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MANUAL DE LABORATORIO DE QUIMICA ANALITICA

MANUAL DE LABORATORIO DE QUIMICA ANALITICA JULIANA OSORIO ECHAVARRIA DIEGO MONTAÑO ANDRES FELIPE ROMAN SECCIONAL ORIENTE UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA

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MANUAL DE LABORATORIO DE QUIMICA ANALITICA

INTRODUCCIÓN AL TRABAJO EXPERIMENTAL DEL LABORATORIO DE QUÍMICA ANALITICA NORMAS DE TRABAJO Y SEGURIDAD EN EL LABORATORIO 1.               

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Normas generales Cumplir con el horario de laboratorio establecido, para la realización de las prácticas. Está prohibido el ingreso de comidas, bebidas, cigarrillos a los laboratorios. Está prohibido el ingreso de estudiantes en pantaloneta, bermuda, sandalias o en chanclas a los laboratorios. Tendrán acceso al laboratorio los estudiantes que se encuentren debidamente matriculados en el período académico correspondiente. Para el inicio de la práctica de laboratorio debe estar presente el docente de la asignatura quien se hará responsable. Está prohibido facilitar o propiciar el ingreso al laboratorio de personas no autorizadas. En lo posible, el docente y el encargado deben permanecer todo el tiempo en el laboratorio, durante la realización de las prácticas. Quince (15) minutos después de iniciar la práctica de laboratorio no se permite el ingreso de estudiantes al aula. El material asignado a cada práctica debe permanecer en el mismo lugar. No se debe coger material destinado a prácticas distintas a la que se está realizando. En caso de dudas en el momento de conectar un equipo, se debe preguntar a la persona indicada, así se evitará el pago innecesario. El estudiante debe seguir los pasos establecidos por el docente para la práctica. Todo estudiante debe estar debidamente preparado para la realización de la práctica. La ausencia injustificada de una práctica de laboratorio se calificará con cero (0,0). La no presentación del pre-informe y del informe el día de la práctica se calificará con cero (0.0). Cada equipo de trabajo es responsable del material que se le asigne, en caso de pérdida o daño deberá responder por ello. Antes de empezar con el procedimiento experimental o utilizar algún aparato, revisar todo el material, y en caso de desconocer su funcionamiento pregunte al docente o al encargado del laboratorio. La pérdida o deterioro por mal uso de un elemento, aparato o equipo, se cobra al estudiante responsable. En caso de no encontrarse un responsable único, el grupo de la práctica correspondiente asumirá la responsabilidad y cubrirá los costos de reparación o de sustitución del equipo. El alumno encontrará su puesto de trabajo limpio y ordenado, en caso contrario deberá comunicarlo al profesor. Además, se asegurará que dispone de todo el material indicado en la relación que se encontrará en su taquilla, y que dicho material se encuentra en perfectas condiciones. Desde el inicio hasta el final de la práctica el alumno se responsabilizará de su puesto de trabajo así como del material allí presente. El alumno antes de acudir al laboratorio leerá atentamente el guión de cada práctica a realizar. Con carácter general, antes de empezar una práctica el alumno tendrá que contestar a una serie de cuestiones sobre la misma, que el profesor corregirá y tendrá en cuenta a la hora de calificar. En las prácticas además será necesario traer hechos al laboratorio los cálculos previos, planteados en los guiones de las prácticas que aparecen en este manual. Los materiales, reactivos y disoluciones que sean de uso compartido y tengan una ubicación determinada sólo deberán ser retirados en el momento de su uso y deberán ser devuelto a su lugar original inmediatamente. Esto se aplicará a los reactivos sólidos colocados cerca de las balanzas, papel indicador, indicadores para valoración, disoluciones patrón, disoluciones preparadas para el alumno, etc., y especialmente a aquellas sustancias que requieren unas condiciones especiales para su conservación (sales anhidras en desecadores) y que a la intemperie cambian sus propiedades. Antes de usar un instrumento general de uso compartido (balanzas, bomba de vacío, desecadores, espectrómetros, etc.) se asegurará que no esté siendo utilizado por un compañero. En caso de estar UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA

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libre de uso, deberá asegurarse de que funciona correctamente. Suele ser frecuente la formación de colas entorno a estos sitios. Esto debe evitarse porque contraviene las normas de seguridad, por lo tanto, el alumno permanecerá en su mesa hasta que los sitios queden libres. No se permite el traslado de computadores, sillas o de cualquier otro material o equipo que se encuentre en el laboratorio, sin la debida autorización del funcionario encargado del mismo. Al finalizar la práctica el material y la mesa de trabajo deben dejarse limpios y ordenados.

2. NORMAS DE SEGURIDAD

Recuerde usar siempre: Mono gafas

Guantes de Nitrilo

Bata de laboratorio

Son normas generales de seguridad en el laboratorio de Química Analítica las siguientes:  Conocer la ubicación de los extinguidores, botiquín, la ducha y la salida de emergencia.  NUNCA coma, beba ni fume en el laboratorio.  NUNCA trabaje solo en el laboratorio, siempre debe haber un supervisor. Tampoco realice experimentos no autorizados.  Es indispensable etiquetar siempre los reactivos (sobre todo los tóxicos).  No se frote los ojos cuando las manos están contaminadas con sustancias químicas. En caso de que las sustancias corrosivas se pongan en contacto con la piel u ojos, lávese la zona afectada con agua inmediatamente.  Es imprudente calentar o mezclar sustancias cerca de la cara, nunca caliente líquidos en un recipiente cerrado.  No se deben calentar sustancias en utensilios de vidrio quebrado, tampoco en aparatos de medición (buretas, probetas graduadas, matraz volumétrico, etc.)  NUNCA caliente solventes inflamables, aún en pequeñas cantidades, con o cerca de una llama. Para estos casos use una manta eléctrica o de calentamiento.  Cuando caliente un tubo de ensayo que contenga un líquido, inclínelo de tal forma que se aleje de usted y de sus compañeros.  Deje que los objetos de vidrio se enfríen suficientemente antes de cogerlos con la mano. Recuerde que el vidrio caliente no se distingue del frío.  Sofoque cualquier principio de incendio con un trapo mojado.  Evite instalaciones inestables de aparatos, tales como soportes de libros, cajas de fósforos y similares.  Lea cuidadosamente el nombre del recipiente de reactivo que va a usar para asegurarse que es el que se le indica en la práctica y no otro.  Use únicamente las cantidades y concentraciones indicadas. NUNCA lleve la botella de reactivo ni a su propio puesto ni cerca de la balanza. Tome un recipiente adecuado y transfiera a él la cantidad aproximada que necesita. NUNCA devuelva el exceso a las botellas de reactivos.  Nunca introduzca pipetas, goteros, espátulas ni ningún otro utensilio dentro de la botella del reactivo, porque puede contaminarlo. Transfiera cuidadosamente algo del sólido o líquido que necesita dentro de un vaso de precipitado limpio y seco.  Evite siempre las bromas y juegos en el laboratorio. Siempre esté atento.  Evite inhalar profundamente vapores de cualquier material. Si la práctica lo requiere no lo inhale directamente, sino arrastre con la mano los vapores hacia la nariz.  Evite cortarse o herirse con vidrio siguiendo las siguientes instrucciones: - Nunca trate de insertar tubos de vidrio, termómetros, embudos o cualquier otro objeto de vidrio en tapones de caucho o de corcho sin antes humedecer el tapón y el objeto de vidrio. - Proteja sus manos con una toalla al insertar los tubos en los tapones o corchos. - Introduzca el tubo haciéndolo girar y tomándolo muy cerca del tapón. UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA

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Si se le derrama algún ácido o cualquier otro reactivo corrosivo, lave con agua suficiente inmediatamente, la parte afectada. Jamás pipetee con la boca las diferentes sustancias. En su lugar utilice una pera de caucho o un pipeteador. Nunca agregue agua al ácido concentrado. Diluya el ácido lentamente adicionando ácido al agua con agitación constante. De la misma manera diluya las bases. Nunca mezcle ácido concentrado con base concentrado. Toda reacción en que ocurran olores irritantes, peligrosos o desagradables, debe efectuarse en la vitrina para gases. Nunca arroje materiales sólidos (papeles, fósforos, vidrios, etc.) en los sumideros o vertederos. Utilice los recipientes adecuados para ello. Se debe diluir o neutralizar las soluciones antes de botarlas. El sumidero debe estar lleno de agua y la llave corriendo. Lave muy bien sus manos con agua y jabón al terminar la práctica.

3. ELIMINACION DE RESIDUOS El laboratorio de la Seccional, conjuntamente con la Unidad de Gestión de Residuos de la Universidad, tiene un plan de recogida de los residuos que no deben ser vertidos al alcantarillado o depositarse en las papeleras. El material de cristal roto se tirará en los recipientes destinados especialmente a este fin. Los papeles y otros desperdicios se tirarán en la papelera. Los productos químicos tóxicos se tirarán en contenedores especiales para este fin, suministrados por la unidad de recogida de residuos de la Universidad. En ningún caso se tirarán productos químicos o disoluciones, salvo que sean inertes, a los desagües del laboratorio Especialmente prohibido está tirar por el desagüe materiales sólidos insolubles, que puedan atascarlos, productos que reaccionen con el agua, o que sean inflamables, o que sean lacrimógenos, o productos que sean difícilmente biodegradables. Las sustancias líquidas o las disoluciones que puedan verterse al fregadero, se diluirán previamente, sobre todo si se trata de ácidos y de bases 4. PRIMEROS AUXILIOS EN EL LABORATORIO Siempre que alguien realiza una práctica o un experimento está expuesto a sufrir un accidente a pesar de que se tomen todas las precauciones. Las siguientes recomendaciones podrían serle de gran ayuda ante un posible accidente.  Quemaduras pequeñas: Lave la parte afectada con una gasa húmeda. Luego aplique una crema para quemaduras o vaselina y coloque una venda.  Quemaduras extensas: Estas requieren tratamiento médico inmediato. Mientras tanto mantenga en reposo al paciente.  Reactivos en los ojos: lave el ojo con abundante agua en el lava ojos, pero nunca toque los ojos. Si después del lavado persiste el malestar, consulte al médico.  Reactivos en la piel: - Ácidos: Lave la parte afectada con abundante agua y luego manténgala durante un tiempo en agua. Aplique vaselina y coloque una venda. - Álcalis: Proceda de igual forma que el paso anterior; pero reemplace la vaselina por ácido bórico. - Bromo: lave la parte afectada con abundante agua, cúbrala con una gasa humedecida con una solución de tiosulfato de sodio al 10 %. Aplique vaselina. - Fenol: Lave la parte afectada con abundante agua, aplique vaselina o ácido bórico y una venda.  Cortadas pequeñas: lave la herida con agua y una gasa estéril, aplique una solución yodada para prevenir una infección. Deje secar y coloque una venda. Referencias  Bocanegra Aragón, Folkenberg. Manual de prácticas de laboratorio de química organica. Departamento de Ciencias Básicas. Unidades Tecnológicas de Santander. 2012 UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA

