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Planeación de experimentos para muestras comerciales. Laboratorio de Química general II. Elaboró. Q. Everardo Tapia Mendoza
Metodología muy general 1. Definir el analito que me interesa. 2. Revisar si la muestra es sólida o líquida 3. Saber si la muestra es ácida o básica 4. Si es sólida proponer masas directas de la muestra y realizar el cálculo para obtener lo que me gastaría de titulante para esa masa. Disminuir o aumentar masa dependiendo el gasto del titulante. 5. En caso de no haber logrado gastar volúmenes coherentes con masas adecuadas. Se debe proponer una disolución de concentración MUY BIEN definida. Y realizar la propuesta de la misma manera de volúmenes de alícuotas, que gasten un volumen adecuado de titulante. 2. Para muestras líquidas, realizar pruebas de gastos de volumen del titulante, tomado directo volúmenes de la muestra de tal forma que se gaste un volumen adecuado. 3. En caso de no obtener con toma directa de la muestra volúmenes gastados adecuados. Se debe preparar una solución de concentración definida y probar con toma de alícuotas hasta encontrar el volumen apropiado de titulante. Ejemplos 1. Diseña el experimento necesario para determinar la concentración de ácido acético en el vinagre, si la restricción es que gastes de 5 a 20 mL de titulante en la bureta para disminuir la incertidumbre de la determinación. El proveedor reporta una concentración de ácido acético al 5% m/v. Ácido acético (PM: 60 g/mol) Siempre se toma la concentración de analito “que suponemos tiene la muestra”, 5 %m/v es decir que tenemos 5 g de ácido acético en 100 mL de disolución
5 𝑔 𝐴𝑐.𝐴𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜100 𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠. (𝑣𝑖𝑛𝑎𝑔𝑟𝑒)
𝑥 10 𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠 𝑣𝑖𝑛𝑎𝑔𝑟𝑒 𝑥 1 𝑚𝑜𝑙 Á𝑐.𝐴𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜60 𝑔 Á𝑐.𝐴𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜
𝑥 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑏𝑎𝑠𝑒1 𝑚𝑜𝑙 Á𝑐𝑖𝑑𝑜
𝑥 1000 𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
0.1 𝑚𝑜𝑙 𝑏𝑎𝑠𝑒
Realizando el cálculo anterior da un volumen de 83 mL. Como vemos no es un volumen adecuado de titulante, por lo que se debe disminuir el volumen de la alícuota para gastar menos volumen. Se propone tomar 1.0 mL de vinagre, realizando el mismo cálculo se obtiene un gasto de 8.3 mL de NaOH 0.1 N. Y es así como se diseñó el experimento: Tomar del vinagre 1.0 mL, colocarlo en un matraz con gotas de fenolftaleína, NO ADICIONAR AGUA, y valorar con NaOH 0.1 N.
Esta cantidad se propone para empezar. Pero puede ser el volumen que ustedes decidan. Yo recomiendo comenzar
siempre por 10.0
Masa molecular Estequiometría 1:1. Dado que se trata de un ácido monoprótico
Concentración del titulante, en este caso, es la base
2. Se te proporciona una tableta de aspirina®, y se desea comprobar si la cantidad descrita en el marbete es la indicada. El proveedor reporta que una tableta de aspirina® tiene 500 mg de ácido acetil salicílico por tableta. Diseña el experimento necesario para determinar los miligramos de ácido acetilsalicílico por tableta, si la restricción es que gastes de 5 a 20 mL de titulante en la bureta para disminuir la incertidumbre de la determinación. Ácido acetilsalicílico (PM: 189 g/mol). Conteste: Realizaremos lo mismo que el ejercicio anterior. Tomaremos como pivote el ácido acetilsalicílico. Sabemos que 500 mg = 0.5 g de ácido acetilsalicílico; es decir 0.5 g de ácido acetilsalicílico se encuentra en una tableta. Si analizamos más a fondo el problema es definir cuánto colocaré a titular de la tableta. Primero lo más sencillo es colocar toda la tableta. 0.5 𝑔 𝐴𝑐.𝐴𝑐𝑒𝑡𝑖𝑙𝑠𝑎𝑙𝑖𝑐í𝑙𝑖𝑐𝑜
1 𝑡𝑎𝑏𝑙𝑒𝑡𝑎 𝑥 1 𝑡𝑎𝑏𝑙𝑒𝑡𝑎 𝑥
1 𝑚𝑜𝑙 Á𝑐.𝐴𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜189 𝑔 Á𝑐.𝐴𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜
𝑥 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑏𝑎𝑠𝑒1 𝑚𝑜𝑙 Á𝑐𝑖𝑑𝑜
𝑥 1000 𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
0.1 𝑚𝑜𝑙 𝑏𝑎𝑠𝑒
