarse las pinzas metálicas adecuadas.

18. Durante la estancia en el laboratorio cada alumno debe ir provisto, obligatoriamente, de. Bata de laboratorio, gafas de seguridad, guantes de goma, espátula, rotulador de vidrio, un pedazo de franela y cuaderno de resultados.

19. En todo momento preste atención a lo que está haciendo. 20. Cuando se desconozca o se tenga duda sobre las precauciones de

manipulación de algún producto ó del instrumental, consulte al profesor antes de proceder a su uso.

B. BUENAS PRÁCTICAS DE LABORATORIO Con el fin de adquirir buenos hábitos en el laboratorio, que en definitiva contribuirán a la obtención de buenos resultados en las experiencias a desarrollar, a continuación se indican una serie de recomendaciones:

Antes de iniciar la práctica deberá leer y entender el procedimiento experimental y los principios en los que se basa. Prevea donde se puede interrumpir o no un experimento.

Procure trabajar con seriedad. Sea cuidadoso y paciente con las manipulaciones a realizar en el laboratorio.

Acostúmbrese a pensar en términos de exactitud y precisión. Son los conceptos de mayor importancia en un laboratorio analítico.

Tenga en cuenta las normas de seguridad antes de empezar a trabajar.

Al finalizar cada sesión de prácticas la mesa de laboratorio debe dejarse limpia y el material (incluidas las disoluciones) debe dejarse limpio y ordenado. Limpie todos los recipientes y disponga los reactivos según las directrices del personal docente.

Los frascos de reactivos sólidos se devolverán al sitio de su origen inmediatamente después de su uso. Las sustancias tipo patrón primario


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anhidras se encuentran en el desecador y solo deben extraerse el tiempo necesario para su pesada. El desecador debe mantenerse siempre cerrado.

Las disoluciones de reactivos que no sean patrones ni muestras, se almacenarán en botellas de vidrio o plástico.

Utilice agua desionizada o destilada para la preparación de todas las disoluciones. La limpieza final de todo el material debe realizarse con agua desionizada o destilada.

Las balanzas y sus alrededores deben conservarse limpios en todo momento; cualquier producto que se derrame deberá retirarse inmediatamente (utilice los pinceles de limpieza).

Las balanzas deben dejarse a cero después de finalizar la pesada y posteriormente apagarlas.

En el espacio de laboratorio destinado a las balanzas analíticas, solo debe permanecer el alumno que está pesando.

Antes de dar por finalizada cada práctica, el alumno deberá consultar al profesor sobre la calidad de los resultados obtenidos.

Para el registro en su bitácora, siga las indicaciones señaladas en el Anexo I.

Para el cálculo de parámetros estadísticos, consulte el Anexo II.


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ÍNDICE No

Título

Página

1 COMPLEJOS 9

2 DETERMINACIÓN DE LA DUREZA DE AGUA CON EDTA Y NET 14

3 DETERMINACION DE BISMUTO EN UN FÁRMACO POR COMPLEJOMETRÍA

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4 REACCIONES DE PRECIPITACIÓN. ENSAYOS CUALITATIVOS 23

5 DETERMINACIÓN DE NIQUEL EN ACERO 27

6 DETERMINACIÓN DE DIÓXIDO DE SILICIO EN CEMENTO

30

7 DETERMINACIÓN GRAVIMÉTRICA DE CALCIO 33

8 VALORACIONES DE PRECIPITACIÓN 36

9 DETERMINACIÓN CUANTITATIVA DE HIERRO POR PRECIPITACIÓN

41

10

OXIDO-REDUCCIÓN Y ACIDEZ. ANÁLISIS DEL HIERRO EN UN MINERAL

44

11 ANALISIS CUANTITATIVO DE MAGNESIO 51

12 ÓXIDO-REDUCCIÓN Y COMPLEJOS 55


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Práctica No. 1

COMPLEJOS

OBJETIVO Que el alumno prepare disoluciones acuosas de diferentes compuestos complejos y estudie algunas de sus características como estabilidad, así como el efecto de la dilución y el pH sobre su estabilidad.

INTRODUCCIÓN Los iones metálicos son ácidos de Lewis, puesto que pueden compartir pares de electrones cedidos por los ligandos, los cuales en consecuencia se comportan como bases de Lewis. Cuando un ligando se une al ión metálico mediante un solo átomo se considera ligando monodentado. Cuando un ligando puede unirse a un ión metálico mediante más de un átomo, se dice que es polidentado; también se llama ligando quelante o agente quelante.

MATERIAL Pipetas graduadas de 5 mL o pipetas beral Tubos de ensaye de 13 x 100 mm Gradilla Piceta REACTIVOS Disoluciones con concentración 0.1 M: Fe(NO3)3 NaF Hg(NO3)2 KSCN Cu(NO3)2 NH3 EDTA o-Fenantrolina CoCl2 Na2C2O4 HCl FeSO4


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Otros reactivos: HCl 5 M KSCN 0.01 M KSCN sólido

PROCEDIMIENTO

A.Obtención de complejos coloreados Realice en tubos de ensaye cada una de las siguientes reacciones. Emplee en cada caso un volumen aproximado de 1 mL de cada disolución 0.1 M de las sustancias reaccionantes. Anote sus observaciones.

1. Fe3+ + SCN-

2. Cu2+ + NH3

3. Fe3+ + F-

4. Hg2+ + SCN-

5. Cu2+ + Y4- (EDTA)

6. Fe2+ + 3 o-fenantrolina

7. Co2+ + SCN-

8. Co2+ + 2 SCN- etc... Nota: En el caso de la obtención de los complejos sucesivos del cobalto, a partir de una disolución de Co2+ agregue directamente KSCN sólido poco a poco, en muy pequeñas cantidades, hasta la formación del complejo superior (color azul). B. Destrucción de complejos B.1.Por diferencia de estabilidad En tubos de ensaye realice las siguientes reacciones, empleando en cada caso un volumen aproximado de 2 mL de las sustancias reaccionantes:

1. FeSCN2+ + F-

2. FeSCN2+ + Hg2+

3. CuNH32+ + Y4-


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Anote sus observaciones. B.2. Por dilución Tome 2 mL de cada uno de los complejos preparados en: a), f), g) y h) de la parte 1, colóquelos en tubos de ensaye debidamente rotulados. Diluya cada una de las disoluciones anteriores, agregándoles agua destilada, poco a poco. Mire a través del eje del tubo el color resultante para evaluar la concentración total del complejo. B.3. Por efecto del pH A 2 mL de la disolución de Fe3+ 0.1 M, agregue 2 mL de SCN- 0.1 M. A la disolución resultante, añada F- 0.1 M hasta desaparición de color rojo, finalmente añada unas gotas de HCl 5 M. Anote sus observaciones en cada uno de los pasos. C. Diferencia de estabilidad de los complejos Tome dos tubos de ensaye, coloque en cada uno de ellos 2 mL de una disolución 0.1 M de Fe(NO3)3. En uno de ellos añada 2 mL de HCl 0.1 M y en el otro la misma cantidad de Na2C2O4 0.1 M. Enseguida añada a cada tubo 5 gotas de la disolución de SCN- 0.01M. Observe la intensidad de la coloración.

REPORTE Nombre de la práctica.___________________________ Fecha.________ I. Observaciones y cálculos:

A. Formación de complejos

Ensayo Color del complejo Otras observaciones

A.1.

A.2.

A.3.

A.4.

A.5.

A.6.

A.7

A.8.


12

B. Destrucción de complejos

Por diferencia de estabilidad

B.1.1.

B.1.2.

B.1.3.

Por dilución

B.2.1.

B.2.2.

B.2.3.

B.2.4.

Por efecto del pH

B.3.1.

C. Diferencia de estabilidad de los complejos

C.1.

C.2.

II. Cuestionario:

A. Formación de complejos

1. Indique los colores de cada una de las mezclas hechas. 2. Escriba la reacción química característica de la formación del complejo en cada

mezcla. 3. Indique en cada caso la especie química responsable de cada uno de los

colores observados. B. Destrucción de complejos B.1 Por diferencia de estabilidad

1. Indique los cambios de color ocurridos. 2. Escriba la reacción química que ocurre en cada de las mezclas efectuadas. 3. Explique porqué se destruyen estos complejos. 4. Señale en cada caso el ligando intercambiado.

B.2. Por dilución 1. Indique los cambios observados en cada mezcla. 2. En cuál experiencia (con la disolución a o f) es más apreciable el efecto de la

disolución. ¿Por qué?. 3. ¿Qué complejo de Co2+ se destruye más fácilmente con la disolución? ¿Por

qué?. B.3. Por el efecto del pH

1. Indique los cambios de color observados en cada etapa en esta experiencia. 2. Escriba la reacción química que ocurre en cada uno de los pasos.


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3. Explique los cambios de color observados. C. Diferencia de estabilidad de los complejos

1. Indique los cambios de color observados en cada una de las mezclas. 2. Escriba las reacciones químicas que ocurren en cada una de las mezclas. 3. ¿Cuál de las dos mezclas presenta una intensidad de color mayor? 4. ¿Qué indica la intensidad de la coloración? 5. ¿Cuál de los dos complejos del Fe3+ es más estable, con Cl- o con C2O4

2-? 6. ¿Qué objeto tiene agregar SCN-?

D.Generales a) ¿Qué utilidad tienen las reacciones de los complejos, sus colores y estabilidad, en el área de su carrera?.