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Camargo Sánchez, María del Socorro; Esquivel Ruíz, Luis Francisco; García Báez, Efrén; Rizo Zúñiga, Benito. Laboratorio de Química Orgánica Aplicada. Manual de Practicas. Unidad Profesional Interdisciplinaria de Biotecnología. Instituto Politécnico Nacional. México D.F. 2008. Manual de Laboratorio Química Analítica I. Facultad de Química. Universidad Santiago de Compostela, España

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FORMATO PRE-INFORME IDENTIFICACIÓN NOMBRE DE LA PRACTICA: INTEGRANTES NOMBRE

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RESULTADOS DE APRENDIZAJE Se toman los establecidos en los objetivos de la asignatura y los objetivos propuestos en el desarrollo de las practicas MARCO TEORICO Descripción de las leyes, principios y teorías en las que se basa y se fundamenta la práctica a desarrollar MATERIALES Y REACTIVOS Aquí se relacionan todos los materiales a utilizar durante el desarrollo de la práctica y los reactivos si la práctica lo amerita. En caso de ser necesario complementar la con información de seguridad de los reactivos. PROCEDIMIENTO (MONTAJE Y EJECUCION) Se debe realizar el dibujo del montaje, diagrama de flujo o mapa conceptual, donde se describe el procedimiento a seguir en la implementación de la practica HOJA DE RESULTADOS IDENTIFICACIÓN NOMBRE DE LA PRACTICA: INTEGRANTES NOMBRE

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TABLA DE DATOS (RESULTADOS) Y OBSERVACIONES Los datos se refieren a aquellas cantidades que se derivan de mediciones y que se utilizan en el proceso de los cálculos. En esta sección se muestran los resultados obtenidos. Los gráficos que se muestren deben estar numerados y tener una leyenda. Los resultados deben presentarse preferiblemente en forma de gráficos, sin embargo si se requiere se hace necesario la inclusión de las tablas de datos. Los datos del experimento deben estar diferenciados de otros datos que puedan incluirse para comparación y tomados de otras fuentes. Si en el laboratorio no se hacen mediciones, es decir, se basa en observaciones solamente, entonces se realizan las anotaciones a cerca del desarrollo de la experiencia. Dentro de cada equipo un estudiante cumple un rol por práctica, estos roles son creados y debidamente asignados por el docente a los estudiantes, de tal forma que se haga rotación de los mismos en cada experiencia INFORME FINAL IDENTIFICACIÓN NOMBRE DE LA PRACTICA: INTEGRANTES NOMBRE

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RESUMEN Debe indicar el propósito de la práctica y presentar en forma breve pero muy clara en que consiste la práctica realizada (máximo 5 renglones). Nota: Esta parte debe ser elaborada por el estudiante con sus propios análisis y argumentos TABLAS DE DATOS Y CALCULOS Estos datos deben ser los mismos que han sido presentados en la hoja de resultados. UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA

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EVALUACION En este espacio el estudiante responde el cuestionario propuesto por el docente. Este cuestionario le ayuda a obtener conclusiones y a realizar el análisis de resultados de la experiencia. La evaluación debe ser contestada apoyándose en la bibliografía consultada y en la ejecución de la experiencia. Los resultados deben ser claros y precisos que indiquen lo que el estudiante pudo observar, no lo que los libros dicen, que se ha debido observar. ANALISIS DE RESULTADOS En este espacio se describe la relación entre los resultados obtenidos en la práctica y la teoría expuesta en libros, artículos o en clase, si hay discrepancia respecto a los valores obtenidos o esperados, se debe indicar las causas y algunas sugerencias que puedan mejorar el método experimental. Esto es un argumento lógico, basado en los resultados

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PRÁCTICA 1. ANALISIS CUANTITATIVO. MANEJO DE MATERIAL DE LABORATORIO Y TRATAMIENTO DE DATOS. PROPÓSITO Al finalizar esta sesión el estudiante debe estar en la capacidad de manipular e identificar el equipo de laboratorio de manera adecuada, para el uso correcto de esta en la medición de e identificación de analitos en cada uno de procesos. Además obtendrá los conocimientos idóneos para la manipulación de datos estadísticos, provenientes del desarrollo experimental. MARCO TEÓRICO La química analítica ó análisis químico, es la aparte de la química que tiene como finalidad el estudio de la composición química, comprende la separación, identificación y determinación de las cantidades relativas de los componentes de una muestra, mediante diferentes métodos analíticos (manual 4: prácticas de laboratorio de análisis químico 1). Para mostrarlo, consideremos algunos ejemplos. Las concentraciones de oxígeno y dióxido de carbono se determinan diariamente en millones de muestras de sangre son el fin de diagnosticar y tratar diversas enfermedades. La determinación cuantitativa de nitrógeno en los alimentos permite determinar su contenido de proteína y, por consiguiente su valor nutricional. La química analítica se divide en química analítica cualitativa y química analítica cuantitativa. El análisis cualitativo revela la identidad química de los analitos y el análisis proporciona la cantidad, en términos numéricos, de uno o más de estos analitos. (Manual 4: prácticas de laboratorio de análisis químico 1). Métodos analíticos Cuantitativos Los resultados de un análisis cuantitativo típico se calculan a partir de dos muestras. La primera medida es la masa o el volumen de la muestra que se está analizando. La segunda es la medida de la cantidad proporcional a la del analito en la muestra, como su masa, volumen intensidad luminosa o carga eléctrica. (Fundamentos de química analítica novena edición SKOOG-WEST) Métodos químicos o clásicos, basados en reacciones químicas (o equilibrio químico) -Análisis gravimétrico: el cual puede ser directo, indirecto o de volatilización. -Análisis volumétrico: el cual puede ser de equilibrios: ácido-básico, redox, de formación de solubilidad o precipitación y de formación de complejos Métodos fisicoquímicos o instrumentales, basados en interacciones físicas: -Métodos espectrométricos -Métodos electroanalíticos -Métodos cromatográficos El análisis cuantitativo típico Un análisis típico incluye una secuencia de pasos que se muestran en el diagrama de flujo de la figura1. En algunos casos se pueden omitir uno o más de ellos. Por ejemplo, si una muestra está en estado líquido, se puede omitir el paso de disolución.

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Figura 1.

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OPERACIONES BÁSICAS Medición de líquidos. Los líquidos pueden medirse determinando su volumen. Se utilizan cuatro instrumentos para la medida de volúmenes de líquidos: Probeta, Pipeta, Bureta y Matraz aforado. La probeta, la pipeta y la bureta miden el volumen por vertido, mientras que el matraz aforado lo miden por contenido. Estos instrumentos tienen marcas grabadas en su superficie que indican volúmenes de líquidos. Para medir el volumen, el nivel del líquido se compara con las marcas de graduación señaladas sobre la pared del instrumento de medida. Dicho nivel se lee en el fondo del menisco que se forma en el líquido. Para realizar una lectura correcta de un volumen utilizando una probeta, bureta o pipeta, es necesario que los ojos del observador estén a la misma altura que el menisco del líquido. En caso contrario la lectura será incorrecta. Para tomar una cantidad aproximada de un líquido o una disolución, se utiliza un vaso de precipitados o una probeta del volumen más próximo a la cantidad necesitada. En caso de necesitar un volumen exacto, se utilizará una pipeta graduada, una bureta o material de vidrio aforado. La diferencia entre un instrumento y otro no es el volumen que mide sino la precisión y la finalidad. Nunca se introduce ningún material (tampoco pipetas) en un frasco de reactivos para evitar la contaminación de todo el producto. Para tomar un volumen determinado de un reactivo con una pipeta debe añadirse en un recipiente (un vaso de precipitados por ejemplo) un volumen de líquido algo superior a la cantidad que se desea medir. Una vez tomada la cantidad necesaria de este recipiente, el exceso se desecha. Bureta: Se emplea exclusivamente para medir el volumen vertido con exactitud. Las buretas, en general, tienen las marcas principales señaladas con números que indican mililitros, y subdivisiones no numeradas que indican 0,1 ml. Están provistas de una llave para controlar el caudal del líquido. Antes de usar una bureta se debe asegurar que está limpia y que la válvula o llave no deja escapar líquido cuando está cerrada. Para llenar la bureta, asegurarse de que la llave está cerrada. Añadir de 5 a 10 mL de valorante y girar con cuidado la bureta para que moje por completo su interior. A continuación llenar la bureta por encima de la marca del cero. Quitar las burbujas de aire de la punta, abriendo rápidamente la llave y permitiendo que pasen pequeñas cantidades de valorante. Finalmente, enrasar a cero. Durante la valoración, la llave o la pinza de la bureta se deben manejar con la mano izquierda mientras con la derecha se agita el matraz de la reacción. Debe asegurarse de que la punta de la bureta está dentro del matraz de valoración. Introducir el valorante lentamente agitando constantemente para asegurar que se mezclan bien los reactivos. Es un instrumento muy preciso por lo que nunca deberá contener y por tanto adicionar líquidos calientes

Figura 1. Modo recomendado para el manejo de la llave de una bureta

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Matraz aforado: Mide volúmenes por contenido con gran precisión. Sólo mide un volumen dado por un aforo. Al ser un instrumento muy preciso, debe de tenerse en cuenta que no se puede calentar ni adicionar en él líquidos calientes. Para preparar una disolución en un matraz aforado, primero se disuelve la masa deseada del reactivo en un vaso de precipitados con algo menos de disolvente que el volumen final, mediante una suave agitación. A continuación se transfiere la disolución al matraz aforado, y se lava tres veces con pequeños volúmenes de disolvente adicionando las aguas de lavado también al matraz aforado. Finalmente, se enrasa. Pipetas: Las pipetas se utilizan para transferir volúmenes de líquido cuya medida requiere exactitud. Hay de varias clases, las que se van a utilizar en mayor medida son las siguientes: pipeta aforada, pipeta graduada y micropipeta. La pipeta aforada está calibrada para verter un volumen fijo. Se fabrican en diferentes tamaños y pueden tener una o dos marcas de enrase (pipetas de doble enrase. Si se llena la pipeta hasta la línea de enrase (anillo grabado en la parte superior) y se descarga totalmente o hasta la siguiente marca de enrase (pipetas de doble enrase) se vierte el volumen que indique la pipeta.

Figura 2. Diferentes tipos de pipetadores o propipetas La pipeta graduada está calibrada, por lo que se puede utilizar para verter volúmenes variables. Tanto en la utilización de las pipetas aforadas como graduadas se utilizan propipetas (pipeteadores o émbolos) para succionar y verter los líquidos. La micropipeta transfiere volúmenes variables de unos pocos mililitros o microlitros de líquido. Utiliza puntas desechables de plástico. Para transferir un volumen, se aprieta el émbolo hasta el primer tope (A) y se introduce la punta y se aspira el contenido previamente ajustado en la micropipeta. Con cuidado de no generar burbujas (B). A la hora de verter el volumen aspirado, se aprieta hasta el primer tope (C) y se aprieta hasta el segundo tope para soltar el volumen completamente (D). Por último, se desecha la punta en el recipiente correspondiente después de terminar (F).

