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• Ismael Trejo Nuñez

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Ejercicios resueltos de calorimetría 1. Calcula la capacidad calorífica de 60g de agua si el calor especifico de esta es 4,184 J/g ⁰C, y calcular el calor necesario para aumentar su temperatura de 22 ⁰C C a 27⁰C.

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La capacidad calorífica se calcula como: C=ms C = 60g x 4,184 J/g ⁰C = 251 J/Cº El cambio de calor se calcula como: q = m s ∆T q = 60g x 4,184 J/g ⁰C x 5⁰C = 1255 J

2. 50 mL de HCl 1.0 M se mezclan con 50 mL de NaOH 1.0 M en un calorímetro de vaso de café, la T⁰ de la disolución resultante aumenta de 21.0⁰C a 27.5⁰C. Calcule el cambio de entalpía de la reacción, suponiendo que el calorímetro pierde una cantidad insignificante de calor, que el volumen total de la disolución es 100 mL y su calor específico y densidad son los iguales a las del agua. Datos: Densidad H2O=1.00 g/mL y c H2O=4.184 J/g°C. 1º Calculo el cambio de temperatura del calorímetro durante la combustión de la muestra. DT= 27.5⁰C- 21.0⁰C=6.5⁰C = 6.5K 2º Calculo el calor de reacción con la fórmula: qr = - (s de la disolución) x (g de disolución) x ΔT qr = - (4,18 J/g-K) (100 g) (6.5K) = -2.7x10-3 J = -2.7 kJ 3º Calculamos el calor de reacción de un mol. 1000 ml à 1 mol 50 ml à X mol = 0,05 mol 0,05 mol à -2.7 kJ 1 mol à X kJ = -54 kJ/mol DH= -54 kJ/mol Ejercicio para resolver: 3. Una muestra de etanol, C2H5OH, que pesa 2,84g, se quemó en un exceso de oxigeno dentro de una bomba calorimétrica. La temperatura del calorímetro ascendió de 25⁰C a 33,73⁰C. Si la capacidad calorífica del calorímetro era 9,63 kJ/⁰C, ¿Cuál es el calor de combustión de 1mol de etanol? R: 1364,06 kJ/mol (Formula: qr = -Ccal x DT)

Física Termodinámica: Unidades de Cantidad de Calor. Capacidad térmica. Calor específico. Ecuación fundamental de la calorimetría. Calor sensible y calor latente de un cuerpo CALORIMETRIA CALOR: es la energía en tránsito (en movimiento) entre 2 cuerpos o sistemas, proveniente de la existencia de una diferencia de temperatura entre ellos. Unidades de Cantidad de Calor (Q) Las unidades de cantidad de calor (Q) son las mismas unidades de trabajo (T). Sistema de Medida Sistema Técnico

Sistema Internacional (S.I.) o M.K.S. Sistema C.G.S. Unidad de Medida Kilográmetro (Kgm) Joule (J) Ergio (erg) Hay otras unidades usadas como Caloría (cal), Kilocaloría (Kcal), British Termal Unit (BTU). Caloría: es la cantidad de calor necesaria para aumentar la temperatura de 1 gramo de agua de 14,5 °C a 15,5 °C a la presión de 1 atmósfera (Presión normal). Relación entre unidades 1 kgm = 9,8 J 1 J = 107 erg 1 kgm = 9,8.107 erg 1 cal = 4,186 J 1 kcal = 1000 cal = 10³ cal 1 BTU = 252 cal Calor de combustión: es la razón entre la cantidad de calor (Q) que suministrada por determinada masa (m) de un combustible al ser quemada, y la masa considerada. Qc...calor de combustión (en cal/g) Qc = Q/m Capacidad térmica de un cuerpo: es la relación entre la cantidad de calor (Q) recibida por un cuerpo y la variación de temperatura (Δt) que éste experimenta. Además, la capacidad térmica es una característica de cada cuerpo y representa su capacidad de recibir o ceder calor variando su energía térmica. C...capacidad térmica (en cal/°C) CALORIMETRIA Calor específico de un cuerpo: es la razón o cociente entre la capacidad térmica (C) de un cuerpo y la masa (m) de dicho cuerpo. Además, en el calor específico se debe notar que es una característica propia de las sustancias que constituye el cuerpo, en tanto que la capacidad térmica (C) depende de la masa (m) y de la sustancia que constituye el cuerpo. C...calor específico (en cal/g.°C) CALORIMETRIA También, debemos notar que el calor específico de una sustancia varía con la temperatura, aumentando cuando está aumenta; pero en nuestro curso consideraremos que no varía El calor específico del agua es la excepción a está regla, pues disminuye cuando la temperatura aumenta en el intervalo de 0 °C a 35 °C y crece cuando la temperatura es superior a 35 °C. En nuestro curso consideraremos el calor específico (c) del agua "constante" en el intervalo de 0 °C a 100 °C y es igual a 1 cal / g x °C Tabla del calor específico de algunas sustancias

