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LABORATORIO DE QUÍMICA ANALÍTICA- UNIVERSIDAD DEL VALLE VOLUMETRÍA ÓXIDO-REDUCCIÓN YODO-YODIMETRÍA Alvear Palacios Nataly (1427480). [email protected] Ríos Barberena Margarita (1426385). [email protected] Fecha de realización de laboratorio: 18 mayo 2015 Fecha entrega de informe: 19 junio 2015 Presentado a: Harold Humberto Díaz Segura Departamento de Química – Universidad del Valle. En esta práctica se conocerá y se diferenciarán los métodos volumétricos de análisis por Iodimetría y Iodometría, se preparará y estandarizará una solución de yodo y de tiosulfato de sodio, y por último se determinará cuantitativamente antimonio, cobre y ácido ascórbico en muestras problemas. [Ref. 1] Datos, cálculos y resultados. PREPARACIÓN DE REACTIVOS: Solución de yodo 0,05 M: se realiza el cálculo para preparar 50 ml de la solución

50 ml(

0.05 mmol 252.18 mg I 2 99.8 )( )( ) ml 1000 mg 100 = 0.6291 g I2

Solución de tiosulfato de sodio 0,1 M: se realiza un cálculo para establecer los gramos necesarios del reactivo

Na 2 S2 O3 .5 H 2 O , para preparar 50 mL de solución. 100 mL(

0,1 moles Na 2 S2 O3 .5 H 2 O 99.5 248 g Na2 S2 O 3 .5 H 2 O )( )( )=2.4 750 g Na2 S 2 O3 .5 H 2 O 1000 mL 100 1 mol Na2 S 2 O3 .5 H 2 O

Los gramos pesados experimentalmente fueron 2.4750 g de

Na 2 S2 O3 .5 H 2 O

ESTANDARIZACIÓN DE LA SOLUCIÓN TIOSULFATO. Reactivos

Tabla 1. Solución de tiosulfato. Peso teórico (g)

Na2 S2 O3 .5 H 2 O

Peso experimental (g)

2.4750

2.4696

0.10

0.1

Na 2 C O3 .

Tabla 2. Estandarización de la solución tiosulfato. Reactivos Peso teórico (g) Peso experimental (g)

1

LABORATORIO DE QUÍMICA ANALÍTICA- UNIVERSIDAD DEL VALLE KI

0.0250

0.0250

KI O3

1.0

1.0

Titulación total

7.8 mL

Ecuación 1

−¿¿ −¿ + IO3 + 5 I ¿ + 6H ↔ I2 +

−¿ 2 ¿ 2 S 2 O3

−¿¿ 3 I 3 + 2H2O

−¿ −2 ↔2 I ¿ + S 4 O6

1 mol I −¿ 3 O−¿ 2mol Na2 S 2 3 ¿ 1 mol K IO−¿ ׿ 3 I −¿ 3 mol ¿2 1 mol KIO 3 0.025 g KIO 3 × ×¿ 214 g KIO 3 =

7.00 x 10−4 mol

−¿ Na 2 S2 O¿3

O−¿ 3 M = 70.93 x 10 mol Na2 S 2 0.0078 L ¿ −5

= 0.090 M

−¿ Na 2 S2 O ¿3

ESTANDARIZACIÓN DE LA SOLUCIÓN DE IODO Tabla 3. Estandarización de la solución de iodo Muestra

mL de tiosulfato de sodio

1

5.5 mL

2

6.1 mL

3

6.2 mL

Promedio

5.9 mL

En la titulación de la solución de Iodo de gastaron 5.9 mL de solución tiosulfato. Ecuación 2 −¿

5 mL Na 2 S2 O3 x

0.090 moles Na2 S 2 O 3 x 1000 mL

2 moles Na2 S2 O3 I −¿ 1 moles 2 ¿ ¿ 2

=

−¿ 2.25 x 10−4 moles I ¿2

LABORATORIO DE QUÍMICA ANALÍTICA- UNIVERSIDAD DEL VALLE −¿ −¿ I2 2.25 x 10 moles =0,038 M I ¿2 0.0059 L M =¿ −4

X=0.038 S= 0.378 %RSD = 6.4%

DETERMINACION YODOMETRICA DE Cu El Cu(II) reacciona en medio débilmente ácido con los iones yoduro, para dar triyoduro y yoduro de cobre(I) insoluble: 2Cu(II) + 5 I-  Cu2I2 + I3Es importante que el pH de la disolución sea el adecuado, ya que si es demasiado ácido se producen errores por oxidar el oxígeno del aire al yoduro, y si es demasiado alto la reacción no transcurre de forma cuantitativa. En las condiciones apropiadas, el triyoduro generado en la reacción anterior se valora con tiosulfato según la reacción ya conocida: I3- + 2 S2O32- - 3I- + S4O62Por lo tanto para determiner el %w/w de Cu, en la muestra de virutas de bronce se tiene que, se tituló la muestra con 9.8 ml de tiosulfato de sodio, por lo tanto:

Cu 2+¿ 1 mol I 3 1 mol Cu 2+¿ 1 mol Cu SO 4 . H 2 O 249.62 g Cu SO 4 . H 2 O ( ( ) ¿ 1 mol Cu SO 4 . H 2 O ¿¿ 0.090 mol S2 O 1mol I 3 ¿(0.0098 L)( )¿ L 2 mol S2 O 2 mol

3

−2

3 −2

= 0.2201 g

(

Cu SO 4 . H 2 O

63.546 g Cu ) 0.2201 g Cu SO 4 . H 2 O = 0.05603 g Cu 249.62 g Cu SO 4 . H 2 O 3

LABORATORIO DE QUÍMICA ANALÍTICA- UNIVERSIDAD DEL VALLE 0.05603 g Cu x 100 = 56.03 %Cu 0.1 g muestra Tabla 5. Datos de la vitamina C.

Vitamina C

Peso (g) ± 0.0001

Pastilla completa

1.0000 g

Muestra

0.1500 g

El porcentaje de ácido ascórbico (vitamina C) en la pastilla: Las reacciones correspondientes a este análisis son: I2 + 2 e-  2 IC6H8O6 (ac) → C6H6O6 (ac) + 2H+ + 2e (ac) C6H8O6 (ac) + I2 (ac) → C6H6O6 (ac) + 2H+ + 2I-(ac) Por lo tanto: 25 mL I2 *

0.038 mmoles I 2 mL

=0.95 moles I2

−¿

14 mL Na2S2O3·H2O *

I2 1 mmol 1mmol Na 2 S2 O 3 . H 2 O =1.26 mmoles I20.090 mmoles Na2 S 2 O 3 . H 2 O ∗¿ ml Na2 S2 O 3 . H 2 O

Ahora se hace la diferencia para saber la cantidad de ácido ascórbico obtenida. 1.26 - 0.95 = 0.31 mmoles C6H8O6 *

176.124 mgC 6 H 8 O6 1mmol C 6 H 8 O6

=54.59 mg C6H8O6

El porcentaje de ácido ascórbico experimental es: % C6H8O6 :

54.59 mg C6 H 8 O6 150 mg muestra

* 100 % = 36.39%

Discusión de resultados: En la siguiente práctica se realiza una determinación yodométrica de Cu, en una muestra que contiene virutas de bronce, se calculará el % w/w de Cu, mediante la solución estándar de tiosulfato de sodio, seguido de esto se calculará el porcentaje de ácido ascórbico en la vitamina C.

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LABORATORIO DE QUÍMICA ANALÍTICA- UNIVERSIDAD DEL VALLE En primer lugar, el yodo tiene unas propiedades extremadamente útiles, el yodo es un agente oxidante débil que se utiliza principalmente para la determinación de reductores fuertes. La descripción más precisa de la semireacción para el yodo en estas aplicaciones es: I3- + 2e-  3 IDonde I3- es el ión triyoduro. Las soluciones de yodo carecen de estabilidad por varias razones, una de las cuales es la volatilidad del soluto. Las pérdidas de yodo que se encuentra en un recipiente abierto ocurren en un tiempo relativamente corto aún en presencia de un exceso de ion yoduro. Además, el yodo ataca lentamente la mayoría de loas materiales orgánicos. En consecuencia, nunca se utilizan tapones de corcho o caucho para cerrar los envases del reactivo, y se deben tomar precauciones para proteger las soluciones patrón del contacto con humos y vapores orgánicos. La oxidación del ion yoduro por el aire provoca también cambios en la molaridad de una solución de yodo: 4 I- + O2(g) + 4H+  2I2 + 2H2O En contraste con los otros efectos, esta reacción origina que la molaridad del yodo aumente. La oxidación por el aire se incrementa con ácidos, calor y luz. No obstante, el ion triyoduro es un agente oxidante suficientemente bueno para reaccionar cuantitativamente con buen número de reductores fuertes como el ácido sulfuroso, sulfuro de hidrógeno y tiosulfato