Figura 3. Técnica para el uso de las micropipetas

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NUNCA introduzca una pipeta o similar en una botella de reactivo pues puede impurificarlo. Trasvase la cantidad aproximadamente necesaria a un vaso de precipitados o similar y tome de éste la disolución. Probeta: Los volúmenes transferidos con una probeta son menos exactos que los transferidos con una pipeta. Se añade líquido hasta que el menisco coincide con un cierto nivel, el número de la correspondiente línea indica el volumen de líquido que contiene la probeta. La precisión de las medidas obtenidas con las probetas disminuye a medida que aumenta su capacidad. Se usan sólo para medir. No se deben preparar nunca en ella disoluciones ni mezclas. Pesadas. Medida de masa. Para pesar sustancias se utilizan normalmente balanzas. Existen diversos tipos de balanzas que se caracterizan por su exactitud, por su sensibilidad y su capacidad máxima. Las más utilizadas serán: balanza analítica (macrobalanza) y la balanza granataria o granatario. La balanza analítica (macrobalanza) tiene una carga máxima de 160 a 200 g, y una precisión de 0,1 mg. La balanza granataria tiene una sensibilidad de entre 0.1 y 0.01g, lo que no es muy exacto, pero tiene mayor, capacidad, de alrededor de 2500 g. La pesada no se debe realizar nunca directamente sobre el platillo, sino sobre un vidrio de reloj o sobre algún recipiente de vidrio limpio y seco. Para realizar la pesada, en primer lugar se pesa el recipiente que ha de contener el reactivo en la balanza, se contrarresta el peso del pesa substancias, este procedimiento se denomina tarar. En las balanzas que se usan actualmente para realizar esta operación se pulsa la tecla de tara, y se espera hasta que el visor está en 0. A continuación, se añade la sustancia que se quiere pesar con una espátula, si es un sólido, o se adiciona con una pipeta, si es un líquido. Finalmente, se efectúa la lectura de pesada. Hay que anotar el peso exacto, indicando todas las cifras decimales que dé la balanza utilizada. Si se ha adicionado más producto del necesario, retirar un poco de producto y volver a pesar. Si todavía hay producto en exceso volver a retirar más. El producto después de sacado del frasco no se debe devolver al mismo. Después de pesar se ha de descargar la balanza, es decir ponerla a cero. La cámara de pesada y el plato de la balanza se deben dejar perfectamente limpios. Transferencia de sólidos. Las cantidades pequeñas de un reactivo sólido granulado o en polvo se transfieren desde un frasco a un recipiente con una espátula limpia y seca. Para introducir un sólido en un recipiente de boca estrecha se puede utilizar un embudo de sólidos limpio y seco. Trasvase de líquidos. Para evitar salpicaduras al verter un líquido de un recipiente a otro se apoya en una varilla de vidrio sobre el pico del recipiente en forma que el líquido fluya por la varilla y se recoja en el otro recipiente. Si el recipiente tiene una boca pequeña, debe utilizarse un embudo de vidrio seco y limpio en el que caiga el líquido procedente de la varilla.

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Figura 4. Técnicas para transvase de sustancias liquidas Preparación de disoluciones. En el laboratorio químico se preparan dos tipos de disoluciones, en función de la precisión del material empleado: disoluciones de concentración aproximadas y disoluciones de concentración exacta. En ambos casos se puede preparar la disolución a partir de un reactivo sólido o a partir de un reactivo líquido o una disolución. El paso previo a la preparación de toda disolución es la realización de unos cálculos previos, que son diferentes en función de la naturaleza del compuesto de partida. En el caso de disoluciones de concentración aproximada, la disolución se puede preparar en un vaso de precipitados o en un matraz erlenmeyer. Para la pesada se utiliza una balanza granataria y para la medida de volúmenes una probeta. Las disoluciones de concentración exacta se preparan en matraces aforados. Para la medida de los solutos si son sólidos se utiliza una balanza analitica (anotando todas las cifras decimales) y si son líquidos una pipeta. Filtración Un problema normal en el laboratorio es separar un líquido de un sólido. En la filtración se realiza el paso de un líquido a través de un material poroso que retenga las partículas sólidas. La filtración de un precipitado analítico tiene lugar en tres etapas:  Decantación, que consiste en el vertido de tanto líquido sobrenadante como sea posible sobre el papel de filtro o placa porosa, manteniendo el sólido precipitado en el vaso donde se formó. Para dirigir el flujo de líquido decantado se usa una varilla de agitación.  Trasvase, que consiste en arrastrar el sólido al papel de filtro o placa porosa, ayudándose con una varilla policía (que es una varilla de agitación con un trozo de tubo de goma adaptado en un extremo).  Lavado, que consiste en añadir el líquido de lavado sobre el precipitado y dejarlo pasar a través del papel de filtro o placa porosa para eliminar posibles interferencia.

Figura 5. Técnica para doblado de papel de filtro UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA

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La filtración puede realizar por gravedad o a vacío. Presión normal o por gravedad, para la filtración por gravedad se utiliza un embudo de vidrio, normalmente de vástago largo, y papel de filtro, de la porosidad adecuada en consonancia con el tamaño de partícula del precipitado. El papel de filtro se pliega como se muestra en la figura. Una vez colocado en el interior del embudo, se humedecerá el papel con el líquido de lavado, con el fin de que la superficie externa del papel se adhiera perfectamente a la pared interna del embudo. El embudo con el papel de filtro se situará sobre un soporte, de forma que el vástago se halle en contacto con la pared del recipiente de recogida del líquido de filtrado, y a continuación se irá vertiendo el líquido hasta el embudo, deslizándolo por la varilla, procediendo como se ha indicado anteriormente. Debe cuidarse mucho que en las adiciones de producto al filtro, la disolución no rebase nunca el borde del papel pues en ese caso pasaría líquido sin atravesar el papel de filtro y arrastraría, al filtrado, partículas de precipitado. Este tipo de filtración suele usarse en aquellos casos en que el precipitado es casi coloidal, o cuando interesa eliminar una pequeña impureza insoluble garantizando que la disolución pasa completamente transparente.

Figura 6. Montaje de filtración a presión normal o gravedad A vacío, para filtrar a vacío se utiliza un embudo Buechner con un papel de filtro circular de igual diámetro que el embudo o una placa filtrante, un matraz kitasato y un producto de vacío. Si se utiliza embudo Buechner, el papel de filtro se sitúa en la placa interior del embudo Buechner, humedeciéndolo luego con líquido de lavado para que la adherencia sea total. El embudo Buechner o la placa filtrante se adosa a un Kitasato utilizando con interfase un cono de goma y se conecta la tubuladura lateral con el aparato productor de vacío (generalmente una trompa de agua). Debe procurarse desconectar el kitasato del generador de vacío antes de cerrar éste, sobre todo cuando se trata de una trompa de agua, pues la diferencia de presiones, en caso contrario, hará que el agua pase al kitasato impurificando o en el mejor de los casos diluyendo el líquido filtrado. La filtración a vacío es mucho más rápida que por gravedad y se utiliza normalmente para separar los precipitados de las disoluciones que los contienen (aguas madres).

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Figura 7. Montaje filtración a vacío Secado y Calcinación En un laboratorio analítico normalmente se utilizan dos sistemas de calentamiento: estufas y muflas. La principal diferencia reside en las temperaturas de trabajo y por lo tanto en sus aplicaciones. Estufas: La temperatura de trabajo máxima de una estufa alcanza los 150 ºC. Se utilizan para secar reactivos, precipitados y material de vidrio a 110 ºC aproximadamente. Todo lo que se introduce en la estufa debe estar marcado. Se deben usar un vidrio de reloj o un vaso de precipitados para introducir los reactivos o precipitados en la estufa. Muflas: Las temperaturas de trabajo son mucho mayores, desde los 200 ºC hasta alcanzar 1500 ºC. Se utilizan para calcinar muestras, reactivos y precipitados. Debido a las altas temperaturas que se alcanzan en la mufla sólo pueden usarse materiales de laboratorio refractarios. Para trabajar con los sistemas de calentamiento es necesario tomar precauciones a la hora de introducir y sacar el material. Utilizar guantes y pinzas largas en caso necesario. Al sacar los reactivos o precipitados de la estufa o mufla, se suelen introducir en un desecador para evitar que absorban humedad de la atmósfera. Un desecador es un recipiente de vidrio cerrado, con una tapa de bordes esmerilados, que se engrasan con silicona, de forma que el cierre sea hermético. En su interior suele ponerse un agente desecante (gel de sílice, alúmina,…) para que la atmósfera interna se mantenga libre de humedad. Se utiliza para guardar objetos y sustancias en atmósfera seca. Después de poner un objeto caliente en el desecador, se deja la tapa algo abierta durante unos minutos hasta que el objeto se haya enfriado un poco. Esta operación evita que la tapa salte cuando el aire del interior del desecador se caliente. Para abrir un desecador, deslizar la tapa horizontalmente, en vez de intentar abrirla tirando de la tapa hacia arriba.

EVALUACION DE DATOS ANALITICOS Las consecuencias de cometer errores en un análisis estadístico son comparables con aquellas de cometer errores en un procedimiento judicial. Por ello los científicos llevan a cabo análisis estadísticos de sus datos para evaluar la calidad de las mediciones experimentales, para probar diferentes hipótesis y para desarrollar modelos que describan dichos resultados experimentales. Para garantizar la validez de las conclusiones emitidas al final de un estudio de laboratorio es necesario cuidar de la reproducibilidad y confiabilidad de los resultados provenientes de las observaciones experimentales. Es bien sabido que aún, bajo las mismas condiciones de trabajo, las observaciones que se desprenden de un procedimiento experimental, pueden resultar distintas entre sí, debido a la variabilidad asociada a las acciones humanas, y a los instrumentos de medición. Es por ello que es necesario, realizar un tratamiento estadístico a las observaciones experimentales, para así determinar la fiabilidad de estas. Algunas de las aplicaciones más comunes del tratamiento estadístico de datos: UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA

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1. Determinar un intervalo alrededor de la media de los resultados de un conjunto de réplicas dentro del cual se pueda esperar que se encuentre la media poblacional con una cierta probabilidad. Este intervalo se denomina intervalo de confianza. Éste se relaciona con la desviación estándar de la media. 2. Determinar el número de mediciones de las réplicas que se necesitan para asegurar que la media de un experimento caiga de cierto intervalo con un nivel dado de probabilidad. 3. Estimar la probabilidad de que a) una medida experimental y un valor o b) dos medias experimentales sean diferentes, es decir, se estima si la diferencia en real o simplemente es el resultado de un error aleatorio. Esta prueba es en particular importante para descubrir errores sistemáticos de método y para determinar si dos muestras provienen de la misma fuente. 4. Determinar a un nivel de probabilidad dado si la precisión de dos conjuntos de mediciones es diferente 5. Comparar las medidas de más de dos muestras para determinar si las diferencias entre las medias son reales o son el resultado de errores aleatorios. Este proceso se conoce como análisis de varianza. 6. Decidir si se rechaza o se conserva un resultado que parece ser un dato atípico en un conjunto de mediciones Referencias  

D.A. Skoog, D.M. West, F.J. Holler, “Fundamentos de Química Analítica”, Editorial Síntesis, Madrid, 2003 L. Vargas and J.Camargo, MANUAL 4: PRÁCTICA DE LABORATORIO DE ANÁLISIS QUÍMICO I, Facultad de ciencias, Escuela de Química, Universidad Industrial de Santander, Colombia, 2012.