III. Conclusiones: Elaboró el reporte: Revisó: Calificación: _________________ ________________ ____________


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Práctica No. 2

DETERMINACIÓN DE LA DUREZA DE AGUA CON EDTA Y NET OBJETIVO Que el estudiante aprenda a preparar y valorar una disolución de EDTA (ácido etilendiaminotetracético) 0.1 N, para que lo utilice posteriormente en la determinación de la dureza de agua, utilizando como indicador el negro de eriocromo T. INTRODUCCIÓN El anión de la sal disódica del EDTA forma complejos o compuestos quelatos muy estables con gran número de cationes, entre ellos el calcio y el magnesio. Por esta razón se utiliza este reactivo en la determinación en la dureza total del agua. La valoración se debe realizar a pH = 10 para asegurar la estabilidad de los complejos y lograr un cambio brusco de color en el punto final de la valoración. El indicador NET es un reactivo orgánico, que forma un complejo de color rojo con el Mg2+ y que además presenta propiedades ácido-base. Las tres posibles formas del NET presentan coloraciones; según el pH medio se tiene: ____H2In ___ _____________HIn-________________In-________ pH 0 rojo 6.3 azul 11.6 naranja La reacción de formación de los complejos son: Mg2+ + Y4- MgY2- pkc =8.7 Ca2+ + Y4- CaY2- pkc = 10.7 Mg2+ + In2- MgIn pkc = 7 Ca2+ + In2- CaIn pkc = 5.4 MATERIAL Pesafiltros Vidrios de reloj Desecador Matraz volumétrico 1000 mL Matraz volumétrico 100 mL Matraz volumétrico de 500 mL Pipeta volumétrica de 10 mL Pipeta volumétrica de 25 mL


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Bureta Probeta de 50 mL Equipo de calentamiento Goteros 3 Matraces erlenmeyer de 250 mL Espátula Piceta Pinzas para bureta 2 Vasos de precipitado de 250 mL 1 Vaso de precipitado de 600 mL Pipeta graduada de 10 mL 1 Vaso de precipitados de 50 mL Parrilla de calentamiento Soporte universal REACTIVOS Zinc en granallas Sal disódica de EDTA NH4Cl NH4OH HCl 20% V/V Rojo de metilo Etanol Trietanolamina PROCEDIMIENTO A. Preparación de una disolución 0.01 M DE EDTA Deseque la sal disódica del EDTA (Na2H2Y. 2H2O, peso de la fórmula 372.2 g mol-1) a 80 °C para eliminar la humedad superficial. Una vez frío, pese 3.8 g (hasta la décima de mg.), disuélvalos en un poco de agua y transfiéralos a un matraz volumétrico de un litro, aforando hasta la marca. Si lo desea puede usar la sal anhidra, ajustando convenientemente el peso de la misma (peso fórmula 336.10 g mol-1). El agua destilada usada debe estar libre de la presencia de cationes polivalentes. B. Preparación de la disolución reguladora de pH = 10 Mezcle 570 mL de NH4OH (peso específico 0.90) y 70 g de NH4Cl y complete el volumen con agua destilada hasta un litro.


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C.Preparación de la solución de negro de eriocromo T Disuelva 200 mg del sólido en 15 mL de trietanolamina y 5 mL de etanol absoluto. D.Titulación de la disolución de EDTA con Zn metálico Se pesa una cantidad cercana a 3.25 g de zinc puro, con exactitud hasta 0.1 mg, sin secarlo a la estufa y registre el peso en su bitácora para calcular la concentración exacta. Se disuelve en un vaso de precipitados de 250 mL, con 50 mL de HCl al 20% V/V, cuidando de que todo el metal quede disuelto (cuantitativamente). Esta reacción es muy lenta, por lo que requiere que se haga antes del día de la práctica. Una vez disuelto el zinc, la disolución resultante se lleva a un matraz volumétrico de 500 mL, aforando hasta la marca; esta disolución es aproximadamente 0.1 M y es la disolución patrón o madre. Prepare la disolución de trabajo de Zn2+ 0.01 M, a partir de 10 mL medidos con pipeta volumétrica de la disolución anterior y llevándolos a un matraz volumétrico de 100 mL con agua destilada. Mida 25 mL de la disolución de zinc 0.01 M con pipeta volumétrica y transfiéralos a un matraz erlenmeyer de 250 mL; agregue 20 mL de la disolución reguladora de pH =10, se añaden 2 o tres gotas de indicador y se añade el EDTA 0.01 M desde la bureta hasta que el color rojo vire a azul. Se recomienda usar un patrón preparado con agua destilada, una gota de indicador, 2 a 4 mL de disolución reguladora y 1 mL de EDTA. Repita la titulación al menos por triplicado para lograr observar con exactitud el cambio de color. Como esta reacción no ocurre con rapidez, es necesario titular lentamente en la proximidad del viraje para no excederse de valorante El cambio de color se puede observar más fácilmente a la luz natural o incandescente ligeramente amarilla; las lámparas de luz fluorescente impiden ver con claridad el cambio de color. E. Determinación de calcio y magnesio en aguas duras Del agua cuya dureza se desea determinar, tome 10 mL como alícuota con una pipeta volumétrica y transfiera al matraz erlenmeyer. Acidifique con unas gotas de HCl; hierva suavemente por unos minutos para eliminar el CO2. Deje enfriar y agregue unas gotas de rojo de metilo. Neutralice con NaOH, añada 2 mL de la disolución reguladora de pH =10, 2 o 4 gotas del indicador NET y valore con la disolución patrón de EDTA 0.01M hasta que vire de rojo a azul. Repita la valoración tres veces en las mismas condiciones.


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REPORTE

Nombre de la práctica.___________________________ Fecha.________ I. Observaciones y cálculos:

Valoración de la disolución de EDTA

Preparación de la disolución patrón de zinc

Peso de zinc, g

Concentración exacta de la disolución patrón o madre de Zn2+, M

Concentración exacta de la disolución de trabajo de Zn2+, M

Valoración de la disolución de EDTA con Zn

Muestra 1 Muestra 2 Muestra 3

Volumen de la disolución de trabajo de Zn2+, mL

Moles de la disolución de trabajo de Zn2+

Volumen gastado de la disolución de EDTA, mL

Moles de la disolución de EDTA

Concentración de la disolución de EDTA, M

Concentración promedio ± desviación estándar de la disolución de EDTA, M

Determinación de la dureza del agua


Volumen de la muestra de agua, mL


Moles de EDTA gastados durante la valoración

Moles de Ca en la muestra (considerando la cantidad del Mg despreciable)

Moles de CaCO3 en la muestra

Peso de CaCO3 por muestra, mg

Concentración de CaCO3 en la muestra, mg L-1

Concentración promedio ± desviación estándar de CaCO3 en la muestra, mg L-1


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II. Cuestionario: A. Preguntas previas al laboratorio 1. Calcule los gramos de sal disódica del EDTA necesarios para la preparación

de 1 litro de disolución 0.01M. 2. Compruebe con cálculos que la disolución reguladora, así preparada,

corresponde a un tampón de pH = 10. 3. Explique qué reacción ocurre en la preparación de la disolución patrón de zinc

0.1 M. Calcule los gramos de zinc metálico requeridos en la preparación de 1 litro de disolución 0.1 M.

4. Calcule el volumen de EDTA 0.01M necesario en su valoración con el zinc. B. Preguntas pos- laboratorio 1. Explique qué reacciones ocurren en la valoración del EDTA, así como los

cambios observados. 2. Calcule la verdadera concentración de EDTA a partir de los resultados de su

valoración con la solución patrón de zinc. 3. Explique qué reacciones y en qué orden ocurren, en la determinación de

magnesio y calcio del agua. Explique los cambios observados en el color. 4. Con los datos de la valoración del agua, calcule los moles de EDTA gastados y

exprese el resultado como mg de CaCO3 por litro de agua. 5. ¿Qué otro indicador podría sustituir al NET? ¿Cuáles serían sus ventajas? 6. Explique porqué es necesario controlar el pH de la mezcla de valoración en 10. III. Conclusiones: Elaboró el reporte: Revisó: Calificación: _________________ ________________ ____________


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Práctica No. 3

DETERMINACION DE BISMUTO EN UN FÁRMACO POR COMPLEJOMETRÍA

OBJETIVO

Que el estudiante aprenda a determinar el contenido de bismuto en una suspensión, utilizando la disolución patrón de EDTA anteriormente preparada. INTRODUCCIÓN

Algunos de los medicamentos recomendados en el tratamiento de infecciones intestinales con síntomas de diarrea contienen la sal bismútica del ácido dipropilacético. Aprovechando la propiedad del Bi3+ de formar un complejo muy estable con el EDTA (BiY- pkc = 22.8), la determinación se realiza con este reactivo como valorante a pH ácido (1 a 2) y empleando el naranja de xilenol como indicador. El medicamento es calcinado previamente para eliminar la materia orgánica. El óxido de bismuto formado durante la calcinación se diluye con ácido sulfúrico concentrado, la muestra así tratada se valora con EDTA 0.01M. El método es rápido y no se presenta ninguna interferencia. MATERIAL Cápsula de porcelana Vasos de precitado de 150 mL Matraz de aforación de 100 mL Pipeta volumétrica de 25 mL Pipeta volumétrica de 10 mL Matraz Erlenmeyer de 250 mL (3) Pinzas para cápsula de porcelana Tela de asbesto Probeta de 25 mL Bureta de 50 mL Pinzas para bureta Soporte universal Parrilla de calentamiento Piceta Agitador de vidrio Vidrio de reloj


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REACTIVOS EDTA 0.01 M Peptobismol® en suspensión Naranja de xilenol Nitrato de potasio H2SO4 al 50% V/V PROCEDIMIENTO

A. Preparación de la disolución al 0.5% de naranja de xilenol Mezcle 1 g de naranja de xilenol con 99 g de nitrato de potasio, finamente triturado; se puede usar directamente y tiene la ventaja de ser más estable. La disolución se conserva sólo una semana. . B. Preparación de la disolución de EDTA 0.01 M Prepare 1 L de esta disolución, tal como se indicó en el apartado A de la práctica No. 2. C. Determinación de bismuto con EDTA

1. Adquiera como muestra para análisis Peptobismol® en suspensión, con 1.75 g de subsalicilato de bismuto por cada 100 mL de la formulación farmacéutica.