C agua = 1 cal/g.°C C hielo = 0,5 cal/g.°C C aire = 0,24 cal/g.°C C aluminio = 0,217 cal/g.°C C plomo = 0,03 cal/g.°C C hierro = 0,114 cal/g.°C C latón = 0,094 cal/g.°C C mercurio = 0,033 cal/g.°C C cobre = 0,092 cal/g.°C C plata = 0,056 cal/g.°C Ecuación fundamental de la calorimetría CALORIMETRIA Q... cantidad de calor m... masa del cuerpo c... calor específico del cuerpo Δt... variación de temperatura Observación: Para que el cuerpo aumente de temperatura; tiene que recibir calor, para eso la temperatura tf debe ser mayor que la temperatura to ; y recibe el nombre de calor recibido. tf> to → calor recibido (Q > 0) Para disminuir la temperatura; tiene que ceder calor, para eso la temperatura tf debe ser menor que la temperatura to ; y recibe el nombre de calor cedido. tf< to → calor cedido (Q < 0) Calor sensible de un cuerpo: es la cantidad de calor recibido o cedido por un cuerpo al sufrir una variación de temperatura (Δt) sin que haya cambio de estado físico (sólido, líquido o gaseoso). Su expresión matemática es la ecuación fundamental de la calorimetría. Qs = m.c.Δt donde: Δt = tf - to Calor latente de un cuerpo: es aquel que causa en el cuerpo un cambio de estado físico (sólido, líquido o gaseoso) sin que se produzca variación de temperatura (Δt),es decir permanece constante. Q = m·L

Entalpía Entalpía (del griego ἐνθάλπω [enthálpō], «agregar calor»; formado por ἐν [en], «en» y θάλπω [thálpō], «calentar») es una magnitud termodinámica, simbolizada con la letra H mayúscula, cuya variación expresa una medida de la cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema termodinámico, es decir, la cantidad de energía que un sistema intercambia con su entorno.

En la historia de la termodinámica se han utilizado distintos términos para denotar lo que hoy conocemos como «entalpía». Originalmente se pensó que esta palabra fue creada por Émile Clapeyron y Rudolf Clausius a través de la publicación de la relación de Clausius-Clapeyron en The Mollier Steam Tables and Diagrams de 1827, pero el primero que definió y utilizó el término «entalpía» fue el holandés Heike Kamerlingh Onnes, a principios del siglo XX.1 En palabras más concretas, es una función de estado de la termodinámica donde la variación permite expresar la cantidad de calor puesto en juego durante una transformación isobárica, es decir, a presión constante en un sistema termodinámico, teniendo en cuenta que todo objeto conocido se puede entender como un sistema termodinámico. Se trata de una transformación en el curso de la cual se puede recibir o aportar energía (por ejemplo la utilizada para un trabajo mecánico). En este sentido la entalpía es numéricamente igual al calor intercambiado con el ambiente exterior al sistema en cuestión. Dentro del Sistema Internacional de Unidades, la entalpía se mide habitualmente en joules que, en principio, se introdujo como unidad de trabajo. El caso más típico de entalpía es la llamada entalpía termodinámica. De ésta cabe distinguir la función de Gibbs, que se corresponde con la entalpía libre, mientras que la entalpía molar es aquella que representa un mol de la sustancia constituyente del sistema. Cual es la diferencia entre calor sencible y calor latente? Seguir 4 respuestas Notificar abuso Respuestas Calificación Guitarcucho Mejor respuesta: explicado mas sencillamente: Calor sensible: La cantidad de calor recibido o cedido por un cuerpo "x"...(pero sin ocurrir cambio de fase). para determinarlo se utiliza la siguiente formula Q=m·c·(Tf-Ti) Donde m es la masa, c es el calor específico, Ti es la temperatura inicial y Tf la temperatura final Calor latente: es el calor (energía) necesario para que ese cuerpo "x" sufra un cambio de fase. para determinarlo se utiliza la siguiente formula Q=mL, donde "Q" es el calor necesario, "m" es la masa del cuerpo y "L" es el calor latente especifico para cada elemento. un ejemplo tipico: Determinar el calor que hay que suministrar para convertir 1g de hielo a -20 ºC en vapor a 100ºC. Los datos son los siguientes: Calor específico del hielo ch=2090 J/(kg K) Calor de fusión del hielo Lf=334·103 J/kg Calor específico del agua c=4180 J/(kg K) Calor de vaporización del agua Lv=2260·103 J/kg Etapas: Se eleva la temperatura de 1g de hielo de -20ºC a 0ºC Q1=0.001·2090·(0-(-20))=41.8 J Se funde el hielo Q2=0.001·334·103=334 J Se eleva la temperatura del agua de 0º C a 100 ºC Q3=0.001·4180·(100-0)=418 J Se convierte 1 g de agua a 100ºC en vapor a la misma temperatura Q4=0.001·2260·103=2260 J El calor total Q=Q1+Q2+Q3+Q4=3053.8 J.