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PRÁCTICA 2. EQUILIBRIO QUIMICO PROPÓSITO Al finalizar esta sesión el estudiante debe estar en capacidad de interpretar el equilibrio químico y hacer uso de este, además de modificarlo a través de la inserción de catalizadores y/o modificación de la temperatura MARCO TEÓRICO Muchas de las reacciones que se usan en química analítica nunca producen la conversión completa de los reactivos a productos; en lugar de esto, avanza hacia un estado de equilibrio químico en el cual la reacción de las concentraciones de reactivos y productos es constante. Las expresiones de la constante de equilibrio son ecuaciones algebraicas que describen las relaciones que existen entre las concentraciones de los reactivos de los productos en el estado de equilibrio. Entre otras cuestiones, las expresiones de la constante de equilibrio permiten calcular el error en un análisis provocado por la cantidad analito que no reaccionó, el cual permanece intacto cuando alcanza el equilibrio. Por otra parte, la relación de concentraciones en el equilibrio químico es independiente del camino seguido para alcanzar el estado de equilibrio. Sin embargo, esta relación se altera si se aplica cierta tensión al sistema. La tensión puede ser un cambio en la temperatura, en la presión (si uno de los productos y reactivos es un gas) o bien en la concentración total de un reactivo o producto. Estos efectos se pueden predecir cualitativamente mediante el principio de Le Chatelier, en el que se establece que la posición del equilibrio químico siempre se desplaza hacia la dirección en que tiende a aliviarse el efecto de una tensión aplicada. Por ejemplo, un aumento en la temperatura altera la relación de concentración en la dirección que absorbe calor, y el efecto que se produce al agregar una cantidad adicional de una especie participante en una mezcla de reacción hace que el equilibrio se desplace en la dirección en la que se consuma parcialmente la sustancia que se agregó. Por lo tanto, el desplazamiento en la dirección del equilibrio que ocurre al cambiar la cantidad de una de las especies se denomina efecto de acción de la masa. Finalmente, los estudios teóricos y experimentales sobre sistemas de reacciones a nivel molecular han mostrado que las reacciones entre las especies que participan continúan incluso después de haber alcanzado el equilibrio. La relación constante entre la concentración de reactivos y productos se debe a que se igualan las velocidades de las reacciones directa e inversa. En otras palabras, el equilibrio químico es un estado dinámico en el que las velocidades de reacción directa e inversa son idénticas. Básicamente para cualquier reacción deben responderse 2 preguntas, a) ¿Cuánto producto se obtendrá? Y b) ¿Qué tan rápido se producirá? La primera cuestión involucra al equilibrio químico y la segunda cuestión y la segunda compete al proceso de cinética química. Algunas reacciones son irreversibles y generalmente llegan a completarse totalmente. Por ejemplo, cuando el gas metano entra en combustión completa en el mechero de bunsen en presencia de aire (oxigeno) genera dióxido de carbono y agua. Sin embargo, existen otras reacciones no llegan a completarse totalmente y se les conoce como reacciones reversibles. En tales casos, la reacción puede desplazarse en ambas direcciones (hacia delante o hacia atrás). Expresiones de la constante de equilibrio La influencia de la concentración o de la presión (si las especies son gases) sobre la posición del equilibrio químico se describir en términos cuantitativos por medio de una expresión de las constante de equilibrio. Estas expresiones se derivan de la termodinámica. Son importantes puesto que permiten predecir qué dirección y hasta qué grado se competa una reacción química. Sin embargo, una expresión de la constante de equilibrio no da ninguna información con respecto a la velocidad de una reacción. De hecho existen reacciones que tiene constantes de equilibrio altamente favorables, pero que por si lentitud carecen de importancia analítica. Considere la siguiente ecuación general para el equilibrio químico: 𝑤𝑊 + 𝑥𝑋 ⇌ 𝑦𝑌 + 𝑧𝑍 La expresión de la constante de equilibrio para esta reacción es: UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA

(1)

MANUAL DE LABORATORIO DE QUIMICA ANALITICA [𝑌]𝑦 [𝑍]𝑧

𝐾 = [𝑊]𝑤 [𝑋]𝑥

(2)

Donde los términos entre corchetes representan 1-concentraciones molares si representan solutos disueltos 2- presiones parciales en atmósferas si son reactivos o productos en fase gaseosa. En caso generalmente se remplaza el término entre corchetes (por ejemplo [Z]en la ecuación 2) con el símbolo pz el cual representa la presión parcial del gas Z en atmósferas. Si un reactivo o un producto en la ecuación 2 es un líquido puro, un sólido puro o es el disolvente presente en exceso, no parece ningún término para esta especie en la expresión de la constante de equilibrio. Por ejemplo, si Z en la ecuación 1 es el disolvente (H2O), la expresión de la constante de equilibrio se simplifica a: [𝑌]𝑦

𝐾 = [𝑊]𝑤 [𝑋]𝑥

(3)

Donde K depende numéricamente de la temperatura, y es llamada constante de equilibrio. La ley del equilibrio químico está basada en la constancia de la constante de equilibrio. Esto significa que si se modifica el equilibrio, por ejemplo, agregando más moléculas de reactivo, habrá un aumento en el número de moléculas de productos con la finalidad de mantener el cociente productos/reactivos sin cambios y así preservar el valor numérico de la constante de equilibrio. El principio de Le Chatelier expresa este fenómeno de la siguiente manera “si un estrés externo es aplicado a un sistema en equilibrio, el sistema reaccionara de manera tal que aliviara dicho estrés” En nuestro presente experimento, demostraremos el principio de Le Chatelier de dos maneras: a) modificando el equilibrio mediante el cambio de la concentración de un producto o un reactivo y b) modificando la temperatura.

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Materiales y Equipos Papel indicador – pH metro 10 tubos de ensayo de 10 mL 1 vaso de precipitado de 100 mL 1 gradilla para tubos de ensayo 1 pinza para tubo de ensayo 1 baño maría 1 termómetro 3 pipetas de vidrio de 1 mL y 1 pipeta de vidrio de 2 mL 10 pipetas Pasteur

CuSO4 (0.1 M) NH3 (1 M) HCl (1 M) Solución saturada de NaCl HCl concentrado KSCN (0.1 M) FeCl3 (0.1 M) CoCl2 (1 M) Solución H2PO4-/HPO4-2 PROCEDIMIENTO BASICO

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1. Equilibrio sulfato de cobre (II) Colocar 20 gotas (1 mL aproximadamente) de la solución de CuSO4 0.1 M en un tubo de ensayo limpio y seco. Agrega (gota a gota) la solución de NH3 1 M, mezclando el contenido después de agregar cada gota. Continúa agregando NH3 1 M hasta que el color cambie. Nota el nuevo color de la solución y anota el número de gotas de la solución de NH3 1 M agregadas. Posteriormente, a esta mezcla en equilibrio, agrega gota a gota y contando el número de gotas agregadas, la solución de HCl 1M hasta que el color cambie y sea nuevamente azul pálido. Registra tus observaciones en la hoja de reporte. 2. Efecto ión común Coloca 2 mL de la solución H2PO4-/HPO4 2- en un tubo de ensayo limpio y seco. Demuestra si la solución es ácida o básica usando papel tornasol rojo y azul. Registra tus observaciones. Agrega una gota de la solución de HCl 1 M al papel tornasol. Registra tus observaciones. Agrega una gota de la solución de HCl 1 M al tubo de prueba, mezcla y demuestra si la solución es ácida o básica con el papel tornasol. Registra tus observaciones en la hoja de reporte. 3. Equilibrio tiocianto y hierro (III) Prepara una solución stock agregando 1 mL de cloruro de hierro (III) 0.1 M, FeCl3, y 1 mL de tiocianato de potasio (KSCN) 0.1 M, a 50 mL de agua destilada en un vaso de precipitados. Etiqueta 4 tubos de ensayos limpios y secos. A cada tubo de prueba, agrega 2 mL de la solución stock recién preparada. Usa el primer tubo como estándar para que puedas comparar el color de las otras soluciones. Al segundo tubo agrega 10 gotas de la solución de cloruro de hierro (III) 0.1 M. Al tercero, agrega 10 gotas de la solución de tiocianato de potasio (KSCN) 0.1 M. Al cuarto agrega 5 gotas de la solución saturada de NaCl. Observa el color en cada tubo de prueba y registra tus observaciones en la hoja de reporte. 4. Efecto de la temperatura Coloca 5 gotas de la solución de CoCl2 1M en un tubo de ensayo limpio y seco. Agrega gota a gota HCl concentrado hasta que ocurra un cambio de color. Registra tus observaciones. Por otra parte, coloca 1mL de la solución de CoCl2 1M en un tubo de ensayo limpio y seco. Nota el color. Coloca cuidadosamente el tubo de prueba en un baño de agua a 100 °C. Registra tus observaciones en la hoja de reporte. UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA

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PREGUNTAS PARA REPORTE DE LA PRÁCTICA 1. ¿Cuál es el color del complejo cobre-amoniaco?, ¿Cuántas gotas de NH3 1 M agregaste para generar el cambio de color? 2. ¿Cuántas gotas de HCl 1 M agregaste para generar un cambio de color y regenerar el color azul pálido? 3. Para la prueba de la solución de fosfato, ¿Cuál fue el color del papel tornasol rojo? y ¿Cuál fue el color del papel tornasol azul? 4. Para la prueba de la solución de HCl 1 M, ¿Cuál fue el color del papel tornasol rojo? y ¿Cuál fue el color del papel tornasol azul? 5. Después de agregar una gota de HCl 1 M a la solución de fosfatos, ¿Cuál fue el color del papel tornasol rojo? y ¿Cuál fue el color del papel tornasol azul. Tu solución de fosfatos fue ácida, básica o neutra, a) antes de la adición de HCl, b) después de la adición de HCl. ¿Fue tu solución de HCl ácida, básica o neutra? 6. Compara los colores en cada uno de los tubos de prueba que contienen la mezcla de cloruro de hierro (III)tiocianato: Tubo No 1, tubo No 2, tubo No 3 y tubo No 4 7. Hacia dónde estará desplazado el equilibrio en los siguientes tubos: Tubo 2, tubo 3 y tubo 4 8. ¿Cuál es el color de la solución de CoCl2? a) Antes de la adición de HCl b) Después de la adición de HCl 9. ¿Cuál es el color de la solución de CoCl2? a) A temperatura ambiente b) A 100 °C 10. ¿En qué dirección será desplazado el equilibrio por acción del calor? 11. Con base a la respuesta de la pregunta 10, determine si la reacción fue exotérmica o endotérmica. DISCUSIÓN 1. En el primer experimento del complejo cobre-amoniaco, agregaste amoniaco para cambiar el color y después, HCl para regresar nuevamente a la coloración azul. ¿Requerirías más, menos o igual número de gotas para completar el cambio de color? Con base a los conceptos de estequiometria, ¿Cuál es su explicación? 2. Tú agregaste HCl, un compuesto ácido, a la mezcla de H 2PO4-/H2PO42- . ¿La mezcla será de naturaleza ácida? 3. Sí en vez de agregar HCl, tú agregas más [H2PO4-] a la mezcla. ¿Qué esperarías que sucediera en las pruebas con papel tornasol azul y rojo? Explica tu respuesta. Referencias  

D.A. Skoog, D.M. West, F.J. Holler, “Fundamentos de Química Analítica”, Editorial Síntesis, Madrid, 2003 Manual Laboratorio Química Analítica. Universidad Politécnica del Estado de Morelos. México. 2010.