2. Agite vigorosamente el fármaco y tome una alícuota de 25 mL con una pipeta volumétrica, transfiriéndola a una cápsula de porcelana limpia. Enjuague la pipeta con la mínima cantidad de agua posible y recupere ésta en la misma cápsula. Introduzca a la estufa a 70°C hasta su sequedad.

3. Retire la cápsula de la estufa e introduzca a la mufla a 600°C durante 2 hr. Transcurrida la calcinación, deje enfriar y retire de la mufla.

4. Con la ayuda de un agitador de vidrio o espátula, trasvase cuantitativamente las cenizas a un vaso de precipitados de 150 mL. Para recuperar cualquier residuo adherido a la cápsula de porcelana, añada a ésta 10 mL de ácido sulfúrico al 50 % V/V y mantenga a ebullición controlada en la parrilla por 15 min. Transfiera cuantitativamente el líquido resultante al vaso de precipitados con las cenizas y agregue otros 25 mL de ácido sulfúrico al 50 % V/V, manteniendo en calentamiento con reflujo durante otros 30 mL, cubriendo el vaso con un vidrio de reloj. Transcurrida la digestión ácida, espere a que enfríe y trasvase a un matraz volumétrico de 100 mL, completando hasta el aforo con agua destilada.

5. Tome una alícuota de 10 mL de la disolución anterior con una pipeta volumétrica, transvasándola a un matraz erlenmeyer de 125 mL y añada


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aproximadamente 50 mL de agua destilada. Agregue dos o tres gotas de la solución del indicador o unos 30 mg de la mezcla triturada de indicador más nitrato de potasio. Valore con el EDTA 0.01 M desde la bureta, hasta lograr el vire de rojo al amarillo limón. Repita la valoración tres veces.

REPORTE

Nombre de la práctica.___________________________ Fecha.________ I.Observaciones y cálculos:

Determinación de Bi en formulación farmacéutica



Moles de EDTA gastados durante la valoración por muestra

Moles de Bi en la muestra valorada

Moles de Bi en la alícuota de 25 mL de la suspensión comercial

Masa de Bi en la alícuota de 25 mL de la suspensión comercial, g

Concentración de Bi en la suspensión comercial, en g/100 mL

Concentración de subsalicilato de bismuto en la suspensión comercial, en g/100 mL

Concentración promedio ± desviación estándar de subsalicilato de bismuto en la suspensión comercial, en g/100 mL

II. Cuestionario: A. Preguntas previas al laboratorio 1. ¿Cuál es la concentración teórica de Bi en su muestra problema, en g/100 mL? 2. Calcule el volumen teórico de EDTA que utilizará en la valoración de su

muestra.


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B. Preguntas post- laboratorio

1. Escriba la reacción de valoración y explique porqué es posible realizarla a pH ácidos (1 – 2), si en la práctica anterior el pH de trabajo exigido fue de 10.

2. Con el volumen promedio de EDTA gastado, determine el contenido de Bi en la muestra. Compare este resultado con el teórico (ver especificaciones en el membrete).

3. Realice la gráfica pBi = f (x). 4. Calcule el porcentaje de Bi en la muestra. IV. Conclusiones: Elaboró el reporte: Revisó: Calificación: _________________ ________________ ____________


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Práctica No. 4

REACCIONES DE PRECIPITACIÓN. ENSAYOS CUALITATIVOS OBJETIVO Que el alumno observe la formación de precipitados y la influencia sobre éstos de las propiedades óxido-reductoras de los elementos, el pH y la formación de complejos. INTRODUCCIÓN Los precipitados, sólidos poco solubles, son importantes en la vida diaria, la medicina, la industria. Por ejemplo, el sulfato de calcio se emplea como agente desecante y para fabricar pinturas, cerámicas y papel. El bromuro de plata se utiliza en emulsiones fotográficas. La leche de magnesia contiene Mg(OH)2 y se emplea para aliviar la acidez del estómago. El sulfato de bario, opaco a los raxos X, se utiliza en el diagnóstico de trastornos del tracto digestivo. La solubilidad de éstos y otros compuestos se ve afectada por diversos factores, que deben estudiarse para predecir el comportamiento de las reacciones de precipitación.

MATERIAL Tubos de ensaye de 13 X100 mm Gradilla Piceta Pipetas graduadas de 5 mL Pipetas beral REACTIVOS NaOH 1M Amoniaco concentrado H2SO4 9 N Hg2(NO3)2 0.1 M Hg(NO3)2 0.01M ZnSO4 0.01 M en ácido nítrico 0.01 M CaCl2 0.01 M en ácido nítrico 0.1 M Solución amortiguadora CH3COOH/ CH3COO- pH 4.7, 0.5 M Solución amortiguadora ácido bórico/borato pH 9.2, 0.5 M


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Ditizona (50 mg /L en CH2Cl2) AgNO3 0.01M AgNO3 0.1 M KI 0.01M KCl 0.1M KCl 0.01 M KCl sólido KMnO4 0.1N

PROCEDIMIENTO A.Precipitación y óxido reducción (disolución por redox) A 4 gotas de nitrato mercurioso 0.1M, añada 1-2 mL de H2O, algunas gotas de ácido sulfúrico 9N y 2-3 gotas de cloruro de potasio 0.1M. Precipita cloruro mercurioso. Añada permanganato de potasio 0.1N poco a poco. B. Precipitación y acidez A 2 mL de una disolución de Ca2+ (CaCl2) 0.01M en ácido nítrico 0.1 M, añada 2 mL de la disolución reguladora de acetato/ácido acético pH 4.7; anote si se forma o no precipitado. Repita el ensayo con las otras dos soluciones, la amortiguadora ácido bórico/borato pH 9.2 y la de NaOH 1 M. B.2. Realice los mismos ensayos con una disolución de Zn2+ (ZnSO4) 0.01M en ácido nítrico 0.01M. C.Precipitación y complejos C.1. A 2 mL de una disolución de nitrato de plata 0.01 M añada unas gotas de una disolución de cloruro de potasio 0.01M. Anote sus observaciones. A la disolución anterior, añada unas gotas de NH3 concentrado. Anote sus observaciones. C.2. A 2 mL de una disolución de nitrato de plata 0.01 M añada unas gotas de una disolución 0.01M de KI. Anote sus observaciones.. A la disolución anterior añada unas gotas de NH3 concentrado. Anote sus observaciones.. Nota: Los iones plata forman con NH3 un complejo bastante estable. C.3. A 2 mL de una disolución de nitrato mercúrico 0.01M añada unas gotas de una disolución de KI 0.01M. A la disolución anterior añada un exceso de KI 0.01M. Después, añada un exceso de nitrato mercúrico 0.01M. Anote las observaciones realizadas en cada etapa del procedimiento.


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Nota: Los iones Hg2+ forman con los iones I- un complejo bastante estable de fórmula HgI4

2- C.4. Precipitación y extracción A 2 mL de agua, añada 2-4 gotas de nitrato de plata 0.1M, 1-2 gotas de ácido sulfúrico 9N y 5 mL de ditizona en cloruro de metileno (50 mg/L). Agite. Después añada un exceso de cloruro en forma de KCl sólido. Agite. Anote sus observaciones en ambas etapas del procedimiento. . Nota: el ditizonato de plata es amarillo.

REPORTE


Ensayo Reacciones ocurridas

Observaciones

Precipitación y óxido reducción

Precipitación y acidez

Precipitación y complejos

Precipitación y extracción

II. Cuestionario: A. Preguntas previas al laboratorio

1. Consulte el potencial normal para Hg2

2+ y MnO4- y las reacciones de óxido-

reducción ocurridas. 2. Realice los cálculos para preparar las disoluciones de acetato de sodio /ácido

acético pH = 4.7 0.5 M; borato de sodio/ácido bórico pH = 9.2 0.5 M e hidróxido de sodio pH =14.

3. Consulte la Ks de AgCl. 4. Consulte la Kc para el complejo HgI4

2-. 5. Realice los cálculos para preparar cada una de las disoluciones que utilizará.


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B. Preguntas post-laboratorio

A. Precipitación y óxido reducción (disolución por redox) 1. Escriba la reacción. ¿Qué ocurre y por qué?

B. Precipitación y acidez

2. ¿En qué condiciones de pH se forma precipitado con el Ca2+? 3. ¿En qué condiciones de pH se forma precipitado con el Zn2+? 4. Deduzca el orden en el que precipitan el Ca(OH)2 y el Zn(OH)2, según el pH.