Ojala te sirva esta informacion, que estes bien Fuente(s): Soy Tecnologo de los Alimentos. y a diario utilizo la termodinamica para predecir el comportamiento de algunos alimentos.

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Descripción e interpretación de los procedimientos Sobre la preparación de reactivos El EDTA se suele preparar a partir de la sal disódica dihidratada, Na2H2Y·2H2O, cuya masa molecular es 372,24 g/mol. Se suele comercializar como reactivo para análisis o como producto químicamente puro. En el segundo caso es necesario contrastar la disolución de EDTA con otra de carbonato cálcico (patrón primario), mientras que en el primer caso el EDTA se puede considerar un patrón primario. Antes de pesar el reactivo analítico es necesario secar la sustancia en una estufa a 80 ºC durante dos horas. Se consigue así eliminar el agua superficial que pudiera tener, pero no las dos moléculas de agua de hidratación, que permanecen intactas en estas condiciones de secado(26). Una vez enfriada la sustancia en un secador, se pesa exactamente la cantidad necesaria de la misma y se transfiere cuantitativamente a un matraz aforado donde se disuelve en agua desionizada hasta la marca del aforo. La disolución se guarda en un frasco de polietileno ya que los frascos de vidrio ordinario no resultan indicados pues pueden ceder notables cantidades de calcio a la disolución. Para calcular la molaridad de la disolución tendremos en cuenta el volumen preparado y la pesada exacta que hayamos hecho, pero, además, según D. A. Skook(27), debemos corregir[1] el peso de la sal teniendo en cuenta que un exceso del 0,3 % de humedad, que de ordinario queda después de secar a 80 ºC. En cuanto a los indicadores, las preparaciones de negro de eriocromo T y murexida son inestables. En el caso del negro de eriocromo se suele preparar una disolución en etanol incluyendo una cierta cantidad de hidroxilamina como estabilizador. Sin embargo, es posible adicionar directamente a la disolución el indicador sólido mezclado con cloruro sódico. Esta opción es muy cómoda si se consigue añadir siempre la misma cantidad de indicador (una punta de cuchillo(7)). En el caso del negro de eriocromo T el colorante se reduce a polvo finísimo junto con cloruro sódico en una proporción de 1:200 a 1:400. Se necesitan de 3 a 7 mg de materia colorante por cada 100 mL de líquido que se valora. En el caso de la murexida se procede igual, mezclando el indicador con NaCl finamente dividido. Para la determinación de la dureza total es necesario preparar una disolución reguladora de amonio/amoniaco de pH 10. El equilibrio ácido base es, La constante de basicidad es: Despejando apropiadamente, tomando logaritmos y multiplicando por -1: Es decir, Sustituyendo el valor de pKb = 4,74, Esta expresión nos permite conocer las cantidades de sal amónica y amoniaco que hay que mezclar para conseguir una disolución que de un pH determinado. Si el pH debe ser de 10, entonces, Supondremos que vamos a preparar 100 mL de disolución reguladora utilizando como sal nitrato amónico y amoniaco concentrado al 25 % en peso y densidad 0,905 g/cm3. Si tomamos 50 mL de amoniaco concentrado,

habremos tomado 45,25 g de disolución donde el 25 % es NH3, es decir, 11,31 g. Esta cantidad supone 0,665 moles de amoniaco. Según (26), el número de moles de amonio que debemos tomar será: Por cada mol de sal hay un mol de ion amonio, por lo que el número de moles de sal es la misma. Como la masa molecular del nitrato amónico es 80,04 g/mol, la masa de nitrato amónico que debemos añadir es 9,69 g. Una vez mezcladas las cantidades de amoniaco y nitrato amónico, se pasan a un matraz aforado de 100 mL y se enrasa con agua desionizada. Se puede comprobar con papel indicador que el pH está en torno a 10. Aún quedan por preparar tres disoluciones. La primera de hidróxido sódico aproximadamente 1 M, que se utilizará para fijar el pH a 12 en la determinación de la dureza cálcica. La preparación de esta disolución no ofrece mayor dificultad, sólo hay que tener la precaución de guardarla en un frasco de polietileno ya que las disoluciones concentradas de álcali atacan al vidrio. La segunda disolución es de ácido clorhídrico 1 M, que se utiliza para eliminar los carbonatos del agua. Finalmente, otra disolución que se debe preparar es de Mg2+ pues si la muestra a analizar no contiene este ion, no sería posible visualizar un viraje del indicador tal como se ha expuesto en el apartado dedicado a indicadores. En la práctica se ha optado por añadir una pequeña cantidad medida de Mg2+ tanto a la muestra problema como al blanco para así asegurar el viraje del indicador. Así, concretamente se prepara una disolución 0,01 M en Mg2+ a partir de cloruro de magnesio hexahidratado. Como hemos visto en las curvas de valoración, 1 mL de esta disolución en la muestra y en el blanco asegura un consumo de 1 mL de EDTA 0,01 M en cada caso. La preparación de la disolución no ofrece mayor dificultad, se precisan 0,2 g de cloruro de magnesio hexahidratado en agua desionizada hasta un volumen de 100 mL.