de

sodio,

que

reaccionan

cuantitativa

y rápidamente

con

el

iodo

aún

en

solución

ácida

[Ref. 2] En los métodos analíticos en que interviene yodo no son necesarios los indicadores redox normales, porque se dispone de almidón, un indicador interno sensible que experimenta una interacción enormemente específica con yodo. El almidón no ha de estar presente en la solución que se valora hasta que la concentración de yodo libre sea bastante baja, pues grandes cantidades causan coagulación de almidón y promueven su descomposición. Así la solución del indicador almidón no habrá de agregarse hasta tanto que no se llegue exactamente antes del punto final de la valoración en un método yodométrico. Este punto puede determinarse por una valoración previa aproximada o, en la mayoría de los casos, por la intensidad del color natural de yodo o triyoduro en la solución. En una valoración yodimétrica con solución estándar de triyoduro, el indicador almidón puede agregarse al comienzo, pues en el erlenmeyer no existe yodo o ion triyoduro hasta que no se Ilega al punto final. Es necesario saber que la yodometría implica la valoración indirecta de yodo libre mientras que yodimetria implica valoración directa del yodo liberado. En la determinación de cobre mediante una valoración yodométrica cuando se agrega yoduro potásico en exceso a una solución acídica de cobre (II), ocurren simultáneamente dos reacciones. Primero, el cobre (II) oxida yoduro a ion triyoduro y se reduce a cobre (I). Segundo, el cobre (I) reacciona de inmediato con yoduro y forma un precipitado blanco de yoduro de cobre (I). Se pueden combinar estos dos procesos en la reacción total 2 Cu+2 + 5 I- = 2 CuI(s) + I3-

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LABORATORIO DE QUÍMICA ANALÍTICA- UNIVERSIDAD DEL VALLE El éxito de este método para la determinación de cobre estriba grandemente en la insolubilidad del yoduro de cobre. Numerosos oxidantes pueden determinarse por yodometría, como por ej. Sales cúpricas. En este caso el Cu+2 al actuar sobre el KI se reduce a Cu + liberándose una cantidad de I 2 que guarda una relación estequiométrica con la sal cúprica que reaccionó: 2 CuSO4 + 4 KI = I2 + 2 CuI + 2 K2SO4 El iodo liberado se titula en una segunda etapa con Na2S2O3 I2 + 2 Na2S2O3 = 3 NaI + Na2S4O6 Del gasto de tiosulfato de sodio se calcula la sal cúprica en forma indirecta: * si la sal cúprica corresponde al iodo liberado, el iodo liberado corresponde a los mL de tiosulfato gastado, entonces la sal cúprica corresponderá a los mL de tiosulfato gastado.

[Ref. 3]

Por lo tanto de acuerdo a estas ecuaciones estequiometricas se encontró que él % de cobre en la muestra es de: 56.03% De acuerdo a la determinación de ácido ascórbico en la vitamina C: La vitamina C, o ácido ascórbico es un antioxidante biológico que protege al organismo del estrés oxidativo provocado por las especies oxigeno reactivas. La vitamina C es un compuesto inestable, debido a la facilidad con la que se oxida e hidrata. Se destruyen con facilidad en el procesamiento y conservación de los alimentos, por lo que es utilizada como indicador de la pérdida vitamínica de un alimento durante su procesamiento y almacenamiento. Por otra parte, el calor y los cationes metálicos (cuidado al cocinar en recipientes de cobre) destruyen la vitamina C. Alimentos como los cítricos, kiwi, fresones, brócoli, lechuga, entre otros, son fuente natural de vitamina C, y su contenido depende de la especie, área geográfica en las que son cultivados, las condiciones de almacenamiento una vez recogidos y del estado de maduración (generalmente aumenta con la maduración). La vitamina C se puede reconocer mediante azul de metileno. Este colorante cuando está oxidado es de color azul y se reduce fácilmente formando un compuesto incoloro O O H H O

5

O

4 3

H O

1

O

H O

O H 5

O

4

2

3

O H

1 2

O

O

Á c id o d e h id r o a s c ó r b ic o

O

C

O H

O

C

O

C

H

C

O H

H O

C

H

C H 2

O H

Á c id o d ic e to g u ló n ic o

En esta práctica determinaremos el contenido de vitamina C mediante una volumetría de óxido-reducción, la vitamina C tiene carácter reductor y utilizaremos una disolución de yodo como agente oxidante que constituye el titulante patrón.