C.Precipitación y complejos 5. ¿Qué ocurre y por qué en cada uno de los experimentos realizados?

C.4. Precipitación y extracción 6. ¿Qué ocurre y porqué en ambas etapas del experimento?

III. Conclusiones: Elaboró el reporte: Revisó: Calificación:

___ ________________ ____________


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Práctica No. 5

DETERMINACIÓN DE NIQUEL EN ACERO

OBJETIVO Determinar el contenido de níquel por gravimetría utilizando como reactivo precipitante la dimetilglioxima. INTRODUCCIÓN

El método para determinar níquel en acero está basado en la precipitación del mismo a partir de una disolución ligeramente alcalina, con una disolución alcohólica de dimetilglioxima (DMG). La DMG es poco soluble en agua y se emplea en solución alcohólica al 1%; 1 mL de ésta disolución es suficiente para precipitar 0.0025 g de níquel.

REACTIVOS HCl 1:1 HNO3 1:1 NH3 1% V/V Dimetilglioxima al 1% p/V en metanol Acido Tartárico al 25% p/V Cloruro de amonio 1 % p/V Amoniaco concentrado

MATERIAL Embudo buchner Probeta de 50 mL Probeta de 250 mL Pipeta graduada de 5 mL Espátula Matraz kitazato Bomba de vacío Parrilla de calentamiento Pizeta Vasos de precipitado de 50, 100 mL, 400 mL Desecador


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Virutas de acero de níquel o muestra con níquel

PROCEDIMIENTO

1. Registre en su bitácora el peso del papel filtro.

2. Pese 0.5 g de virutas de acero de níquel o una cantidad de muestra que contenga 0.03 – 0.04 g de níquel, por duplicado; transfiera a vasos de precipitados de 400 mL limpios y numerados.

3. Agregue 60 mL de HCl 1:1 y caliente hasta ebullición y ligera disolución. Añada

cuidadosamente ácido nítrico 1:1 y ebulla bajo la campana para oxidar los carburos y el hierro, así como para expulsar los humos pardos de NO2. Se diluye con un poco de agua, se filtra si fuera necesario, para eliminar el residuo insoluble, y se lava el filtro con agua caliente; se diluye el filtrado (ó directamente la solución de ataque) a 200 mL con agua caliente y agregue 20 mL de la solución de ácido tartárico o cítrico al 25%; neutralice con amoníaco y añada un exceso de 1 mL.

4. Filtre a través de un papel filtro de textura abierta, a un vaso de precipitados de

400 mL limpio y numerado. Lave el papel varias veces con una disolución caliente que contenga 1% de amoníaco e igual cantidad de cloruro de amonio, descarte luego el papel. Agregue HCl 1:1 al filtrado hasta reacción ligeramente ácida; caliente hasta 80° C y añada 20 mL de solución de DMG (1% en metanol), agregue un ligero exceso de DMG e inmediatamente la solución diluida de amoníaco, hasta que la disolución tenga un ligero exceso de amoníaco. Agite bien. Deje en baño maría durante 20-30 minutos. Enfríe a temperatura ambiente.

5. Filtre a vacío a través de un embudo buchner y matraz kitazato, utilizando un

papel filtro libre de cenizas. Emplee un agitador con goma y una corriente de agua fría de una pizeta a fin de transferir todo el precipitado de dimetilglioximato de níquel al embudo. Lave varias veces el precipitado con agua fría, dejando en cada caso que el líquido drene. Añada 5 mL de disolución de DMG y 0.5 mL de amoníaco concentrado al filtrado y a las aguas de lavado. Agite y deje en reposo a fin de determinar si la precipitación fue completa.

6. Transfiera el papel filtro con precipitado a un vidrio de reloj e introduzca en la

estufa a 150°C durante 1 hora. Retire y pase al desecador, hasta que observe peso constante. Determine por diferencia de pesos el contenido de Ni(DMG)2.


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REPORTE



Peso de la muestra, g

Peso del papel filtro, g

Peso del papel filtro con muestra, g

Peso del Ni(DMG)2, g

Peso del Ni en la muestra, g

% p/p de Ni en la muestra

II. Cuestionario: 1. Indique las reacciones ocurridas durante la práctica. 2. ¿Con qué finalidad se agrega ácido tartárico? 3. ¿Para qué se lava el precipitado con agua fría? 4. Determine el factor gravimétrico para determinar el Níquel. 5. Calcule la cantidad de níquel en porcentaje. 6. Escriba la fórmula desarrollada del dimetilglioximato de níquel. III. Conclusiones Elaboró el reporte: Revisó: Calificación: _________________ ________________ ____________


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Práctica No. 6

DETERMINACIÓN DE DIÓXIDO DE SILICIO EN CEMENTO

OBJETIVO Determinar el contenido de dióxido de silicio en cemento por un método gravimétrico, manipulando la solubilidad del compuesto en el medio de trabajo. INTRODUCCIÓN La sílice o dióxido de silicio es un material muy duro que se encuentra en casi todas las rocas. Es un cristal común que se presenta naturalmente, ya que es el componente principal de la arena, arenisca, cuarcita o granito. Se encuentra en la mayoría de los lechos rocosos y forma polvo durante el trabajo con minería, la formación de canteras, la construcción de túneles y la manipulación de muchos minerales metálicos. Es un componente importante del cemento, ya que: • Aumenta la cohesión • Aumenta la densidad • Disminuye la penetración del agua • Incrementa la adhesión entre agregados • Reduce el calor de hidratación • Reduce la permeabilidad

MATERIAL Embudo buchner Matraz kitazato Probeta de 50 mL Pipeta graduada de 5 mL Espátula Bomba de vacío Parrilla de calentamiento Pizeta Vidrio de reloj Agitador Vasos de precipitado de 50, 250 mL Desecador Crisol de porcelana Pinzas para crisol


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Mechero Tripié Triángulo de porcelana Tela de asbesto REACTIVOS Cemento disponible comercialmente HCl (1:1) HCl concentrado AgNO3 1 M Papel filtro libre de cenizas

PROCEDIMIENTO A. Preparación de la muestra

1. Pesar en un vidrio de reloj una muestra aproximada de 0.4 g de cemento

comercial. 2. Pasar la muestra cuantitativamente a un vaso de precipitados de 50 mL,

agregar lentamente y con cuidado aproximadamente 20 mL de HCl (1:1) medidos con una probeta y evaporar lentamente hasta sequedad. Se deben evitar salpicaduras de la solución, por lo que se recomienda colocar un vidrio de reloj encima del vaso, ya que si esto sucede, se debe iniciar el análisis nuevamente.

B. Filtración y calcinación

1. Al residuo seco se le adicionan 2 mL de HCl concentrado y luego 30 mL de

agua destilada, agitar y desprender todo el sólido del vaso; si es necesario adicionar más agua destilada, dejar en reposo 5 minutos y filtrar. Lavar muy bien con agua caliente hasta que en el filtrado no se obtenga presencia de cloruros (ensayo con AgNO3).

2. Transferir el papel filtro con precipitado a un crisol previamente limpio, tarado y marcado con lápiz en la base externa. Exponer al mechero el papel filtro con el precipitado hasta su combustión e introducir a la mufla a 900°C durante 1 hr. Sacar el crisol y llevar al desecador; registrar el peso en la bitácora hasta que éste sea constante.

3. Calcular el porcentaje de SiO2 en la muestra de cemento dada.


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REPORTE

Nombre de la práctica.___________________________ Fecha.________ II. Observaciones y cálculos:



Peso del crisol vacío, g

Peso del crisol con SiO2, g

Peso del SiO2, g

% p/p de SiO2 en la muestra

II. Cuestionario:

1. ¿Qué reacciones ocurren durante la práctica? 2. ¿Qué es el cemento? 3. ¿Cuáles son los principales componentes del cemento? 4. Defina los términos: arcilla, caliza, yeso, arena, bauxita 5. ¿Qué son papeles filtro sin cenizas? 6. ¿Por qué es necesario quemar o carbonizar el papel filtro? 7. ¿Cómo se solubiliza un silicato insoluble?

III. Conclusiones Elaboró el reporte: Revisó: Calificación: _________________ ________________ ____________


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Práctica No. 7

DETERMINACIÓN GRAVIMÉTRICA DE CALCIO EN FORMULACIONES

FARMACÉUTICAS

OBJETIVO Determinar el calcio cuantitativamente por gravimetría, empleando como reactivo precipitante el oxalato en solución básica. INTRODUCCIÓN Es frecuente que un químico tenga que determinar la cantidad de una sustancia que está en disolución. Un camino utilizado tradicionalmente para hacerlo es añadir otra sustancia que reaccione con la primera, formando un producto insoluble. El precipitado que se forma se separa de la fase acuosa, se seca y se pesa. El peso del precipitado obtenido y su composición permiten conocer la cantidad de soluto en la muestra original. Dicha precipitación ha de ser cuantitativa, por tanto es importante la elección de un agente precipitante y unas condiciones adecuadas. Para ello es necesario considerar: - Definir un grado de cuantitatividad. En general, se considera suficiente el 99.9 % para que la precipitación sea cuantitativa. - pH. - Tamaño de partículas. - Mecanismos para aumentar el tamaño de las partículas. En esta práctica, al alcalinizar con amoníaco por encima de pH 4 la disolución ácida de una sal de calcio y ácido oxálico, se produce la precipitación del calcio en forma de oxalato monohidratado, que es un polvo blanco, fino y poco soluble en agua fría, pero algo soluble en agua caliente. MATERIAL Balanza analítica Matraz volumétrico de 1 L Matraz volumétrico de 100 mL (2) Vaso de precipitados de 250 mL (2) Mechero Bunsen Soporte y tripie con tela de asbesto Anillo de Fierro Agitador. Mufla


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Termómetro Embudo para filtración por gravedad Probeta de 10 y 50 mL Crisol de porcelana Desecador Pizeta Pinzas de crisol REACTIVOS Oxalato de amonio al 6 % p/V Oxalato de amonio al 0.25 % V/V Ácido clorhídrico concentrado Papel filtro Rojo de metilo Amoniaco diluido (1:3) Formulación farmacéutica con CaCO3 (por ejemplo, Caltrate®) PROCEDIMIENTO 1. Pese con exactitud unos 0.8 g de muestra y colóquela en un vaso de

precipitados de 250 mL. Añada 10 mL de agua y 20 mL de ácido clorhídrico concentrado hasta su disolución.