Sobre la determinación de la dureza total Con objeto de minimizar los errores, la cantidad de muestra a tomar debe ser tal que asegure un consumo de agente valorante superior a los 10 mL. Si cantidad de muestra necesaria es inferior a 100 mL, se debería añadir a la misma agua desionizada para que el volumen final a valorar sea de alrededor de 100 mL. En primer lugar es muy conveniente eliminar los carbonatos de la muestra ya que en este caso el viraje del indicador es más acusado(7). Esta eliminación se consigue acidificando con unas gotas de HCl 1 M y llevando la disolución a ebullición suave durante un minuto. Durante este proceso los carbonatos son eliminados en forma de dióxido de carbono. A continuación, se deja enfriar la disolución (se puede acelerar el enfriamiento poniendo el Erlenmeyer debajo del grifo) para ser seguidamente neutralizada añadiendo unas gotas de disolución de NaOH 1 M. El seguimiento del pH en este proceso de eliminación de los carbonatos y neutralización posterior se suele hacer añadiendo unas gotas de rojo de metilo, que presenta un viraje de rojo (a pH 4,2) a amarillo (a pH 6,3). El resultado final debería ser una disolución de color amarillo. Ahora bien, si la disolución es amarilla, el viraje del indicador metalocrómico en la valoración ya no será de rojo a azul, sino de marrón a verde oscuro, que es el resultado de la mezcla de los colores del indicador metalocrómico con el amarillo del indicador ácido-base. Para evitar esto se puede hacer el seguimiento del pH durante la neutralización dejando caer, después de cada adición de NaOH, una pizca de papel indicador. Una vez eliminados los carbonatos y neutralizada la disolución, se tampona la muestra a pH 10 añadiendo 2 mL de la disolución reguladora. Después, para asegurar la presencia de Mg2+ necesaria para observar el viraje del indicador metalocrómico, se añade una cierta cantidad medida de disolución 0,01 M de catión Mg2+. Finalmente se añade una pizca (una punta de espátula) de la mezcla salina que contiene al indicador, teniendo así preparada la muestra para su valoración. Inicialmente la disolución adquiere un color rojo-rosado debido a la formación del complejo entre el magnesio y el indicador, MgIn-. En las primeras adiciones de agente valorante el EDTA forma complejo con el ion Ca2+ de la disolución ya que el complejo CaY2- es más estable que el complejo con el magnesio, MgY2-. La disolución se mantiene en su color rojo-rosado mientras el calcio está siendo complejado pues el complejo MgIn- sigue presente. A continuación, cuando todo el Ca2+ ha sido complejado, le corresponde el turno al Mg2+ que pudiera quedar libre, que formará el complejo MgY2-. La disolución continúa con su color rojo-rosado pues mientras existan iones Mg2+ libres serán estos los que formen primero el complejo con el EDTA. Finalmente, complejado ya todo el calcio y magnesio libres, le corresponde el turno al complejo MgIn-, que al ser menos estable que el complejo MgY2-, es desplazado por el valorante según el proceso: Apareciendo un viraje a azul debido a la forma del indicador predominante a pH 10, es decir, HIn2-. Para tener en cuenta la adición inicial de Mg2+, así como la posible presencia de impurezas en los reactivos, se debe operar de manera idéntica con un blanco de 100 mL de agua desionizada, incluyendo (si así se ha hecho con la muestra) el proceso de acidificación y neutralización posterior con NaOH. La diferencia entre el consumo de EDTA