PRACTICA 3. DETERMINACIÓN DE PH EN SOLUCIONES ACUOSAS. DETERMINACIÓN DE ÁCIDO ACÉTICO EN VINAGRE POR TITULACIÓN ACIDO BASE Propósito Al finalizar esta sesión el estudiante debe estar en capacidad de determinar experimentalmente la concentración de un ácido débil en un producto comercial mediante su neutralización con una base fuerte, utilizando dos técnicas distintas de valoración: mediante un indicador y por potenciometría. También, estará en capacidad de determinar, a partir de datos experimentales, el punto de equivalencia de la valoración y el pKa del ácido valorado. Marco teórico Existen muchos sistemas químicos y biológicos en los que aparecen ácidos débiles o bases débiles, cuya concentración es necesario determinar en muchas ocasiones. Para ello se recurre a realizar una valoración ácidoUNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA

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base, utilizando un agente valorante, que es una disolución de concentración bien conocida, que se hace reaccionar con una muestra problema, hasta alcanzar el punto de equivalencia, que puede determinarse mediante un indicador ácido-base o por una técnica instrumental. Valoraciones ácido-base. Los estudios cuantitativos de las reacciones de estequiometria conocida se llevan a cabo de modo conveniente por medio de un procedimiento llamado valoración. En el experimento de valoración, una disolución de concentración conocida exactamente (reactivo valorante) se agrega de forma gradual a otra disolución de concentración desconocida (reactivo a valorar) hasta que la reacción química entre las dos disoluciones sea completa. Si se conocen los volúmenes de las dos disoluciones y la concentración de una de ellas, se puede calcular la concentración de la otra disolución. También puede valorarse una disolución de composición de concentración desconocida midiendo el volumen necesario para reaccionar por completo con una cantidad conocida de reactivo valorante (que puede estar en estado sólido) en el matraz y midiendo el volumen de disolución de composición desconocida necesario para producir la reacción completa entre ambos. Los métodos volumétricos se basan en el hecho de que la concentración del reactivo valorante es conocida dentro del grado de precisión requerido. En este sentido, hay reactivos con los cuales es posible preparar disoluciones de concentración conocida y estable con el tiempo. Estos reactivos se llaman patrones primarios. Típicamente, un patrón primario es una especie de elevada pureza, químicamente estable, no higroscópica, de peso equivalente alto, y que tras ser disuelto, da lugar a especies en disolución químicamente estables, es decir, que no sufren cambios químicos por el contacto con la luz, el aire, etc., con lo cual, tras su disolución y enrase a un volumen conocido es posible determinar su concentración con precisión. Por el contrario, un reactivo sólido como el hidróxido sódico no es un patrón primario porque, además de su difícil manipulación, es higroscópico y tiende a carbonatarse en contacto con el CO 2 del aire; todo ello origina un error en la pesada que impide la obtención de datos fiables de concentración, por ello es necesario factorar esta disolución previamente con un patrón primario como el ftalato ácido de potasio. El punto de equivalencia (p.d.e.) de una valoración es aquel en el cual los reactivos valorando y valorante han reaccionado completamente y con arreglo a la estequiometria de la reacción que ocurre en la valoración. El punto final de una valoración es aquél en el que se produce el cambio de alguna propiedad en el medio que indica que ha alcanzado el punto de equivalencia. Aunque existen varios tipos de valoraciones dependiendo del tipo de reacción en este caso estudiaremos una de las más habituales como es la valoración ácido base. De acuerdo con la teoría de Brönsted, un ácido es un donador de protones y una base un aceptor de protones. Cuando se habla de reacciones ácido-base, se refiere a reacciones de neutralización que involucran la transferencia de un protón del ácido hacia la base. En todas las neutralizaciones que se van a estudiar experimentalmente, ocurrirá la neutralización de un protón, que en disolución se encuentra en forma de catión hidronio H3O+ En la mayoría de las valoraciones ácido-base, la mezcla de reacción no experimenta ningún cambio visible al llegar al punto de equivalencia. Por este motivo, es necesario disponer de algún indicador que determine el punto final y que éste coincida lo más exactamente posible con el punto de equivalencia. Puesto que el pH evoluciona durante la valoración y, en particular, en torno al p.d.e., se puede utilizar: a) una disolución de una especie con actividad ácido-base que tenga la particularidad de cambiar de color dentro de un intervalo de pH que contenga el valor del p.d.e.; b) directamente un aparato que mida el pH a lo largo de la valoración, o bien cómo vamos a hacer en este caso utilizar un conductímetro aprovechando que la conductividad específica de la disolución es función de los iones presentes. En las valoraciones ácido débil-base fuerte la variación de pH no se produce del mismo modo que en las valoraciones ácido fuerte-base fuerte (pH=7,0), ya que en el punto de equivalencia se ha formado la base conjugada del ácido débil, de modo que pH>7,0. Las posibilidades de elección de un indicador para estas valoraciones son limitadas, dependiendo del pH de hidrólisis de la base conjugada que se forme. En este tipo de valoraciones, se pueden considerar cuatro etapas: UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA

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En el punto inicial hay una disolución de un ácido débil, cuyo pH se puede calcular a través de la ecuación de su constante de equilibrio (Ka). Entre el punto inicial y el punto de equivalencia, la disolución valorada contiene el ácido débil y la sal de su base conjugada, que se va formando al añadir la base fuerte. Por tanto, es una disolución reguladora, cuyo pH puede calcularse, comprobándose que se mantiene prácticamente constante. En el punto de equivalencia todo el ácido se ha neutralizado, encontrándose como la sal de su base conjugada. En consecuencia, el pH será básico, y la elección del indicador está condicionada a que su viraje se produzca en torno a éste. Una vez que se haya alcanzado el punto de equivalencia, si se sigue añadiendo la base fuerte el pH se hará muy básico con rapidez.

El Vinagre El ácido acético es un ácido que se encuentra en el vinagre, y que es el principal responsable de su sabor y olor agrios, su fórmula es CH3-COOH. Es un líquido miscible, que proviene de la fermentación acética del vino (mediante las bacterias Mycodema aceti). El vinagre contiene típicamente una concentración que va de 3% al 5% de ácido acético, los vinagres naturales también contienen pequeñas cantidades de ácido tartárico y ácido cítrico.

Este es un ejemplo típico de valoración directa de un sistema simple acido-base: concretamente la valoración de una solución diluida de un ácido débil (ácido acético), con una base fuerte (NaOH). El indicador comúnmente empleado es la fenolftaleína (pH de transición entre 8.0 y 9.6 aproximadamente), pues el punto de equivalencia de la valoración tiene una solución de acetato CH 3CO2- base débil de pKb = 9.24. La reacción de valoración es CH3CO2H + OH- ↔ CH3CO2- + H2O El método volumétrico puede emplearse en la determinación de ácidos o bases fuertes. En la determinación de ácidos o bases débiles el método es aplicable siempre que en general K axC o KbxC sea mayor que 1.0 x 10-8; si el producto es menor los errores de indicación del punto final se hacen significativos, ya que bajo esas condiciones los cambios en el pH en los alrededores de final no son muy abruptos. MATERIAL Y REACTIVOS -

Bureta de 25 mL Tampones de calibración del pH-metro Erlenmeyer de 250 mL Probeta de 50 mL Pipeta de 2 mL Embudo cónico Cuentagotas Vasos de precipitados de 50 mL y de 250 mL pH-metro Agitador magnético y barrita agitadora Soporte y pinza de bureta Matraz aforado de 250 mL Varilla de vidrio Vidrio de reloj

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Fenolftaleína al 0,20% en etanol Hidróxido sódico (sólido) Ftalato ácido de potasio 0,1M Vinagre comercial

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Vial de 20 mL Balon aforado de 100 mL

PROCEDIMIENTO BASICO

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1. Normalización de la disolución de NaOH Preparar 250 mL de NaOH de concentración aproximada de 0,1 M. Para conocer con exactitud esta concentración empleamos la disolución patrón de ftalato ácido de potasio (KHC 8H4O4 Evitar el contacto con el hidróxido sódico. Puede causar serias quemaduras en la piel y en los ojos. ) La reacción de neutralización que tiene lugar en esta valoración es:

Antes de empezar la valoración se debe preparar la bureta. Para ello es necesario limpiarla y enjuagarla con una porción de la disolución de ftalato ácido de potasio y vaciarla; después se llena la bureta asegurándose que no queda aire en la punta. A continuación en un erlenmeyer se ponen 10 mL de hidróxido sódico con unas 2 ó 3 gotas de indicador. Antes de comenzar la valoración se puede calcular aproximadamente el volumen necesario para llegar al p.d.e. puesto que se conocen los datos del ftalato ácido de potasio, la concentración aproximada del hidróxido sódico y la estequiometria de la reacción. Para tomar con exactitud el p.d.e. proceder a verter el ácido muy lentamente, gota a gota, en las cercanías del volumen calculado. Al inicio de la valoración se produce una decoloración en la zona donde caen las gotas de ácido que se va perdiendo por agitación. Cuando dicha decoloración empieza a tardar más en desaparecer estará cerca del punto final de valoración; entonces, debe añadirse el ácido gota a gota agitando bien entre cada adición. Limpiar las paredes interiores del erlenmeyer vertiendo un poco de agua con ayuda del frasco lavador. El punto final coincidirá con el momento en el que se note que el color rosapálido (cuanto más pálido mejor) desaparece en todo el volumen de la disolución, aún después de agitar bien durante al menos medio minuto. Repetir la experiencia en tres ocasiones y calcular la concentración de NaOH como la media de los tres experimentos. Si los valores obtenidos son dispares repetir la valoración hasta obtener una pequeña dispersión. 2. Valoración con indicador Llenar la bureta con la disolución de base (NaOH) valorada hasta el punto de enrase, anotando el dato de esta lectura y teniendo la precaución de limpiarla previamente con dicha disolución de sosa. Medir con una pipeta, 10 mL del vinagre a analizar y ponerlo en un balón volumétrico de 100 mL y diluya hasta el aforo con agua destilada para conseguir una disolución débilmente coloreada en la que pueda observarse con claridad el viraje del indicador. Colocar el vaso de precipitados con la muestra (alícuotas de 25 mL) y añadir dos gotas de fenolftaleína al 0,20%. Añadir, gota a gota, la disolución de NaOH desde la bureta al erlenmeyer, agitando UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA

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continua y suavemente, hasta que se produzca el viraje del indicador. En ese instante se habrá alcanzado el punto final de la valoración. Leer y anotar el volumen de NaOH utilizado. Realizar la valoración por duplicado. En caso de discrepancia entre los resultados, realizar una tercera valoración. 3. Valoración por potenciometría (Demostrativa) Como cualquier instrumento sensible de laboratorio, el pH-metro debe manejarse cuidadosamente si queremos que funcione con precisión. Debemos observar las siguientes precauciones: - Los electrodos son frágiles. Manejarlos suavemente todo el tiempo, particularmente cuando se sacan o introducen dentro de los vasos de medida. Evitar el choque del electrodo con las paredes de los vasos de precipitado o con la barrita agitadora. - La punta del electrodo debe estar sumergida dentro de la disolución a medir. Asegurarse que el nivel del líquido moje el contacto del electrodo de referencia en los electrodos combinados. - No sacar el electrodo de la disolución cuando el instrumento esté realizando la medida. - Después de cada lectura, cuando el aparato está en espera, retirar el electrodo de la disolución y aclararlo con un chorro de agua destilada del frasco lavador sobre un vaso de precipitados. Secar la punta del electrodo con un papel. Sumergir el electrodo en una nueva disolución de medida o en agua destilada. - Entre operaciones, la punta del electrodo debe sumergirse en agua destilada. - Calibración del pH-metro: previamente a ser utilizado, el pH-metro debe calibrarse utilizando disoluciones reguladoras de pH. Debido a que su valor de pH no se modifica, las soluciones reguladoras de pH son buenas disoluciones de referencia; aquí utilizaremos dos tampones calibrados, siguiendo las instrucciones dadas por el fabricante. Rellenar la bureta con la disolución de base (NaOH) valorada hasta el punto de enrase, anotando el dato de esta lectura. Medir con una pipeta, 10 mL del vinagre a analizar y ponerlo en un balón volumétrico de 100 mL y diluya hasta el aforo con agua destilada. Colocar el vaso de precipitados con la muestra (alícuotas de 25 mL) sobre el agitador magnético, y poner el imán en su interior. Sumergir en la muestra el electrodo del pH-metro. Poner en marcha el agitador magnético, evitando que la barrita agitadora toque la membrana del electrodo. Añadir, gota a gota, la disolución de NaOH desde la bureta al vaso, tomando lecturas de pH cada 1,0 mL de base añadida al comienzo, y posteriormente cada 0,1 mL cuando se llegue a las cercanías del punto de equivalencia (1,0 mL antes, teniendo en cuenta los resultados del primer ensayo). Cuando la variación del pH vuelva a hacerse más lenta, 1 mL más allá del punto de equivalencia, se vuelve a medir 4 o 5 puntos más cada 1 mL para terminar la valoración. Debe recordarse que la medida del pH se toma cuando la lectura se estabiliza. Resultados 1) Reportar las moles de NaOH obtenidas en la valoración y la concentración real de la solución de NaOH. 2) Si se añadiese agua al erlenmeyer, en la normalización de la solución de NaOH, ¿se modificara el resultado de la valoración? Razonar la respuesta. 3) Calcular la molaridad del ácido acético en el vinagre y la acidez del vinagre como porcentaje (p/v) de ácido acético en vinagre 4) Representar gráficamente la curva de valoración del vinagre por potenciometría y calcular el punto de equivalencia y el pKa del acido 5) Explicar las diferencias entre los resultados de los dos tipos de valoraciones. ¿Cuál es la más precisa y cuál es la más rápida? 6) En una valoración queda un poco de agua o una gota de aire en la bureta cuando se rellena con el reactivo correspondiente. ¿Influye el agua o el aire en el resultado de la valoración? Razonar la respuesta. 7) Con los datos obtenidos en la valoración con indicador, calcular el pH de la disolución en el punto de equivalencia (considerar V=100 mL). ¿Podría utilizarse rojo de metilo como indicador para esta valoración? ¿Y azul de bromotimol? Consultar libros de texto.

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8) ¿Cómo sería la curva de valoración de un ácido diprótico débil con una base fuerte? Dibujar una curva aproximada de esa valoración, y también la correspondiente a la valoración de una base débil con un ácido fuerte. Discusión 1) ¿Qué otros patrones primarios podrían sugerirse para estandarizar una solución de hidróxido de sodio? Enumere por lo menos tres de ellos. 2) ¿Qué otros métodos de estandarización se conocen para normalizar una solución de hidróxido de sodio? 3) ¿Por qué no puede emplearse un indicador que cambie de coloración en un rango acido o alrededor de pH 7? 4) Suponga que además del ácido acético, hay una pequeña cantidad de ácido propionico en el vinagre, ¿Cómo se afectarían los resultados? Referencias   

Gómez, M.; Matesanz, A.I.; Sánchez, A.; Souza, P. Laboratorio de Química. 2ª ed. Práctica 6. Ed. Ediciones UAM, 2005. Petrucci, R.H.; Harwood, W.S.; Herring, F.G. Química General. 8ª ed. Capítulos 17 y 18. Ed. Prentice Hall, 2003. Ramirez, Jose R., Granados, Angel. Manual Laboratorio Quimica Analitica. Facultad de Ciencias Exactas y Naturales. Instituto de Quimica. Universidad de Antioquia. 2005.

PRACTICA 4. PREPARACIÓN Y CARACTERIZACIÓN DE SOLUCIONES AMORTIGUADORAS Propósito Al finalizar esta sesión el estudiante debe estar en capacidad de explorar las características de los sistemas amortiguadores y la forma como mantienen valores constantes de pH, determinar la Ka para un ácido débil o Kb para una base débil, preparar una solución amortiguadora de un pH determinado y predecir la magnitud del cambio de pH cuando se adiciona acido o base a una solución amortiguadora. Marco teórico Disoluciones Amortiguadoras UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA

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Las soluciones amortiguadoras son críticas en los procesos biológicos y en general los seres vivos utilizan diferentes tipos de soluciones amortiguadoras para controlar el pH a la cual se llevan a cabo las reacciones Las disoluciones amortiguadoras son importantes en nuestros procesos vitales. El pH de los jugos gástricos que ayudan a la digestión de los alimentos se mantiene entre 1.6 y 1.7 mediante la acción amortiguadora. La saliva se mantiene a un pH de 8.0. La sangre se mantiene con mucha exactitud entre los límites de pH normales de 7.3 y 7.5 por un sistema complejo de disoluciones amortiguadoras que consiste en proteínas del suero que constan de aminoácidos que contienen grupos ácidos (-COOH) y básicos (-NH2); iones carbonato CO32-, bicarbonato HCO3, fosfato diácido (H2PO4) y fosfato dibásico (HPO 42-). El cuerpo humano solo puede tolerar pequeños cambios de pH entre 7.0 y 7.8 en la sangre Una disolución amortiguadora (tampón o buffer) se forma con un ácido débil y la sal conjugada de dicho ácido o de una base débil más la sal conjugada de la base, mezcla que posee la capacidad de reaccionar tanto con los ácidos como con las bases. Pensemos en una disolución amortiguadora formada por ácido acético y acetato de sodio a la cual se le añade un ácido fuerte, los iones acetato reaccionan con los iones hidrógeno adicionados y producen más moléculas de ácido acético. 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑐) ⇌ 𝐻 + (𝑎𝑐) + 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂− (𝑎𝑐) Y el pH de este no cambia apreciablemente, debido a la diferencia de concentraciones que existe entre el ácido agregado y la concentración de las especies que conforman la disolución amortiguadora. En caso que a la disolución se le adicione una base fuerte es ahora el ácido acético el encargado de reaccionar con estos iones hidróxido. 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑐) + 𝑂𝐻 − (𝑎𝑐) ⇌ 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂− (𝑎𝑐) El pH no cambia apreciablemente, a menos que la cantidad de base adicionada sea muy grande. Cuando las concentraciones del ácido o la base que se adiciona sobrepasan la capacidad de la disolución amortiguadora el valor del pH cambia drásticamente. Ecuación de Henderson-Hasselbach. Siempre que se conozcan las concentraciones del ácido y su base conjugada, así como el valor del pKa del ácido, se usa la ecuación de Henderson-Hasselbach para conocer el pH de la disolución 𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔

[𝐵𝑎𝑠𝑒] [Á𝑐𝑖𝑑𝑜]

Capacidad amortiguadora. La facultad de resistir los cambios de pH se denomina capacidad amortiguadora (β), también se le conoce como índice de amortiguamiento y se define como el número de moles de OH - o H+ que se requieren para producir un cambio de una unidad de pH, en un litro de disolución amortiguadora. Al valorar un ácido débil con una base fuerte, la pendiente de la curva de titulación está en relación inversa con la capacidad reguladora de la disolución. La curva de pH en función de la composición es casi horizontal, tiene una pendiente pequeña durante la mayor parte de la titulación porque la disolución tiene una capacidad reguladora grande. Cerca del punto de equivalencia aumenta el valor de la pendiente y una pequeña cantidad de titulante origina un cambio brusco de pH, porque en esta parte la disolución tiene capacidad amortiguadora baja. La capacidad amortiguadora β, varía con la composición de la disolución y, por lo tanto con el pH. Esta se puede definir en forma diferencial (velocidad de reacción): UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA

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𝛽=

𝑑𝐴 𝑑𝐵 = 𝑑𝑝𝐻 𝑑𝑝𝐻

Donde dA y dB representan el número de moles de ácido o base necesarios para originar una variación de dpH (el signo negativo indica que la adición de ácido disminuye el valor de pH). En cualquier punto de la curva de titulación, p es el recíproco de la pendiente de la curva. La capacidad amortiguadora formada por un par ácido-base conjugado es: 𝛽 = 2.3

𝐶𝐴 𝐶𝐵 𝐶𝐴 + 𝐶𝐵

La disolución presenta una capacidad amortiguadora máximo cuando C A =CB y para cualquier relación dada de CA/CB, que determina el pH, p es proporcional a la concentración total de los componentes. La capacidad amortiguadora de una disolución que contiene solamente ácido o base fuerte se calcula mediante 𝛽 = 2.3𝐶𝐴