2. Agregue unos 100 mL con agua destilada y caliente hasta ebullición. A continuación y agitando continuamente, se añaden 50 mL de una disolución reciente de oxalato de amonio al 6% p/V. Añada dos gotas de rojo de metilo y a continuación amoniaco diluido (1:3) gota a gota, hasta que el indicador vire al amarillo (pH 4.5 a 5.5), más unas gotas en exceso. Digiera el precipitado en caliente durante 30 minutos y deje enfriar a temperatura ambiente.

3. Una vez frío, se filtra con un filtro de papel sin cenizas por gravedad, lavando el precipitado y los restos de éste que pudieran haber quedado en el vaso, con porciones de unos 30 mL de oxalato amoniaco al 0.25 % p/V. Coloque el filtro que contiene el precipitado dentro de un crisol de porcelana previamente tarado, caliente a la llama y calcine a una temperatura de 500 °C durante 1 h. Deje enfriar el crisol y su contenido en un desecador y pese. Calcule el porcentaje de calcio presente en la muestra, teniendo en cuenta que el precipitado es carbonato de calcio.


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REPORTE





Peso del crisol con CaCO3, g

Peso del CaCO3, g

% p/p de CaCO3 en la muestra

II. Cuestionario:

1. Escriba todas las reacciones que tienen lugar durante la precipitación del calcio y durante su calcinación.

2. ¿Por qué se lava el precipitado con oxalato amónico? ¿Podría lavarse con agua caliente?

3. ¿Con qué fin se utiliza el desecador? 4. ¿Por qué se incinera el filtro con el precipitado a la llama de un mechero

Bunsen, antes de calcinarlo a 500 °C? 5. ¿Qué volumen de CO, a una temperatura y presión determinadas, podría

obtenerse a partir de 0.8000 g de oxalato cálcico monohidratado por caletamiento a 500 °C?

III. Conclusiones Elaboró el reporte: Revisó: Calificación: _________________ ________________ ____________


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Práctica No. 8

VALORACIONES DE PRECIPITACIÓN OBJETIVO Aplicar los métodos de Mohr y Volhard en la determinación de cloruros. INTRODUCCIÓN El método de Mohr es apropiado para medir cloruros; emplea como valorante el nitrato de plata y el cromato de potasio como indicador. La disolución de nitrato de plata se puede estandarizar con disoluciones normales de cloruro de sodio puro. En la titulación, el ión cloruro se precipita como cloruro de plata (blanco):

Ag+ + Cl- AgCl(S)

El punto final se detecta por la presencia de un exceso de Ag+, el cual reacciona con los iones cromato cuando se ha extinguido el ión cloruro y comienza a formar un precipitado marrón rojizo, correspondiente al cromato de plata:

2 Ag+ + CrO42- Ag2CrO4(S)

En el método de Volhard, se valora la Ag+ en exceso con una disolución de tiocianato de potasio, dando un precipitado de AgSCN color blanco. Finalmente, el exceso de tiocinato reacciona con el indicador férrico mostrando el punto final de la valoración por la precipitación de tiocianato fèrrico (rojo):

Ag+(exceso) + SCN- AgSCN(S)

SCN–(exceso) + Fe3+ FeSCN2+ (S)

MATERIAL Matraz volumétrico de 50, 100, 250, 500 y 1000 mL Matraces Erlenmeyer de 250 mL Pipetas volumétricas de 10 mL y 25 mL Buretas de 50 mL Soporte Pinzas para bureta Pesafiltros Desecador Probeta de 50 mL Pizeta.


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Pipeta graduada de 10 mL 2 Pipetas graduadas de 5 mL Vasos de precipitados de 150 mL Soporte universal Probeta de 100 mL REACTIVOS Nitrato de plata Cromato de potasio Sulfato férrico amónico dodecahidratado NaCl grado analítico KSCN HNO3 Nitrobenceno PROCEDIMIENTO A.Preparación de una disolución de nitrato de plata 0.1M Pese 4.25 g de nitrato de plata puro y disuélvalos en 100 mL de agua destilada; transfiera a un matraz volumétrico de 250 mL y afore. Guarde la disolución en una botella de color ámbar. Proteja la solución de la luz directa tanto como sea posible. Se necesitarán 125 mL para cada equipo. B.Valoración de la disolución de nitrato de plata por el método de Mohr Coloque alrededor de 2 g de cloruro de sodio grado analítico en un pesafiltros y seque en la estufa durante 1 hora a 200 °C. Enfríe en el desecador. Pese muestras de 0.10 g con una aproximación de 0.1 mg en tres matraces erlenmeyer limpios, secos y numérelos. Agregue 40 mL de agua destilada, agite hasta disolución y añada 1 ó 2 mL de cromato de potasio al 5% p/V. Titule con nitrato de plata hasta la aparición de color rojo ladrillo, por triplicado. Nota: En la titulación de 0.1 g aproximadamente de muestra se gastarán unos 20 mL de AgNO3. C.Preparación y normalización de tiocianato potásico 0.1 M Disuelva alrededor de 9.8 g de KSCN en un litro de agua. Mezcle bien. Tome alícuotas de 10 mL de la disolución patrón de nitrato de plata en matraces erlenmeyer y diluir a 50 mL. Añada alrededor de 1 mL de HNO3 concentrado, seguido de 2 mL de disolución saturada de sulfato férrico amónico (nota 1). Valore con la disolución de tiocianato potásico con rotación vigorosa del matraz, hasta que el color pardo rojizo del FeSCN2+ permanezca durante 1 minuto. Calcule la normalidad de la disolución del KSCN. Haga la determinación por triplicado.


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Nota 1: El indicador se prepara fácilmente colocando algunos trozos de alumbre férrico, NH4Fe(SO4)2.12H2O en un matraz y agitando en ácido nítrico diluido. D.Determinación de cloruros en muestras sólidas por el método de Volhard Seque la muestra a 100-110 °C durante una hora. Pese varias muestras de 0.1 g con una aproximación de 0.1 mg en matraces erlenmeyer de 250 mL. Disuelva cada muestra en 100 mL de agua destilada. Añada 25 mL de nitrato de plata patrón, asegurándose de anotar el volumen tomado. Acidule con 2 mL de ácido nítrico concentrado; añada 2 mL de indicador de alumbre férrico y 5 mL de nitrobenceno exento de cloruro. Agite vigorosamente. Valore el exceso de plata con tiocianato patrón hasta que el color del FeSCN2+ permanezca durante 1 minuto. Nota 2: El nitrobenceno es un producto químico peligroso que se debe manipular con cuidado. La inhalación de sus vapores o la absorción del líquido por la piel pueden causar intoxicación. En caso de contacto con el líquido, se debe lavar prontamente con jabón y agua caliente todas las zonas afectadas. La ropa impregnada con nitrobenceno se tiene que cambiar y lavar.

E.Procedimiento para la determinación de cloruros en agua por el método de Volhard Tome una alícuota de 25 mL y añada 25 mL de nitrato de plata patrón. Acidule con 2 mL de ácido nítrico concentrado; añada 2 mL de indicador de alumbre férrico y 5 mL de nitrobenceno exento de cloruro. Agite vigorosamente. Valore el exceso de plata con tiocianato patrón hasta que el color del FeSCN2+ permanezca durante 1 minuto.


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REPORTE


Valoración de la disolución de AgNO3 con NaCl


Peso de NaCl, g

Moles de NaCl

Volumen gastado de la disolución de AgNO3, mL

Concentración real de la disolución de AgNO3, M

Concentración promedio ± desviación estándar de la disolución de AgNO3, M

Valoración de la disolución de KSCN con AgNO3


Volumen de la muestra de AgNO3, mL

Volumen gastado de la disolución de KSCN, mL

Concentración de KSCN, M

Concentración promedio ± desviación estándar de CaCO3 en la muestra, mg L-1

Valoración de la muestra problema


Cantidad o volumen de la muestra problema

Volumen de AgNO3, mL

Volumen de KSCN gastado, mL

Moles de Cl- en la muestra

Concentración de Cl- en la muestra

Concentración promedio ± desviación estándar de Cl- en la muestra


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II. Cuestionario: Preguntas previas al laboratorio Valoración de la disolución de nitrato de plata por el método de Mohr 1. Escriba las reacciones que tienen lugar durante la valoración. 2. Calcule el volumen de AgNO3 teórico, necesario para la valoración de cloruros.