= 26.45 𝑚𝐿 de NaOH 0.1 N
Es demasiado volumen, por lo que meter toda la tableta no es un experimento correcto. Si colocamos la mitad de la tableta se gastará 13.22 mL un volumen adecuado de titulante. 3. Se te suministra una muestra de agua mineral Peñafiel® donde requieres saber la acidez total expresada por ácido cítrico (PM: 192 g/mol), sin embargo la norma NMX-F-118-1984 menciona que el % m/v debe estar entre 0.65-1.85. Tu trabajo como analista es encontrar la concentración en % m/v en término del ácido cítrico de el agua mineral Peñafiel® y ver su dicho producto comercial cumple la norma. Se realiza de la misma forma, como es un intervalo de concentraciones tomaremos como pivote el punto intermedio del intervalo 1.25 %m/v, es decir, 1.25 g de ácido cítrico en 100 mL de peñafiel. 1.25 𝑔 𝑑𝑒 á𝑐. 𝑐í𝑡𝑟𝑖𝑐𝑜
100 𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠 𝑝𝑒ñ𝑎𝑓𝑖𝑒𝑙 𝑥 10 𝑚𝐿 𝑑𝑖𝑠 𝑝𝑒ñ𝑎𝑓𝑖𝑒𝑙 𝑥
1 𝑚𝑜𝑙 Á𝑐.𝐴𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜192 𝑔 Á𝑐.𝐴𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜
𝑥 3 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑏𝑎𝑠𝑒1 𝑚𝑜𝑙 Á𝑐𝑖𝑑𝑜
𝑥 1000 𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
0.1 𝑚𝑜𝑙 𝑏𝑎𝑠𝑒
El resultado del cálculo es 19.53 mL, es demasiado volumen a gastar, si disminuimos el volumen de la alícuota a 5 mL y haciendo el mismo cálculo gastaríamos 9.76 mL de NaOH 0.1 N.
Volumen tomado de la muestra Masa molecular del ác. Cítrico
Estequiometría 1:3, por que es un ácido triprótico
Concentración de la base
4. Recibes una muestra de AJAX® el cual su principal componente es el hidróxido de amonio (amonia). Como analista de tu laboratorio tu trabajo es encontrar la concentración de hidróxido de amonio. El proveedor reporta que la concentración de la solución amoniacal es 6 N. Tu trabajo como analista es encontrar la cocnentración % m/v y normalidad en términos del hidróxido de amonio. Sabemos que 6N es 6 M. Y dado que la muestra es básica, se debe titular con ácido sulfúrico. Y la concentración del ácido sulfúrico es 0.1 N = 0.05 M La reacción que se efectuará es:
2NH4OH + H2SO4 → (NH4)2SO4 + 2 H2O
6 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑎𝑚𝑜𝑛𝑖𝑜1000 𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
𝑥 10 𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 𝑥1 𝑚𝑜𝑙 Á𝑐. 𝑠𝑢𝑙𝑓ú𝑟𝑖𝑐𝑜2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑎𝑚𝑜𝑛𝑖𝑜
𝑥 1000 𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛0.05 𝑚𝑜𝑙 Á𝑐. 𝑠𝑢𝑙𝑓ú𝑟𝑖𝑐𝑜
= 600 𝑚𝐿 𝑑𝑒 á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑠𝑢𝑙𝑓ú𝑟𝑖𝑐𝑜 𝑂. 1 𝑁 Como se puede observar el volumen que se requiere para neutralizar 10 mL de AJAX es demasiado. Entonces haremos el cálculo de titulante necesario para neutralizar 1 mL de AJAX, y este sale de 60.0 mL, sigue siendo mucho. Ya no se puede disminuir más el volumen de la muestra, DEBO PREPARAR UNA DISOLUCIÓN DE LA MUESTRA. La pregunta es ¿De qué concentración? Uno selecciona la concentración. Si suponemos que la muestras está 6N, preparemos 50 mL de una disolución 1 N. Utilizando la fórmula de dilución C1V1 = C2V2; obtendríamos que de la muestra tendríamos que tomar 8.3 mL y llevar al aforo. Ahora debo definir las alícuotas que debo tomar de dicha disolución, la elección se realiza a prueba y error. Comenzaré a probar con 10.0 mL.
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑎𝑚𝑜𝑛𝑖𝑜1000 𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
𝑥 10 𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 𝑥1 𝑚𝑜𝑙 Á𝑐. 𝑠𝑢𝑙𝑓ú𝑟𝑖𝑐𝑜2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑎𝑚𝑜𝑛𝑖𝑜
𝑥 1000 𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛0.05 𝑚𝑜𝑙 Á𝑐. 𝑠𝑢𝑙𝑓ú𝑟𝑖𝑐𝑜
El cálculo anterior dar 100 mL, aún es mucho, si tomo una alícuota de 1.0 mL gastaré 10 mL lo cual es apropiado, sin embargo NO es muy recomendable, si ya prepararé una disolución, modifico su concentración para tomar un volumen más adecuado de alícuota. Si preparamos a partir de la muestra una 0.1 M, tendríamos que tomar 0.8 mL de AJAX. Y se vuelve a realizar la prueba, tomando una alícuota de 10 mL de esa disolución.