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LABORATORIO DE QUÍMICA ANALÍTICA- UNIVERSIDAD DEL VALLE Para que una sustancia se oxide es necesario que otra se reduzca y al revés (Reacción

de oxidación-

reducción; REDOX). Por lo tanto cuando al ácido ascórbico reducido le añadimos yodo, este se reducirá a yoduro a consta de que el ácido ascórbico se oxide. Dado que la reacción entre el yodo y el ácido ascórbico presenta una estequiometria 1:1, en el punto final de la titulación el número de moles de yodo reducido es equivalente a los moles de ácido ascórbico oxidado. Es importante señalar que con este método se determina la capacidad reductora total de la disolución, por ello, si la disolución a titular contiene otras sustancias reductoras además del ácido ascórbico el volumen de la disolución oxidante (yodo) consumida puede estar aumentada, y por tanto, el contenido de ácido ascórbico sobrestimado. Además hay que tener en cuenta que la vitamina C es oxidada fácilmente por el aire, por tanto, las disoluciones que contienen vitamina C deben ser preparadas inmediatamente antes de ser tituladas, con el fin de obtener resultados fiables.

[Ref. 4]

El ácido ascórbico o vitamina C (C6H8O6) se puede determinar por medio de una titulación yodo métrica. La vitamina C es un agente reductor suave que reacciona rápidamente con el ión triyoduro, en esta práctica se genera un exceso conocido de ion triyoduro (I3-) por reacción de yodato con yoduro, se deja reaccionar y luego el exceso de I3- se titula por retroceso con una solución de tiosulfato. El método se basa en las siguientes reacciones: C6H8O6  C6H6O6 + 2H+ + 2eC6H8O6 + I2  C6H6O6 + 2H+ + 2II2- + 2e-  2I- 2 [Ref. 5] Por lo tanto después de realizar los cálculos tenemos que hay un porcentaje de vitamina C de: 36.39% Conclusiones: 

La yodometría implica la valoración indirecta de yodo libre mientras que yodimetria implica valoración directa

 

del yodo liberado. El yodo es un agente oxidante débil que se utiliza principalmente para la determinación de reductores fuertes. Las soluciones de yodo carecen de estabilidad por varias razones, una de las cuales es la volatilidad del



soluto. El uso del indicador almidón no ha de estar presente en la solución que se valora hasta que la concentración de yodo libre sea bastante baja, pues grandes cantidades causan coagulación de almidón y promueven su

 

descomposición La vitamina C es un compuesto inestable, debido a la facilidad con la que se oxida e hidrata. La vitamina C es un agente reductor suave que reacciona rápidamente con el ión triyoduro, en esta práctica se genera un exceso conocido de ion triyoduro (I3-) por reacción de yodato con yoduro, se deja reaccionar y



luego el exceso de I3- se titula por retroceso con una solución de tiosulfato. Se esperan mejores resultados en futuras prácticas y mayor precisión a la hora de realizarlas, además se espera mejorar el manejo de las instrucciones en cada práctica.

Respuestas a las preguntas:

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LABORATORIO DE QUÍMICA ANALÍTICA- UNIVERSIDAD DEL VALLE a) Explique y muestre mediante reacciones químicas el funcionamiento del almidón como indicador. ¿Por qué no es recomendable usarse cuando hay concentraciones elevadas del yodo? R/. Como anteriormente se menciona grandes cantidades de yodo causan coagulación de almidón y promueven su descomposición 2I3(ac)- + almidón → complejo I5- - almidon (color azul-negro) + I3(ac)b) Plantee las reacciones químicas involucradas en cada una de los protocolos analíticos desarrollados. R/ Resuelta en la discusión. Referencias [Ref. 1]. – Universidad del Valle. Laboratorio de Química analítica. Guías 2015 Volumetría con formación de complejos [Ref. 2]. Douglas Skoog. Fundamentos de Química Analítica. V1 Editorial Capítulo 14 aplicaciones de los agentes oxidantes patrón, pp 586-587. [Ref.3].

http://campus.fca.uncu.edu.ar/pluginfile.php/24560/mod_resource/content/1/Cap%208%20Vol%20Redox

%20Aplicaciones%202015.pdf [Ref. 4] https://www.google.com.co/url? sa=t&rct=j&q=&esrc=s&source=web&cd=1&cad=rja&uact=8&ved=0CBsQFjAA&url=http%3A%2F%2Fwww2.uah.es %2Fmapa%2Fmayores%2Fpracticas%2Factivos%2FCuantificacion%2520de%2520Vitamina %2520C.doc&ei=mmZaVbm6BoSlNtO8gegH&usg=AFQjCNH19PEMvdXFa4HR7h396DFIFGk_HA&bvm=bv.93564037 ,d.eXY [Ref. 5] http://www.academia.edu/6096992/VITAMINA_C_FERNANDA

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