Preparación y valoración del tiocianato de potasio 1. Escriba las reacciones que ocurren durante la valoración del KSCN. 2. Trace la curva de valoración teórica pSCN- en función del volumen de KSCN

añadido. 3. Calcule el volumen teórico de KSCN necesario en su valoración.

Preguntas post-laboratorio 1. ¿Por qué se debe guardar la disolución de AgNO3 al abrigo de la luz? 2. Calcule el valor de la normalidad exacta del nitrato de plata. 3. ¿Con qué fin se añade HNO3 durante la valoración del tiocianato? ¿Por qué es necesario agitar la disolución? 4. Calcule la normalidad exacta (experimental) del KSCN. 5. Indique y explique similitudes y diferencias, ventajas y desventajas entre el método de Mohr y el de Volhard. III. Conclusiones Elaboró el reporte: Revisó: Calificación: _________________ ________________ ____________


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Práctica No. 9

DETERMINACIÓN CUANTITATIVA DE HIERRO POR PRECIPITACIÓN OBJETIVO Determinar cuantitativamente el hierro por precipitación. TEORÍA Se puede precipitar el ión férrico de disoluciones débilmente ácidas y neutras en forma de hidróxido férrico hidratada:

Fe3+ + 3OH- Fe(OH)3nH2O

Después de su precipitación, filtración y lavado, el precipitado puede calcinarse para obtenerlo en forma de óxido férrico anhidro:

2Fe(OH)3nH2O Fe2O3 + H2O

en cuya forma puede pesarse. MATERIAL 2 Vasos de precipitado de 250 mL 1 tripié 1 triángulo de porcelana 1 tela con asbesto 1 Mechero 1 Agitador cubierto de hule (gendarme) 1 Embudo cola corta 1 Crisol de porcelana 1 Pinzas para crisol 1 Desecador 1 Pizeta 1 Gotero o tubo de ensaye 1 pipeta graduada de 10 mL 1 probeta de 250 mL 1 anillo 1 soporte universal 1 parrilla


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REACTIVOS Hidróxido de amonio al 10% V/V HNO3 concentrado Papel filtro cuantitativo libre de cenizas Sal de hierro a analizar PROCEDIMIENTO 1. La disolución que contiene una sal de hierro se hierve, después de agregar

unas gotas de ácido nítrico concentrado y se diluye aproximadamente a 150 mL.

2. Se lleva nuevamente a ebullición y se trata con disolución diluida (al 10%) de amoniaco en ligero exceso, de manera que su olor sea perceptible. Se hierve uno o dos minutos más y se deja enfriar un poco.

3. Se filtra el precipitado formado en papel filtro cuantitativo libre de cenizas. El precipitado se lava varias veces con agua caliente y se coloca con todo y papel en un crisol a peso constante (tarado). El crisol se calienta con el mechero, con precaución hasta que se ha evaporado el agua y después se sigue calentando con intensidad creciente hasta incinerar el papel.

4. Seguidamente, el crisol se coloca en la mufla donde se calcina a temperatura

no mayor de 1000° C. El crisol con el precipitado se enfría en un desecador y se pesa.

REPORTE Nombre de la práctica.___________________________ Fecha.________ I. Observaciones y cálculos:




Peso del crisol con Fe2O3, g

Peso del Fe2O3, g

% p/p de Fe2O3 en la muestra


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II. Cuestionario:

1. Indique las reacciones que se presentaron durante la práctica. 2. ¿A qué pH empieza a precipitar el Fe(OH)3 si la disolución contiene [Fe3+

]=10-2 M y su Ks =10-36. 3. ¿Qué ventaja tiene usar NH3 en lugar de NaOH? 4. ¿Qué resultado se obtendría si parte del Fe3+ estuviera en forma de Fe2+? 5. ¿Por qué debe calcinarse el precipitado? 6. Para obtener una precipitación cuantitativa de Fe3+ debe evitarse la

presencia de tartratos, citratos, fosfatos, etc...¿por qué? 7. Si se pesa una muestra de 150 mg con una variación de + 0.1 mg, ¿qué

porcentaje de error se tiene en la pesada? III. Conclusiones: Elaboró el reporte: Revisó: Calificación: _________________ ________________ ____________


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Práctica No. 10

OXIDO-REDUCCIÓN Y ACIDEZ. ANÁLISIS DEL HIERRO EN UN MINERAL

OBJETIVO Determinar el porcentaje de hierro presente en un mineral, por pre-reducción con cloruro de estaño (II), usando como valorante KMnO4 en medio ácido. INTRODUCCIÓN En la naturaleza existe una gran variedad de minerales de hierro, pero los que más se suelen utilizar son los siguientes:

La siderita (FeCO3) es un carbonato de hierro. Tiene un color pardo-rojizo y su raya es blanca. La ley en hierro es del 48 %.

El hematites u oligisto (Fe2O3) es un óxido de hierro. Es de color rojo anaranjado, a veces plateado, su raya es roja y la ley en hierro es del 70 %.

La goethita (Fe(OH)2) es un hidróxido de hierro. Es el principal componente de la limonita, si bien a veces aparece como mineral aislado. Es de color negro y su raya es pardo - amarillenta y posee leyes de hasta un 60 - 70 % en hierro. Cristaliza habitualmente como una masa llena de bultos esferoides, aunque en ocasiones presenta forma de estalactita.

La magnetita es un mineral de hierro constituido por óxido ferroso-diférrico (Fe3O4) que debe su nombre de la ciudad griega de Magnesia. Su fuerte magnetismo se debe al fenómeno de ferrimagnetismo.

La limonita (Fe2O3∙nH20) es una mezcla de diversos minerales. Su color es amarillo o pardo negruzco y su raya es parda o amarillenta. Algunos autores la consideran como una roca formada por minerales de hierro hidratados y arcillas.

MATERIAL Matraz volumétrico de 100, 1000 mL Vasos de precipitado 150, 400 y 600 mL Mechero Soporte Anillo Tela de asbesto Pinzas para bureta 4 Matraces erlenmeyer Botella ámbar con tapón esmerilado Bureta de 50 mL


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Probeta de10 mL Pipeta graduada de 10 mL Termómetro Pizeta Embudo buchner Matraz kitazato Bomba de vacío REACTIVOS KMnO4 Disoluciones de KMnO4 (2 M, 0.2 M) Na2C2O4 H2SO4 1:19 H2SO4 concentrado SnCl2 .2H2O HCl 1:2 HCl concentrado HgCl2 MnSO4. 4H2O H3PO4 al 85% Na2CO3 HCl concentrado Papel filtro PROCEDIMIENTO A.Preparación de una disolución 0.1 N de KMnO4 Disuelva 3.2 g de la sal en un litro de agua destilada. Caliente a ebullición y mantenga caliente durante 1 hora. Tape y deje en reposo durante una noche. Filtre la disolución a vacío. Conserve la disolución en una botella limpia (ámbar, con tapón esmerilado), guardándola en un sitio oscuro cuando no se usa. B.Valoración de la disolución de KMnO4 Deseque Na2C2O4 con calidad de patrón primario durante 1 hora, entre 110 y 200°C. Deje enfriar en un desecador y pese exactamente porciones adecuadas (de 0.2 a 0.3 g para valorar KMnO4 0.1N). Transfiéralas a vasos de precipitado. Agregue 250 mL de H2SO4 1:19 que se ha hervido previamente durante 10-15 minutos y se ha dejado enfriar a la temperatura ambiente; agite hasta disolución. Agregue desde la bureta un volumen de KMnO4 hasta un poco antes del punto de equivalencia (unos 20 mL para una disolución 0.1N y una muestra de 0.3 g). Deje en reposo hasta que la disolución se decolore; luego caliente a 55-60° C y complete la valoración, tomando como punto final el primer color rosa persistente durante 30 segundos. Determine una corrección del punto final, valorando


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igualmente 250 mL de H2SO4 1:19 a esta misma temperatura. Corrija por el resultado del blanco y calcule la concentración del KMnO4. Nota: La adición de permanganato debe hacerse lentamente. Si durante la valoración observa la formación de un sólido (disolución turbia), suspenda temporalmente la valoración hasta que la disolución se aclare. C.Análisis del hierro en la muestra de mineral C.1. Disoluciones especiales

Cloruro de estaño (II): Disuelva en un litro de HCl 1:2, 150 g de SnCl2.2H2O exento de hierro. La disolución debe ser recién preparada.

Cloruro de mercurio (II): Disuelva 5 g de HgCl2 en 100 mL de agua.

Reactivo de Zimmermann-Reinhardt: Disuelva 70 g de MnSO4.4H2O en 500 mLde agua; añada con precaución 125 mL de H2SO4 concentrado y 125 mLde ácido fosfórico al 85 %. Diluya a 1 litro.