por parte de la muestra y el consumo por parte del blanco corresponderá a la dureza total de la muestra. La valoración se debe repetir al menos tres veces. El EDTA es un agente complejante poco selectivo ya que forma quelatos con prácticamente todos los cationes metálicos, a excepción de los metales alcalinos. Bajo este punto de vista, la presencia de otros iones metálicos di y trivalentes se debe considerar como interferencia en la valoración. La utilización de un blanco que sufra los mismos procesos que la muestra minimiza la posible “contaminación” por presencia de impurezas en los reactivos utilizados, pero si los cationes interferentes están ya presentes en la muestra, es necesaria su eliminación. La interferencia de un catión en particular puede eliminarse añadiendo un agente enmascarante, un ligando auxiliar que forma complejos más estables que los quelatos que forma el EDTA. El ion cianuro es el más empleado como agente enmascarante para permitir la valoración de los iones magnesio y calcio en presencia de iones como el cadmio, cobalto, cobre, níquel, cinc y paladio. Todos éstos forman complejos tan estables con el cianuro que impiden su reacción con EDTA(27). Por otra parte, mencionar que la presencia de cationes no deseados no debe ser ni habitual ni permitida en aguas corrientes para el consumo ni en aguas minerales naturales, por lo que no será tenida en cuenta en las determinaciones de laboratorio expuestos en este trabajo.

Sobre la determinación de la dureza cálcica Conocida la dureza total de una muestra, el conocimiento de la dureza cálcica permitirá conocer también, por diferencia, la dureza magnésica. La valoración se realiza a pH 12, al cual el posible magnesio presente no interfiere al haber precipitado como hidróxido (además de que el indicador elegido no se combina con el magnesio). En esta valoración no se utiliza un blanco pues es seguro que el ion Ca2+ está presente en la muestra y, por tanto, está asegurada la formación del complejo entre el ion y el indicador murexida (CaH2In-). Al igual que en la determinación de la dureza total, y con objeto de minimizar errores, la cantidad de muestra a tomar debe ser tal que asegure un consumo de agente valorante superior a los 10 mL. Si cantidad de muestra necesaria es inferior a 100 mL, se debe añadir a la misma agua desionizada para que el volumen final a valorar sea de alrededor de 100 mL. Hay que añadir a los 100 mL de muestra a valorar una cantidad suficiente de hidróxido sódico 1 M para que el pH esté en torno a 12. Teóricamente la adición de 2 mL de esta disolución (102 ml totales en la muestra a valorar) será suficiente ya que la [OH-] por dilución será: Una vez comprobado el pH de la muestra con una pizca de papel indicador, se procede a añadir una punta de espátula de la preparación salina del indicador murexida y, seguidamente, a su valoración inmediata ya que el indicador se muestra inestable en medio fuertemente alcalino. Inicialmente la murexida forma un complejo con el calcio de color rojo-rosado. A medida que se va añadiendo EDTA, éste va reaccionando con el Ca2+ libre y, una vez consumido todo, comienza el desplazamiento del Ca2+ que está formando complejo con el indicador ya que el complejo Ca-EDTA es más estable. En el punto final de la valoración, complejado ya todo el calcio con el EDTA, queda el indicador libre que en disolución alcalina de pH 12-13 tiene un color violeta. Al igual que ocurre en la determinación de la dureza total, una cantidad excesiva de carbonato puede interferir ya que el calcio puede precipitar. Puede ocurrir esto si se observa un viraje poco definido, siendo recomendable entonces eliminar previamente los carbonatos operando de la misma forma a como se describe en la determinación de la dureza total del agua.

[1] En la diferente bibliografía consultada no he encontrado otra referencia sobre esta consideración. Sin embargo, los textos de D. A. Skoog en sus diferentes ediciones han sido una referencia para mí desde que estudiaba en la Universidad hasta hoy, motivo por el cual en este trabajo se tomará en cuenta esta consideración en el laboratorio. INTRODUCCIÓN Las reacciones entre ácidos y bases de Lewis, en las que un catión metálico se combina con una base de Lewis, producen la formación de iones complejos. Un ion complejo se puede definir como un ion que contiene un catión metálico central enlazado a una o más moléculas o iones. Los metales de transición ( tienen el sub-nivel d incompleto, o bien fácilmente dan lugar a cationes este sub-nivel incompleto ) tienen la tendencia particular a formar iones complejos, por que poseen más de un estado de oxidación.