0.1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑎𝑚𝑜𝑛𝑖𝑜1000 𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
𝑥 10 𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 𝑥1 𝑚𝑜𝑙 Á𝑐. 𝑠𝑢𝑙𝑓ú𝑟𝑖𝑐𝑜2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑎𝑚𝑜𝑛𝑖𝑜
𝑥 1000 𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛0.05 𝑚𝑜𝑙 Á𝑐. 𝑠𝑢𝑙𝑓ú𝑟𝑖𝑐𝑜
El volumen gastado de ácido sulfúrico 0.1 N, es de 10.0 mL por lo que la concentración de la disolución y el volumen de alícuota son los adecuados para la valoración.
5. Otro ejemplo por si no ha quedado claro. Quieres determinar la acidez total en vino blanco, en términos de ácido tartárico (ácido diprótico). La etiqueta reporta 1 % m/v. De la misma manera que hicimos se toma como pivote la concentración que reporta el proveedor. Y se propone tomar 10 mL y en función del resultado se verá si se toma mayor o menor alícuota. Al tratarse de un ácido diprótico y la base al tener un solo OH, la relación estequiométrica es de dos moles de base por un mol de ácido. 1.0 𝑔 𝑑𝑒 á𝑐. 𝑡𝑎𝑟𝑡𝑎𝑟𝑖𝑐𝑜100 𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠 𝑣𝑖𝑛𝑜
𝑥 10 𝑚𝐿 𝑑𝑖𝑠 𝑣𝑖𝑛𝑜 𝑥 1 𝑚𝑜𝑙 Á𝑐. 𝑡𝑎𝑟𝑡á𝑟𝑖𝑐𝑜150 𝑔 Á𝑐. 𝑡𝑎𝑟𝑡á𝑟𝑖𝑐𝑜
𝑥 2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑏𝑎𝑠𝑒1 𝑚𝑜𝑙 Á𝑐𝑖𝑑𝑜
𝑥 1000 𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
0.1 𝑚𝑜𝑙 𝑏𝑎𝑠𝑒
El volumen de titulante que se obtiene es de 13.3 mL, un volumen adecuado de titulante, lo que implica que no es necesario preparar una disolución. CASOS PARTICULARES. 6. Ahora suponga que le interesa conocer los protones ácidos del ibuprofeno. Para ello se le suministrara 0.5 g de ibuprofeno 100 % m/m puro. Como todo buen análisis no debes colocar toda la muestra, por si el análisis no sale bien agotar toda la muestra. Para conocer los protones ácidos se debe preparar una disolución de concentración DEFINIDA y tomar un volumen definido. En este caso como no se conocen los moles ácidos, NO SE PUEDE CONOCER LA ESTEQUIOMETRÍA. Por lo que sólo se debe fijar la concentración de la disolución y la alícuota a titular. 7. Una mezcla carbonato de sodio y bicarbonato de sodio, la mezcla que se te proporciona será de 200 mg (1:1). En este caso tenemos dos especies el NaHCO3 + Na2CO3. La muestra será básica. Primero el carbonato presenta reacción con el agua.
Na2CO3 + H3O+ (Ácido) → HCO3- + H2O (primer vire)
HCO3- + H3O+ (Ácido) → H2CO3 + H2O (segundo vire)
En este caso el ácido será el ácido sulfúrico 0.05 M. Y comenzamos con las pruebas. Si de los 200 mg que me van a dar, tomo la mitad esto PARA NO GASTAR TODA LA MUESTRA y lo disuelvo en agua, y asumo que están 1:1. Podre decir que en 0.1 g (100 mg) tengo 0.05 g de carbonato y 0.05 g de bicarbonato
0.05 𝑔 𝑑𝑒 𝑐𝑎𝑟𝑏𝑜𝑛𝑎𝑡𝑜 𝑥 1 𝑚𝑜𝑙 𝑐𝑎𝑟𝑏𝑜𝑛𝑎𝑡𝑜106 𝑔 𝑐𝑎𝑟𝑏𝑜𝑛𝑎𝑡𝑜
𝑥 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑏𝑎𝑠𝑒1 𝑚𝑜𝑙 Á𝑐𝑖𝑑𝑜
𝑥 1000 𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
0.05 𝑚𝑜𝑙 𝑏𝑎𝑠𝑒= 9.4 𝑚𝐿
Se consideró 1:1, por que se está
titulando la primera reacción
El volumen para el primer vire es adecuado, el segundo vire como vemos la reacción titulará el volumen de bicarbonato que generó la primera reacción, más el que ya existía en la muestra. Por diferencia de volúmenes podremos saber el volumen de titulante necesario para titular el bicarbonato de la muestra.
Por tanto se pesarán 100 mg de la mezcla, se disolverá en agua y se titulará.