C.2. Preparación de la muestra

Triture la muestra lo más finamente posible en un molino. Seque el mineral a 105-110° C y pese varias muestras, que se pasan a vasos de 250 mL. El peso óptimo de la muestra es el que corresponde a un consumo de la disolución valorada de KMnO4 de 25 a 40 mL. Agregue a cada muestra (0.1 g de muestra) 10 mL de HCl concentrado y 3 mL de disolución de SnCl2. Caliente justo por debajo del punto de ebullición, prolongando el tratamiento hasta descomposición de la muestra (o sea cuando hayan desaparecido todas las partículas obscuras), aunque puede ocurrir que quede un precipitado blanco insoluble. Tiene que llevarse paralelamente un ensayo en blanco, calentando 10 mL de HCl y 3 mL de SnCl2 durante el mismo periodo de tiempo. Si las disoluciones se vuelven amarillas durante el calentamiento, agregue 1 ó 2 mL más de SnCl2. Una vez que se completa la descomposición, agregue gota a gota la disolución de KMnO4 aproximadamente 2M, hasta que la disolución se vuelva amarilla y diluya a unos 15 mL. En caso del blanco, agregue KMnO4 hasta que la disolución se coloree rosa, luego decolórela con la cantidad justa de SnCl2

y agregue 1 gota en exceso. Prosiga individualmente el análisis hasta el punto final de cada muestra, es decir no trabajando con ellas en paralelo.

C.3.Reducción del hierro

Caliente la disolución que contiene la muestra casi a ebullición y agregue gota a gota SnCl2 hasta que desaparezca el color amarillo. Agregue una gota en exceso. Enfríe a temperatura ambiente y agregue rápidamente 10 mL de la


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disolución de HgCl2. Tiene que aparecer sólo una pequeña cantidad de precipitado blanco, si no se forma precipitado o el precipitado es gris deseche la muestra. Trate también la disolución del ensayo con 10 mL de HgCl2.

C.4. Valoración Después de 2 ó 3 minutos (no mucho más), pase cuantitativamente la disolución reducida a un vaso 600 mL que contenga 25 mL de reactivo Zimmermann-Reinhardt y 300 mL de agua. Valore inmediatamente con disolución de KMnO4 hasta la primera coloración rosa débil que persista durante 15-20 segundos. No debe agregar el permanganato de prisa en ningún momento. Corrija el volumen de KMnO4 por el consumo del ensayo en blanco. Notas: 1.- Puede ser que la disolución no se vuelva completamente incolora, si no que adquiera un tono verde pálido. Este color no disminuye ya con más SnCl2. Si inadvertidamente se agrega demasiado SnCl2, añada KMnO4 0.2 M hasta que reaparezca el color amarillo y repita la reducción. 2.- Si no se pueden descomponer todas las partículas obscuras, filtre la disolución con un papel de filtro sin cenizas, lave con 5-10 mL de HCl 6 N y guarde reunidos el filtrado y los lavados. Coloque el papel filtro con residuo en un crisol pequeño de platino y queme el papel. Mezcle el residuo con 0.5-0.7 g de Na2CO3 anhidro finamente molido y caliente hasta fusión. Enfríe, añada 5 mL de agua, seguido de la adición de la misma cantidad de HCl 6N cuidadosamente. Caliente suavemente el crisol hasta disolución del contenido y mezcle éste con el primer filtrado. Evapore las disoluciones combinadas hasta unos 15 mL y prosiga el análisis con la reducción del hierro.


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REPORTE

Nombre de la práctica.___________________________ Fecha.________ I. Observaciones y Cálculos:

Valoración de KMnO4 con Na2C2O4


Peso de Na2C2O4, g

Volumen de KMnO4 gastado en la valoración del blanco

Volumen de KMnO4 gastado, mL

Volumen de KMnO4 corregido, mL

Concentración de la disolución de KMnO4, M

Concentración promedio ± desviación estándar de la disolución de KMnO4, M

Valoración del mineral con KMnO4


Peso de la muestra problema, g

Volumen de KMnO4 gastado en la valoración del blanco, mL

Volumen de KMnO4 gastado en la valoración de la muestra, mL

Volumen de KMnO4 corregido, mL

Moles de Fe en la muestra

Concentración de Fe en la muestra, en % p/p

Concentración promedio ± desviación estándar de Fe en la muestra, en % p/p

II. Cuestionario:

A.Preparación de la disolución de KMnO4

1. Indique por qué las disoluciones de KMnO4 no son muy estables y enumere al menos 5 factores que afectan su estabilidad.


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2. ¿Con qué fin se hierve la disolución de KMnO4 durante su preparación?. 3. ¿Para qué se deja en reposo antes de aforar?. 4. ¿Por qué hay necesidad de filtrar? ¿Por qué no se usa papel filtro? 5. ¿Para qué se guarda al abrigo de la luz?. B.Valoración de la disolución de KMnO4

1. Escriba la reacción de valoración que tiene lugar entre el KMnO4 y el

Na2C2O2. Justifique mediante los valores de E de los pares implícitos. 2. Calcule la constante de equilibrio. 3. Trace la curva de valoración teórica E= f (mL de KMnO4). 4. Calcule la concentración real de KMnO4 5. Explique por qué la valoración debe realizarse en medio ácido. 6. Explique con qué fin se hierve la disolución un poco antes del punto final. 7. ¿Qué otros métodos de valoración se conocen para el KMnO4?

C.Análisis del hierro en la muestra de mineral C.2. Disolución de la muestra 1. ¿Por qué se utiliza el HCl para disolver la muestra y no se usa H2SO4 o

HNO3? 2. ¿Con qué fin se añade SnCl2 en esta parte del proceso?. 3. ¿Se observó la formación de un precipitado blanco? ¿A qué se debe? 4. ¿Se observó la presencia de partículas obscuras? ¿A qué se debe? ¿Cómo

se debe tratar la muestra en este caso? ¿No se observa ningún tipo de precipitado? ¿Por qué?

C.3. Reducción del hierro 1. Enumere al menos 3 reductores diferentes al cloruro de estaño (II) que se

pueden utilizar en éste caso. 2. ¿Con qué fin se añade HgCl2 después de agregar el cloruro de estaño?. 3. Al agregar la disolución de HgCl2, ¿observó la formación de un precipitado? Si la respuesta es afirmativa, en base a color y valores de E de los pares redox implícitos, prediga la naturaleza del precipitado observado. 4. En caso negativo, explique por qué no hubo precipitado. C.4. Valoración 1. ¿Para qué se agrega el reactivo Zimmermann-Reingardt? 2. ¿Cuántos gramos de mineral utilizó en el análisis? ¿Qué volumen y

concentración de KMnO4 utilizó? 3. Calcule el porcentaje de hierro presente en la muestra. Compare este

resultado con el dato teórico. Explique.


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Práctica No. 11

ANALISIS CUANTITATIVO DE MAGNESIO

OBJETIVO Determinar al magnesio cuantitativamente por gravimetría, empleando como reactivo precipitante a la 8-hidroxiquinoleína (oxina). INTRODUCCIÓN Muchas de las desventajas y errores encontrados en la determinación gravimétrica de magnesio, por precipitación en forma de fosfato amónico magnésico, se pueden evitar utilizando el precipitante orgánico 8-hidroxiquinoleína (frecuentemente llamado oxina). Este reactivo precipita cuantitativamente al magnesio, a partir de una solución alcalina, en forma de un compuesto voluminoso y fácilmente filtrable. Además, el precipitado lavado se puede desecar a la temperatura de 105-110 °C para tomar la forma de deshidrato, o a 160 °C para que quede como sal anhidra, con lo que se evita la calcinación. La reacción de precipitación es:

Mg2++ 2C9H6NOH +2NH3 + 4H2O Mg(C9H6NO2).4H2O(s) + 2NH4

MATERIAL 3 Vasos de precipitado de 250 mL 3 Vidrios de reloj 1 Mechero 1 Matraz kitasato 1 Embudo Buchner 1 Bomba de vacío 1 Pizeta 1 Agitador de vidrio 1 Baño maría 3 Crisoles de porcelana previamente tarados y pesados 1 Termómetro Pinzas para crisol Estufa Desecador preparado Papel filtro


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REACTIVOS Óxido de magnesio HCl concentrado Cloruro de amonio Fenoftaleína al 0.02% en etanol Amoniaco 6 N 8-Hidroxiquinoleína al 5 % p/V en ácido acético 2 N Amoniaco al 1% V/V Papel filtro PROCEDIMIENTO 1. Pese tres muestras de aproximadamente 0.05 g de óxido de magnesio.

Transfiera a vasos de precipitado de 250 mL, agregue 15 mL de agua a cada muestra y tape los vasos con vidrio de reloj.

2. Añada de 2 a 3 mL de HCl concentrado y caliente la disolución, si es necesario, durante unos minutos para que la muestra se disuelva. En el caso de que la muestra a analizar contenga sílice y otras materias insolubles, filtre las disoluciones en vasos de 250 mL y lave los papeles filtro con agua.

3. Diluya cada disolución o filtrado hasta alrededor de 100 mL. Adicione 2 g de cloruro de amonio, 10 gotas de solución alcohólica al 0.02% de fenolftaleína y al menos 25 mL de amoniaco 6 N, hasta que el indicador vire a un color púrpura. A continuación añada 3 mL en exceso de amoniaco 6 N.

4. Caliente la disolución a 70-80 °C (pH 8-9). Añada gota a gota y con agitación una disolución al 5% de 8-hidroxiquinoleína en ácido acético 2N, hasta que se halle presente un ligero exceso de reactivo, lo cual sucede cuando aparece un color amarillo en el líquido que sobrenada. En ningún caso agregue más de 2 mL del reactivo por cada 25 mg de muestra. Si es necesario una cantidad de reactivo superior a 6 mL, vierta una cantidad adicional de amoniaco 6N, en una proporción de 1 mL por cada 1.5 mL de reactivo, con objeto de mantener el medio alcalino.