Esta propiedad les permite funcionar en forma efectiva como ácidos de Lewis cuando reaccionan con varios tipos de moléculas o iones que sirven como dadores de electrones, o bases de Lewis. Por ejemplo una disolución de cloruro de cobalto (II) es de color rosa debido a la presencia de los iones Co(H2O)6++. Cuando se añade HCl, la disolución se vuelve azul debido a la formación del ion complejo CoCl4=. Una medida de la tendencia de un ion metálico a formar un ion complejo particular esta dada por la constante de formación Kf ( también conocida como constante de estabilidad ), que es la constante de equilibrio de la formación de complejo. Si el valor de Kf es grande, el ion complejo es más estable. Volumetría de Formación de Complejos La complejometría es una técnica para la determinación analítica directa o indirecta de elementos o compuestos por medición del complejo soluble formado. En principio, cualquier compuesto que forme cuantitativamente un complejo con su ion metálico puede ser usado en complejometría si se dispone de un medio adecuado para determinar el piloto de equivalencia. El método surgió, en realidad, hace más de cien años. La valoración de Liebig de la plata con cianuro se basaba en la formación de un ion completo de cianuro de plata muy estable, Ag(CN)2. Otros ejemplos clásicos bien conocidos son la valoración del aluminio y la del circonio con un fluoruro basada en la formación de sus fluoruros complejos no disociables. Muchísimas reacciones dan iones complejos o moléculas neutras sin disociar. Pero pocas pueden usarse para valoración, pues la mayoría de los complejos son demasiado inestables para la valoración cuantitativa. Los citratos y tartratos forman complejos estables con muchos iones metálicos polivalentes, pero se usan rara vez como valorantes, porque forman más de un complejo con un ion metálico dado y esto dificulta la determinación del punto final. El uso de un formador de complejos orgánicos como valorante es cosa reciente. Hace más de dos décadas, la I. G. Farbenindustrie lanzó al mercado por primera vez varios aminopolicarboxílicos como formadores de complejos con metales. Más tarde, Brintzinger y Pfeiffer investigaron estos complejos metálicos que eran conocidos en la industria, pero prácticamente desconocidos por los analistas. Desde 1945 Schwarzenbach y sus colaboradores hicieron un estudio sistemático de estos complejos y descubrieron un método analítico para determinar la dureza del agua en el que usaban ácido etilenodiaminotetracético (EDTA) como valorante y murexida y negro de eriocromo T como indicadores. Ácido Etilen Diamino Tetracético ( E.D.T.A. ) También llamado Ácido Etilen Di nitrilo Tetracético, o simplemente E.D.T.A, es el titulante complejométrico más versátil. En su forma completamente protonada tiene la siguiente estructura: HOOC-CH2 CH2 -COOH N -CH2 - CH2-N HOOC-CH2 CH2 -COOH La molécula de E.D.T.A. tiene seis sitios potenciales para formar un enlace con un ion metálico: los cuatro grupos carboxilo y los dos grupos amino, cada uno de estos últimos con un par de electrones no compartidos. Las soluciones de E.D.T.A. son especialmente valiosas como titulantes porque este reactivo se combina con los iones metálicos en una proporción 1: 1 independiente de la carga del catión. Negro de Ericromo T El negro de ericromo T, tambien conocido como NET, es un indicador de iones metálicos, muy utilizado para titular diversos cationes comunes, comportándose como un ácido débil. Los complejos metálicos del NET frecuentemente son rojos en un rango de PH entre 4 a 12, cuando está libre en solución en un rango de PH menor a 10 su color es rosado, a PH igual a 10 es de color azul. DESARROLLO EXPERIMENTAL Determinación de concentración molar de E.D.T.A.-Na2H2O

-Preparación de 250 ml de solución de E.D.T.A.-Na2H2O ( PM. = 372,2) 0,05 M. -Cálculos teóricos: 250 ml * 0,05 M = 12,5 mmol masa E.D.T.A.-Na2H2O = 12,5 mmol * 372,2 mg/mmol = 4652,5 Mg -Masar analíticamente 4,5 g aproximado de E.D.T.A.-Na2H2O y agregar a vaso de precipitados, agregar agua para trasvasijar a matraz de aforo de 250 ml. El vaso de precipitados debe ser lavado reiteradamente para no perder nada de E.D.T.A.-Na2H2O, luego el matraz debe ser aforado y agitado para homogenizar la solución. Masa de E.D.T.A.-Na2H2O = 4,4837 g -Valoración de E.D.T.A.-Na2H2O usando un patrón primario que es MgSO4-7H2O 20 ml * 0,05 M = 1 mmol E.D.T.A.-Na2H2O = a 1 mmol MgSO4-7H2O masa de MgSO4-7H2O = 1mmol * 246,5 mg/mmol = 246,5 Mg -Masar analíticamente 0,2465g aproximado de MgSO4-7H2O , disolver en agua, agregando buffer PH =10, más punta de espátula de indicador metalocrómico NET (apreciando un color rojo claro), y valorar con solución de E.D.T.A.Na2H2O hasta cambio de color (azul) -Datos de la experiencia realizada: -Masa de reactivos: Masa de E.D.T.A.-Na2H2O = 4,4837 g Masa de MgSO4-7H2O en matraz n º 1 = 0,2351 g Masa de MgSO4-7H2O en matraz n º 2 = 0,2291 g -Volúmenes gastados en valoración: Volumen gastado en matraz n º 1 = 20,19 ml Volumen gastado en matraz n º 2 = 19,61 ml -Cálculos experimentales: -Calculo de molaridad de E.D.T.A.-Na2H2O masado: 4,487 g = 0,0482 Molar 372,2 g/mol * 0,25 lts -Cálculos de molaridad de E.D.T.A.-Na2H2O Valorado: -Cálculos de matraz n º 1: 235,1 mg MgSO4-7H2O * 0,995 = 233,92 mg reales 233,95 mg