5. Deje en reposo la disolución durante media hora aproximadamente en un baño maría y filtre después la disolución caliente a través de un crisol de porcelana, previamente tarado. Para reducir la tendencia del precipitado a adherirse al vaso, es recomendable adicionar un detergente corriente a la disolución.

6. Lave el precipitado con unos 50 mL de amoniaco al 1%. Seque a 105-110° C, primero durante una hora al menos y después durante períodos de media hora,


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hasta obtener un peso constante. La fórmula del compuesto así obtenido es Mg(C9H6NO).2H2O.

Nota: Si se añade un exceso de alrededor del 100% de reactivo, el precipitado puede hallarse impurificado por éste, el cual es difícil de eliminar mediante lavados. Si se deseca a 160 °C, se elimina por sublimación formándose el compuesto anhidro.

REPORTE





Peso del crisol con Mg(C9H6NO).2H2O, g

Peso del Mg(C9H6NO).2H2O, g

% p/p de Mg(C9H6NO).2H2O en la muestra

II. Cuestionario: 1. ¿Cuál es la fórmula de la oxina? Trace la gráfica de Log S= f(pH) para oxina 2. ¿Cuál es la fórmula del oxinato de magnesio? Trace la gráfica de Log S=

f(pH) para el oxinato de magnesio. 3. ¿Qué otros reactivos precipitantes se pueden usar para el magnesio?

Indique y explique las ventajas o desventajas frente a la oxina. 4. Explique y escriba las reacciones químicas que tienen lugar durante la

disociación y la precipitación de la muestra. 5. Explique con qué fin se añade el indicador ácido-base de fenolftaleína. 6. Explique por qué se realiza la precipitación en caliente. 7. ¿Con qué fin se añade detergente a la disolución? 8. ¿Por qué se lava el precipitado con amoniaco? 9. Indique en una tabla los datos: peso de muestra inicial, naturaleza de la

muestra usada, peso de precipitado obtenido en cada una de las tres determinaciones.


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10. De acuerdo con la naturaleza y peso de la muestra y según la estequiometría de la reacción de precipitación, calcule el peso de oxinato de magnesio que se debía obtener en cada determinación.

11. Según el peso experimental de precipitado obtenido y la estequiometría de la reacción de precipitación, exprese su resultado en porcentaje de Mg, para cada determinación y obtenga un promedio.

12. Exprese su resultado en porcentaje de MgO. 13. Compare el porcentaje de MgO experimental con el teórico, dado en el

membrete del frasco reactivo. 14. De acuerdo a la técnica dada, indique los pasos a seguir en el análisis de

Mg en una muestra problema. Especifique las modificaciones que sean necesarias, según la naturaleza de la muestra.

15. Con los datos de peso de muestra y precipitado obtenido, calcule el porcentaje de Mg presente. Compárelo con el dato teórico, discuta y concluya:

16. ¿A qué pH se debe trabajar para precipitar cuantitativamente al Mg(Ox)2 ? 17. Compare el valor de pH que recomienda con el pH experimental; discuta y

concluya. IV. Conclusiones: Elaboró el reporte: Revisó: Calificación: _________________ ________________ ____________


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Práctica No. 12

ÓXIDO-REDUCCIÓN Y COMPLEJOS

OBJETIVO Comprobar experimentalmente que las propiedades óxido-reductoras varían si se forman complejos: la dismutación del Hg (I) en presencia de EDTA y la estabilización del manganeso en presencia de agentes complejantes como los fosfatos y EDTA. INTRODUCCIÓN En las reacciones redox con equilibrios acoplados (precipitación, complejación, ácido-base) cambia el valor de E°, ya que cambia la concentración de los iones metálicos libres. En tales casos, puede usarse la ecuación de Nernst para calcular el valor de E° tomando en consideración la constante de equilibrio de la reacción acoplada. Alternativamente, puede medirse el potencial de media celda con y sin la reacción acoplada para obtener el valor de la constante de equilibrio. Esta es una de las mejores formas de medir valores de Kps, Ka o Kf. MATERIAL Tubos de ensaye de 13 x 100 mm Gradilla 3 Pipetas graduadas de 5 mL Pipetas beral Pizeta Pipeta graduada de 10 mL 2 tubos de ensaye de 16 x150 mm REACTIVOS Sulfato de cobre (II) 0.1 M Amortiguador de ácido acético/acetato de sodio pH 4.8 Cianuro de potasio 0.1 M Cloruro férrico 0.1 M Azul de variamina al 0.1% EDTA al 10% Nitrato de plata 0.1 M Sulfato ferroso 0.1 M


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Nitrato mercuroso 0.1M Cloruro de manganeso (III) 0.1 M Ácido fosfórico 12 M Dicromato de potasio 0.1 M Cloruro de manganeso (II) 0.1 M Dióxido de plomo PROCEDIMIENTO A. Influencia de la formación de complejos sobre las propiedades óxido-reductoras 1. A unos pocos mL de disolución de sulfato de cobre (II) 0.1 M añada un poco de

disolución reguladora de ácido acético/acetato de sodio pH 4.8 y luego unas gotas de la disolución de KCN 0.1 M; observe y anote.

Complejos de hierro (III) con EDTA

2. A 1-2mL de agua, añada 1-2 gotas de cloruro férrico 0.1 M y 3-4 gotas de azul de variamina al 0.1%. Anote y observe. Añada un poco de EDTA al 10%, observe y anote.

3. A 1-2mL de agua añadir 1-2 gotas de nitrato de plata 0.1 M, 4-5 gotas de sulfato ferroso 0.1 M y luego 2 gotas de EDTA al 10%. Observe y anote.

B. Dismutación por formación de complejos A 10 gotas de nitrato mercuroso 0.1M, añada 1-2mL de agua y después 3-4 gotas de EDTA al 10%. Observe y anote. C.Estabilización de un grado de oxidación por formación de complejos

Oxidación de Mn(III) en presencia de ácido fosfórico A 10 gotas de cloruro de manganeso (III) 0.1 M, añada 10 mL de ácido fosfórico 12 M y poco a poco dicromato de potasio 0.1 M. Observe y anote. Paralelamente realice un ensayo en blanco (sin ácido fosfórico). Observe y anote.

Oxidación de Mn(II) en presencia de EDTA

A 1-2mL de agua, añada 10 gotas de cloruro de manganeso (II) 0.1 M y después un poco de dióxido de plomo. Después agregue 5-10 gotas de EDTA al 10%. Observe y anote.


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REPORTE Nombre de la práctica.___________________________ Fecha.________ I. Observaciones y cálculos: Resuma en una tabla las observaciones registradas durante el desarrollo de las experiencias, identificando las reacciones químicas ocurridas y la especie química responsable de cada color y/o de la presencia de precipitado. . II. Cuestionario:

A. Influencia de la formación de complejos sobre las propiedades óxido-reductoras

Para cada una de las reacciones estudiadas:

1. Ubique en una escala de potencial los valores de E° de los pares implícitos

(en ausencia del ligando complejante). Mediante la escala de E° dada antes, explique las observaciones; indique si hubo o no reacción al mezclar los reactivos en ausencia del ligando complejante. Escriba y balancee las reacciones correspondientes; indique si el equilibrio se encuentra desplazado a la izquierda o a la derecha.

2. Calcule en cada caso el valor de E° del par del complejo, óxido- reductor; inclúyalo en la escala de potencial. Explique si hubo reacción o no en presencia del ligando complejante.

3. Para cada caso de la tercera prueba, trace el diagrama de E°= f(pY) para los pares Fe (III) / Fe (II) (E°= 0.771) y Ag + / Ag° en una misma gráfica, a partir de los siguientes datos:

PAR E° Complejo pKc

Fe3+ / Fe2+ 0.77v FeY- 25.1

Ag+ / Ag° 0.80v AgY3- 7.3

4. Explique la gráfica anterior. Indique en qué zona de pY se debe trabajar

para lograr la reducción del ion Ag+ más cuantitativamente. Calcule la constante de la reacción en ausencia y presencia de EDTA; compare y concluya.


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B. Dismutación por formación de complejos

1. Resuma en una tabla las observaciones obtenidas durante el desarrollo de

la experiencia. 2. Identifique la especie química responsable del color y/o de la presencia de

sólidos. 3. Ubique en una escala de E los valores de E0 de los pares redox donde el

ion Hg2+ está presente. Indique si hay o no reacción al disolver el nitrato mercuroso en agua en ausencia de EDTA.

4. Calcule el valor de E0 del par complejo óxido-reductor en presencia de EDTA, teniendo en cuenta el valor de pKc= 21.8 para el complejo HgY2-.

5. Ubique el valor de E0 del par complejo en la escala de E. Explique con ayuda de esta escala si hubo o no reacción en presencia de EDTA. Escriba y balancee la reacción química que tuvo lugar. Calcule el valor de la constante de equilibrio y concluya.

C.Estabilización de un grado de oxidación por formación de complejos

1. Compare los resultados en ausencia de ácido fosfórico con los obtenidos en

presencia de este ligando. 2. En base a la escala de E y sabiendo que el ion Mn (III) con EDTA forma un

complejo muy estable con el fosfato, explique la coloración observada y escriba las reacciones balanceadas que ocurren.

3. Teniendo en cuenta los complejos del Mn(III) con EDTA realice las mismas preguntas.


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Manual QA-II Enero-junio 2015