= 0,9490 mmol MgSO4-7H2O 246,5 mg/mmol o E.D.T.A. 0,9490 mmol = 0,0470 Molar 20,19 ml -Cálculo de matraz n º 2: 229,1 mg MgSO4-7H2O * 0,995 = 227,95 mg reales 227,95 mg = 0,9247 mmol MgSO4-7H2O 246,5 mg/mmol o E.D.T.A. 0,9247 mmol = 0,0470 Molar 19,61 ml M = 0,0472 - 0,0470 = 0,0002 -Molaridad final = Promedio de molaridades ( valoración) = 0,0471M -Comparación de las molaridades: La molaridad de E.D.T.A.-Na2H2O masado y la Molaridad final por valoración dan un M = 0,001, permitiendo que los valores obtenidos se consideren válidos. Determinación de dureza total en agua potable En las aguas naturales, las concentraciones de iones calcio y magnesio son superiores a la de cualquier otro ion metálico, por consiguiente, la dureza se define como la concentración de carbonato de calcio que equivale a la concentración total de todos los cationes multivalentes en una muestra de agua. La determinación de la dureza es una prueba analítica que proporciona una medida de la calidad del agua potable para uso doméstico e industrial. La prueba es de una importancia para la industria porque el calentamiento del agua dura precipita el carbonato de calcio, principal responsable de la obstrucción de calderas y tuberías, detonando un problema económico al ocupar mucho más energía de lo normal, implicando un mayor gasto de dinero. Esta precipitación de carbonato de calcio la podemos observar en diariamente en nuestros hogares, es cosa de mirar dentro de la tetera y ver toda esa cantidad de “sarro” que se va acumulando con el tiempo, causando el mismo problema que en la industria, pero a menor escala, demorando la ebullición del agua. DESARROLLO EXPERIMENTAL Determinación de dureza total en agua potable -En un vaso de precipitados agregar agua potable la cual será la muestra representativa a determinar. Tomar una alícuota de 100 ml de agua, agregando a esta 1 ml de buffer a PH 10 y punta de espátula de indicador metalocrómico NET ( apreciando un color rojo intenso), y valorar con solución de E.D.T.A. de concentración conocida ( hasta color azul.

Volumen E.D.T.A. * Molaridad E.D.T.A. = mmol de E.D.T.A. = mmol Ca + mmol Mg *El MgCO3 es menor que CaCO3, por lo que se toma que los mmol de MgCO3 son CaCO3. Dureza total PPm de CaCO3. -Datos de la experiencia realizada: -Volúmenes gastados en valoración: Volumen gastado en matraz n º 1 = 7,79 ml Volumen gastado en matraz n º 2 = 7,85 ml -Cálculos: matraz n º 1 7,79 ml * 0,0482 M = 0,3755 mmol de Ca 0,3755 mmol * 100,067 mg/mmol = 37,575 mg de CaCO3. *Asumiendo la densidad del agua como 1 g/ml: 37,575 mg ------------- 100 ml de sol. X = 375,75 PPm X ------------- 1000 ml de sol. matraz n º 2 7,85 ml * 0,0482 M = 0,3784 mmol de Ca 0,3784 mmol * 100,067 mg/mmol = 37,865 mg de CaCO3. *Asumiendo la densidad del agua como 1 g/ml: 37,865 mg ------------- 100ml de sol. X = 378,65 PPm X ------------- 1000 ml de sol. PPm = 378,65 - 375,75 = 0,1 -PPm final = promedio de PPm finales = 377,2 PPm -En un vaso de precipitados agregar agua potable la cual será la muestra representativa a determinar. Tomar una alícuota de 100 ml de agua, agregando a esta 1 ml de NaOH de concentración 1 Molar y punta de espátula de MUREXIDA ( apreciando un color rosado pálido), y valorar con solución de E.D.T.A. de concentración conocida ( hasta color violeta.) -Datos de la experiencia realizada: -Volúmenes gastados en valoración: Volumen gastado en matraz n º 1 = 7,39 ml Volumen gastado en matraz n º 2 = 7,20 ml -Cálculos:

matraz N º 1 7,39 ml * 0,0482 M = 0,3562 mmol de Ca 0,3562 mmol * 100,067 mg/mmol = 35,644 mg de CaCO3. *Asumiendo la densidad del agua como 1 g/ml: 35,644 mg ------------- 100 ml de sol. X = 356,44 PPm X ------------- 1000 ml de sol. PPm = 356,44 de CaCO3 matraz N º 2 7,20 ml * 0,0482 M = 0,3470 mmol de Ca 0,3470 mmol * 100,067 mg/mmol = 34,723 mg de CaCO3. *Asumiendo la densidad del agua como 1 g/ml: 34,723 mg ------------- 100 ml de sol. X = 347,23 PPm X ------------- 1000 ml de sol. PPm = 347,23 de CaCO3 -PPm final = promedio de PPm finales = 351,84 PPm -La mayor afinidad de NaOH frente al MgCO3 nos permite por diferencia determinar la concentración de MgCO3 -Cálculos: Promedio de mg de CaCO3 obtenidos en NaOH: 35,184 mg Promedio de mg de CaCO3 obtenidos en buffer 10: 37,72 mg Diferencia de mg de CaCO3 = MgCO3 : 2,537 mg -Como resultado final de la determinación de dureza total del agua se obtuvo: - Partes por millón de CaCO3 = 351,84 PPm - Partes por millón de MgCO3 = 25,37 PPm Determinación de PPm de muestra problema de cobre - Un pequeño volumen de solución de cobre fue entregado en un matraz de aforo de 100 ml, el cual se enraso con agua destilada. Enseguida se tomo una alícuota de 10 ml, la cual fue aumentada con agua destilada y se le agrego 5 ml de tampón PH = 5, con 2 gotas de indicador P.A.N. Luego se calentó la solución a temperatura cercana a 80 º C para ser valorada en caliente. -Datos de la experiencia realizada: -Volúmenes gastados en valoración: Volumen gastado en matraz n º 1 = 11,41 ml Volumen gastado en matraz n º 2 = 11,32ml -Cálculos:

matraz n º 1 11,41 ml * 0,0482 M = 0,5500 mmol de Cu 0,5500 mmol * 63,55 mg/mmol = 34,953 mg de Cu *Asumiendo la densidad del agua como 1 g/ml: 34,935 mg ------------- 10 ml de solc. X = 349,35 PPm Cu X ------------- 100 ml de solc. matraz n º 2 11,32 ml * 0,0482 M = 0,5456 mmol de Cu 0,5456 mmol * 63,55 mg/mmol = 34,673 mg de Cu *Asumiendo la densidad del agua como 1 g/ml: 34,673 mg ------------- 10 ml de solc. X = 346,73 PPm Cu X ------------- 100 ml de solc. - promedio de PPm finales = 348,04 PPm Algunas Aplicaciones Las trazas de iones metálicos son catalizadores muy eficientes de las reacciones de oxidación por el aire de muchos compuestos presentes en alimentos y muestras biológicas ( por ejemplo, proteínas de la sangre ). Para prevenir su oxidación, es necesario eliminar los iones metálicos o volverlos inactivos. En los alimentos se pueden encontrar trazas de iones metálicos debido al contacto con recipientes metálicos como son calderas y vasijas, el E.D.T.A. es un excelente conservador de alimentos y comúnmente forma parte de los ingredientes (como por ejemplo, mayonesas, aderezos de ensaladas, aceites.) ya que forma iones complejos con los iones metálicos, con lo cual se previene la catálisis de las reacciones de oxidación por el aire que pueden degradar proteínas y otros componentes. También la introducción intravenosa de E.D.T.A. en el organismo sirve para el tratamiento de las diversas enfermedades y padecimientos causados por depósitos de calcio en las arterias y por la acumulación de metales pesados, proceso que se denomina quelación con E.D.T.A. Otro ejemplo de formación de iones complejos en la vida diaria, ocurre en la minería, en las explotaciones de minerales de oro y plata, separando dichos elementos mediante la formación de complejos de cianuro. Conclusión Una de las aplicaciones más importantes es la determinación de durezas de aguas. Se denomina dureza de agua a la cantidad de sales de calcio y magnesio disueltas en una muestra de agua, expresadas en p.p.m. (partes por millón), que representa: Mg. de CaCO3 por ltr. De H20 Para realizar la titulación se usa Na2EDTA, una sal que no es solución patrón. También se usan indicadores que son agentes quelantes ya que forman con los iones metálicos, compuestos coloreados que difieren al color del indicador sin reaccionar. El indicador conocido es el N.E.T. para valorar iones Mg2+ BIBLIOGRAFÍA - Apuntes de laboratorio de Química Analítica II profesor Eduardo Valero - Química -Raymond Chang. Sexta edición

-Química Analítica - Skoog. West, Holler, Crough . Séptima edición - www.drzurita.com/quelacion.htlm - www.geocities.com/closseum/slope/1616/cuantitativo/volumetria/htlm 14