ó

𝛽 = 2.3𝐶𝐵

En caso de que el amortiguador este formado por una sal acida, por ejemplo, NaHA (HA -), la capacidad reguladora es proporcional a la concentración de la sal, mientras que el pH es independiente de la concentración. 𝐾2 𝛽 = 2.3𝑥2𝐶𝑥√ 𝐾1 Actividad y coeficientes de actividad En química analítica, los cálculos que se realizan en el equilibrio, se aplican a electrólitos en disolución. Cuando se incrementan las concentraciones de los electrólitos, el efecto cuantitativo en propiedades como la conductividad eléctrica y la disminución del punto de congelación son menores que las que se obtienen utilizando solo concentraciones molares. Esto se explica en función de que se considera que los ácidos y bases fuertes se ionizan completamente en disoluciones acuosas, pero la concentración efectiva o actividad de los iones, disminuye debido a las fuerzas entre los iones positivos y negativos. Estas fuerzas disminuyen a mayores diluciones, puesto que los iones se encuentran muy separados entre sí. Para obtener mejores resultados, se deben usar las actividades o concentraciones efectivas más que las concentraciones molares. La actividad a de un ion o molécula se calcula multiplicando la concentración molar c, por el coeficiente de actividad f. 𝑎 = 𝑓𝑐 El coeficiente de actividad es un factor que convierte la concentración molar en concentraciones efectivas (actividades). Los coeficientes de actividad varían con la temperatura y, en general disminuyen cuando aumenta la concentración. Por ejemplo el coeficiente de actividad para el HCI O.010 M es 0.92 en tanto que para HCI 0.050 M es de 0.86. En general, los coeficientes de actividad para disoluciones relativamente diluidas (> 0.010 M), y en particular para iones monovalentes, se acercan a la unidad, de manera que no se introduce un gran error cuando se utilizan concentraciones molares en lugar de actividades. Cuando se mide el pH con un electrodo de vidrio, lo que se mide en realidad es la actividad de los iones y no su concentración. UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA

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Preparación de soluciones amortiguadoras Cuando en el laboratorio se necesita preparar un amortiguador con determinado valor de pH, para la elaboración de la disolución buffer se debe seleccionar el valor de pKa del par ácido base lo más cercano posible al pH que se requiere. Es común considerar que el intervalo útil de pH de una disolución reguladora es pKa ± 1). Es evidente que la capacidad amortiguadora se puede incrementar aumentando la concentración de sus componentes. Uno de los principales motivos por los cuales los valores de pH calculados no concuerden con el valor experimental de la disolución es la omisión de los coeficientes de actividad, si se desea minimizar estos errores se puede utilizar la siguiente ecuación, en donde sí se consideran las actividades de la base (γ b) y del ácido conjugado (γ ac): 𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔

[𝐵𝑎𝑠𝑒 𝑏]𝛾𝑏

[Á𝑐𝑖𝑑𝑜]𝛾𝑎𝑐 Efecto de la temperatura. La mayoría de las disoluciones amortiguadoras presentan una notable dependencia de su valor de pH respecto a la temperatura. La ecuación de Henderson-Hasselbach se puede utilizar de dos maneras: 1- Para calcular el pH de una disolución en donde se conocen las concentraciones del ácido y la base que la conforman. 2- Para que con base en un pH se calculen las concentraciones del par ácido-base. MATERIALES Y REACTIVOS -

Peachimetros Pipeta graduada de 10 mL Pipeta graduada de 1 mL Vasos de precipitado de 100 mL Vasos de precipitado de 25 mL Balones aforados de 50 mL Balón aforado de 100 mL Tubos de ensayo Gradilla Vidrio de reloj Espátula Bureta.

-

Ácido clorhídrico 0.1 M Hidróxido de sodio 0.1 M Fenolftaleína al 1% Fosfato de sodio monobásico Fosfato de sodio dibásico Cloruro de sodio

PROCEDIMIENTO BASICO

Recuerde usar siempre: Mono gafas

1.

Guantes de Nitrilo

Bata de laboratorio

Preparación de una solución tampón de fosfato

Pesar 2.78 g de fosfato de sodio monobásico (NaH2PO4) y disolver en agua en un balón volumétrico de 100 mL, para obtener una solución de 0.2M. b) Pesar 5.365 g de fosfato de sodio dibásico (Na2HPO4.7H2O) o 7.17g (Na2HPO4.12H2O) y disolver en agua en un balón volumétrico de 100 mL, para obtener una solución de 0.2M. a)

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La tabla 1 contiene los volúmenes de las soluciones A y B necesarios para obtener soluciones tampón de fosfato a diferentes pHs. Determinar el pH teórico y experimental. Tabla 1. Relación entre los volúmenes de las soluciones A y B para obtener diferentes pHs. A (mL) B (mL) pH A (mL) B (mL) pH 23.5 1.5 16 9 23 2 15 10 22.5 2.5 14 11 22 3 13 12 21.5 3.5 12 13 2 4 11 14 20.5 4.5 10 15 20 5 9 16 19 6 7 18 18 7 5 20 17 8 3 2.

Determinación de la capacidad amortiguadora

En un vaso de precipitado de 50 mL colocamos una alícuota de 10 mL de la disolución amortiguadora preparada al inicio (El profesor asignara con cuál de las soluciones trabajara). Adicionamos hidróxido de sodio 0.1 M con la bureta hasta que el pH de la disolución cambie una unidad. Se repite dos veces b) Colocamos una alícuota de 10 mL de una solución de cloruro de sodio 0.1 M, se mide el pH inicial de la disolución y adicionamos hidróxido de sodio 0.1 M con una bureta hasta que el pH cambie una unidad. Se repite dos veces. a)

DISCUSIÓN ¿Por qué la disolución de NaCl no resiste la adicion del mismo volumen de NaOH que las soluciones amortiguadoras de fosfatos? 2. Mencione tres usos especidicos de las disoluciones amortiguadoras en un campo de interés de su carrera 3. ¿Qué entiende por capacidad amortiguadora? 4. ¿Cuál de las siguientes bases sería más apropiada para preparar una disolución buffer de pH 9.0? Consulte los valores de pKa. a) NH3 b) C6H5NH2 (anilina) c) H2NNa2 (hidrazina) d) C5H5O (piridina) e) H2NOH{hidroxilamina) 1.

REFERENCIAS   



D. Skoog, D. West, F. Holler and S. Crouch, Fundamentos de Química analitica. Novena edición. Mexico, Mexico: CENGAGE Learning, 2015. H. Cano, S. Mendez and J.Cruz, MANUAL PRÁCTICAS DE LABORATORIO DE BIOQUÍMICA. Facultad de ciencias, Escuela de Química, Universidad Industrial de Santander, Colombia, 2013. E. Vega, R. Verde and M. Pérez, La teoría y la practica en el laboratorio de Química analítica. Departamento de Ciencias de la Salud, Departamento de Biotecnología, Universidad Autónoma metropolitana, Mexico, 2003. Day R. A; Underwood A.L. Quimica Analitica Cuantitativa. 5ta Edición. Pearson Educación. Ciudad de Mexico. 2009 UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA

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PRACTICA 5. DETERMINACIÓN DEL CONTENIDO DE CARBONATOS Y BICARBONATOS POR PH METRÍA Propósito Al finalizar esta sesión el estudiante debe estar en la capacidad de manejar potenciómetro de pH y entender los principios de su funcionamiento, además de estar realizar adecuadamente la preparación y observación de muestras en este tipo de equipos. Marco Teórico El análisis de carbonatos y bicarbonatos es un ejemplo de determinación pehachimetrica simultánea de mezclas de ácidos o bases de diferente fuerza en una misma muestra. Para que la determinación sea factible las fuerzas de los ácidos o de las bases deben ser significativamente diferentes (Ki/Kj> 103), donde Ki constante de acidez o basicidad de la especie i y Kj constante de acidez o basicidad de la especie j y sus concentraciones analíticas del mismo orden de magnitud. En medio acuoso, en general, más de tres ácidos o bases de diferente fuerza no se pueden determinar (los ácidos o las bases con constantes de disociación menores que 10 -10, en general no producen cambios suficientemente abruptos en los alrededores del punto de equivalencia) Antes de agregar el reactivo valorante, las solución de la muestra esta constituida por una solución reguladora de par conjugado CO3-2 – HCO3-. Al agregar el analito, este reaccionara primero con la base mas fuerte (el CO 32 ), después de que reaccione prácticamente todo el CO 3-2 (se alcanza el primer punto final), el analito agregado reacciona con el HCO3- hasta alcanzar el segundo punto final; de ahí en adelante cualquier cantidad del analito que se añada queda en exceso. El proceso de valoración se continua hasta que el pH no varie significativamente. Las reacciones de valoración son: CO32-+ H3O+  HCO3- + H2O HCO3- + H3O+  H2CO3 + H2O En general, cuanto mayor sea la relación molar CO3-2/HCO3- tanto más fácilmente se determina el primer punto final. Referencias 

Ramirez, Jose R., Granados, Angel. Manual Laboratorio Quimica Analitica. Facultad de Ciencias Exactas y Naturales. Instituto de Quimica. Universidad de Antioquia. 2005.

PRACTICA 6. EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD Propósito Al finalizar esta sesión el estudiante debe estar en capacidad de utilizar métodos gráficos para solucionar problemas de solubilidad Marco teórico

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La aparición de una fase sólida en el seno de un líquido, bien por adición de un reactivo que forme un compuesto insoluble con alguno de los iones de la disolución o bien por concentración del mismo líquido hasta sobrepasar la saturación, recibe el nombre de precipitación y se llama precipitado al producto sólido obtenido. El proceso de precipitación consiste en un fenómeno en el que cambia el tamaño de las partículas, desde un tamaño inferior a 10-9 m (dispersión molecular) a tamaños superiores a 10 -6 m (suspensión). El concepto de solubilidad, es decir la máxima cantidad de especies solubles que es posible tener en equilibrio con el sólido, en agua pura responde simplemente a la estequiometría del sistema, sin embargo estas concentraciones pueden modificarse notablemente (aumentando o disminuyendo las mismas) si actúan al mismo tiempo otros equilibrios (ejemplo de equilibrios simultáneos) sumado al de solubilidad. Esta posibilidad de desplazar el equilibrio en uno u otro sentido se aprovecha especialmente en distintas aplicaciones analíticas así como en técnicas de separación de sólidos. Efecto del Ión común Tal como lo establece el principio de Le Chatelier, el agregado de un ión común a un sistema en equilibrio provocará el desplazamiento del mismo. En el caso de equilibrios de solubilidad esto es importante cuando se agrega alguno de los iones en solución (¿Por qué no si se añade más sólido al sistema en equilibrio?), es decir:

Para el caso simbolizado, el agregado de la especie A+, provocará la disminución de la solubilidad del sólido al desplazar el equilibrio hacia la formación de este. Por ejemplo, si tuviéramos cloruro de plata en agua pura, la solubilidad sería. 𝐾𝑝𝑠 = [𝐴𝑔+ ][𝐶𝑙− ] = 𝑠 𝑥 𝑠 = 𝑠2 = 1.8𝑥10−10 𝑠 = 1.34𝑥10−5 𝑚𝑜𝑙/𝐿 Sin embargo si a este sistema en equilibrio le agregamos por ejemplo NaCl de modo que la concentración de esta sal fuera 0,1M Entonces ahora habría que plantear 𝐾𝑝𝑠 = [𝐴𝑔+ ][𝐶𝑙− 𝑎𝑔 + 𝑥] Donde x es la cantidad de ión cloruro que proviene de la disolución del sólido, y Cl+ag es la cantidad agregada al sistema en equilibrio. Dado que la cantidad que proviene del sólido será muy pequeña en comparación con el agregado externo, se puede despreciar esta cantidad, entonces se puede plantear. 𝐾𝑝𝑠 = [𝑠](0.1𝑀) De donde: UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA

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𝑠 = 1.8𝑥10−9 De esta manera verificamos que el agregado de este ión común reduce la solubilidad del AgCl en aproximadamente 2700 veces. Es importante destacar que no siempre el agregado de un ión común provocará la disminución de la solubilidad puesto que podría ocurrir que a partir de una determinada concentración, el ión agregado forme complejos con alguno de los iones presentes y por lo tanto aumentará la solubilidad. Este es el caso del agregado en exceso de iones Cl- al AgCl(s) en equilibrio con sus iones. Deberán tenerse en cuenta la formación de AgCl (ac) , AgCl2-(ac) y AgCl32-(ac) respectivamente. Conociendo las respectivas constantes de formación será posible entonces encontrar una expresión matemática que nos permita conocer el nuevo valor de la solubilidad Efecto del pH en la solubilidad Un caso particular de efecto de ión común se da con hidróxidos insolubles, puesto que los iones hidroxilos forman parte del equilibrio, por ejemplo para lo hidróxidos poco solubles Fe(OH) 3 , Ni(OH)2 , Al(OH)3 , etc. Para cualquiera de estos casos, una variación de pH modificará el estado de equilibrio modificando por lo tanto la solubilidad del sólido. Otra posibilidad en que el pH pueda afectar un estado de equilibrio se produce cuando alguno (o ambos) de los productos del equilibrio de solubilidad puede tenga comportamiento ácido base. Veamos el siguiente ejemplo 2− 𝐶𝑎𝐶2 𝑂4(𝑠) ⇌ 𝐶𝑎2+ (𝑎𝑐) + 𝐶2 𝑂4(𝑎𝑐)

En este caso existe otro equilibrio que actúa simultáneamente 𝐶𝑎𝐶2 𝑂4(𝑠) ⇌ 𝐻 + → 𝐻𝐶2 𝑂4− Pudiendo llegar incluso a la forma totalmente protonada dependiendo del pH En este caso se cumplirá que la concentración de calcio será igual a todas las formas en las que se puede encontrar el oxalato [𝐶𝑎2+ ] = [𝐶2 𝑂42− ] + [𝐻𝐶2 𝑂4− ] + [𝐻2 𝐶2 𝑂4 ] = 𝐶á𝑐𝑖𝑑𝑜 Pero de acuerdo a la expresión del Kps se tiene que cumplir 𝐾𝑝𝑠 = [𝐶𝑎2+ ][𝐶2 𝑂42− ] Se debe tener en cuenta por lo tanto que fracción se encuentra como C2O42-, es decir conocer el valor de α2 𝛼2 =

[𝐶2 𝑂42− ] 𝐶á𝑐𝑖𝑑𝑜

, de donde

[𝐶2 𝑂42− ] = 𝛼2 𝐶á𝑐𝑖𝑑𝑜

𝐾𝑝𝑠 = [𝐶𝑎2+ ]𝛼2 Cácido Como Cácido = [𝐶𝑎2+ ]: 𝐾𝑝𝑠 = [𝐶𝑎^(2+) ]2 𝛼2

De aquí se puede obtener una constante condicional 𝐾𝑐𝑜𝑛𝑑 =

𝐾𝑝𝑠 = [𝐶𝑎2+ ]2 𝛼2

Esta constante condicional será válida solamente al pH en el que se realiza el cálculo UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA

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Precipitación Fraccionada La posibilidad de modificar los equilibrios de solubilidad mediante la variación de pH puede ser empleada para conseguir la precipitación fraccionada de hidróxidos, cuando se tiene una mezcla de cationes. Condiciones de formación de precipitados y solubilización Puesto que el producto de solubilidad Kps rige el equilibrio que se establece en una disolución saturada, si este equilibrio se rompe por disminución de las concentraciones iónicas, nuevas cantidades de precipitado se disuelven hasta alcanzar el equilibrio. Por el contrario, si aumentan las concentraciones de los iones, precipitarán hasta restablecer el equilibrio. Es decir, si:  Kps [A - ] [B + ] precipitación  Kps = [A - ] [B + ] equilibrio (saturación)  Kps > [A - ] [B + ] disolución MATERIALES Y REACTIVOS -

Veinte tubos de ensayo Una gradilla 2 Matraces 100 mL Vidrio de reloj Varilla de vidrio Un vial Una pipeta de 10 y 2 mL Una pipeta Pasteur 3 Frascos de polietileno. pH-metro y tampones de calibración Agitador magnético y barrita agitadora

Cationes Nitrato de plata 0.1 M Nitrato de cobre 0.1 M Nitrato de cromo 0.1 M Nitrato de plomo 0.1 M Nitrato de zinc 0.1 M Reactivos precipitantes Ácido clorhídrico 2.0 M Hidróxido sódico 0.02 M y 2.0 M Ácido sulfúrico 2.0 M Amoniaco 2.0 M

NOTA: NO MEZCLAR LOS REACTIVOS PRECIPITANTES. Los alumnos prepararán las disoluciones: NITRATOS DE COBRE, CROMO Y PLOMO. HCl, H 2SO4, NH3 2 M Y NaOH 0.02 M.

PROCEDIMIENTO BASICO

Recuerde usar siempre: Mono gafas

Guantes de Nitrilo

Bata de laboratorio

Parte A. Determinación experimental de los cationes que forman precipitado con los reactivos más comúnmente utilizados en el laboratorio (HCl, NaOH, H2SO4, NH3). 1.

Añadir aproximadamente 2 mL de la disolución 0.1 M de Ag+ en 4 tubos de ensayo independientes. UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA

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Añadir gota a gota, a cada uno de los tubos anteriores, un reactivo precipitante, hasta un total de 8 gotas por cada 2 mL, agitando después de la adición de cada gota. 3. Repetir el procedimiento anterior con el resto de las disoluciones de cationes (Cu 2+, Cr3+, Pb2+, Zn2+). 4. Reservar las disoluciones de cationes a las que se ha añadido NaOH y a las que se ha añadido NH 3 y añadir sobre ellas 2 mL más de NaOH y 2 mL más de NH 3, respectivamente. 2.

Parte B. Estimación experimental del producto de solubilidad del hidróxido de zinc. 1. Pipetear 10.0 mL de la disolución de Zn2+ de concentración 0.1 M. 2. Añadir disolución de NaOH 0.02 M gota a gota, agitando después de cada adición, hasta que empiece la precipitación y el precipitado no desaparezca después de agitar. 3. Medir el valor del pH de la disolución resultante mediante el pH-metro. RESULTADOS Y DISCUSIÓN Parte A. Formación de precipitados. Completar la siguiente tabla. Para ello: 1. Indicar, según el ejemplo, los colores de las disoluciones obtenidas así como los colores y las fórmulas de los precipitados formados. 2. Establecer si se disuelve o no el precipitado, tanto al añadir exceso de NaOH como al añadir exceso de NH 3. 3. En los casos correspondientes al apartado 2, determinar qué cationes son anfóteros y qué precipitados se solubilizan por formación del complejo amoniacal. Reactivos Cationes Ag+ Cu2+ Cr3+ Pb2+ Zn2+

HCl

NaOH 1ª adicion Exceso

H2SO4

NH3 1ª adicion Exceso

AgCl↓ Blanco

Parte B. Estimación del producto de solubilidad del Zn(OH)2 1.

Determinar la concentración de Zn2+ en el momento de la precipitación.

M1V1 = M2V2 M1 = Molaridad inicial de Zn2+ V1 = Volumen inicial M2 = Molaridad de Zn2+ en el momento de la precipitación V2 = Volumen en el momento de la precipitación M2 = (Zn2+) = 2.

Calcular la concentración de iones OH- . pH = [OH- ] a partir del valor del pH =

3.

Escribir el equilibrio de solubilidad del hidróxido de zinc y determinar el valor de su Kps. Zn(OH)2 ⇄ Kps = UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA

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4. Comparar el valor de Ks obtenido experimentalmente con el teórico. ¿A qué puede deberse la diferencia entre ambos?. Ks experimental = Ks teórico = REFERENCIAS -

-

Silva, M.; Barbosa, J. Equilibrios iónicos y sus aplicaciones analíticas. 1ª ed. Capítulo 7. Ed. Síntesis, 2002. Burriel, F.; Lucena, F.; Arribas, S.; Hernández, J. Química Analítica Cualitativa. 16ª ed. Capítulo 4. Ed. Paraninfo, 1998.

PRACTICA 7. DETERMINACIÓN DE SÓLIDOS (TOTALES, SOLUBLES, SUSPENDIDOS, ENTRE OTROS) EN AGUAS POR MÉTODOS GRAVIMÉTRICOS

Propósito Al finalizar esta sesión el estudiante debe estar en capacidad de reconocer los diferentes métodos gravimétricos para la reparación y sustracción de sólidos dentro de una solución sean solubles, suspendidos u otros. Marco teórico Varios métodos analíticos se basan en la medición de la masa. En la gravimetría de precipitación, el analito es separado de una disolución de la muestra como un precipitado y es convertido a un compuesto de composición conocida que puede pesarse. En la gravimetría de volatilización, el analito es convertido en un gas de composición química conocida para separarlo de los otros componentes de la muestra. La masa de gas sirve como medida de la concentración del analito. En la electrogravimetría, el analito es separado al depositarse en el electrodo por medio de una corriente eléctrica. Entonces, la masa de este producto proporciona una medida de la concentración del analito. Precipitación gravimétrica En la gravimetría no es necesario que la composición del precipitado que se forma sea igual a la del compuesto que se pesa después de la calcinación. Por esto se debe conocer la fórmula del analito y la del compuesto que se pesa. Es deseable que un precipitado tenga baja solubilidad en el medio empleado, sea puro o contenga impurezas que se puedan eliminar antes de obtener el peso y siempre que sea posible, debe ser de tipo cristalino y partículas gruesas. Además, el precipitado se debe secar o transformar en forma tal que se pueda pesar. Metodologia. Se seguirán los protocolos planteados por Standard Methods para solidos en aguas.

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Práctica 8 DETERMINACIÓN DE LA MATERIA ORGÁNICA EN UN AGUA DULCE Propósito Al finalizar la práctica el estudiante estará en capacidad de determinar la concentración de materia orgánica en un agua dulce mediante una volumetría redox. Se ponen en práctica los procedimientos experimentales más relevantes empleados en las valoraciones redox; además se repasa el concepto de normalidad. Marco Teórico El método más típico para determinar la cantidad de oxígeno necesaria para oxidar la materia orgánica de un agua consiste en la digestión química de la misma con permanganato potásico y es fundamentalmente un índice de la materia carbonada fácilmente oxidable por el permanganato potásico. El método a seguir es el que utiliza como oxidante el permanganato potásico en medio ácido (sulfúrico). Para ello, previamente debemos estandarizar el KMnO4 frente a un patrón primario, en este caso, el ácido oxálico. En medio ácido, el KMnO4 oxida al ión oxalato a dióxido de carbono y agua, según la reacción: MnO 4 - + C2O42- + H+ → Mn2+ + CO2↑ + H2O (Ajustar la reacción total) Esta reacción se desarrolla con lentitud a temperatura ambiente, a menos que se catalice con iones Mn(II). Por ello, al iniciar la valoración, en caliente, se necesitan unos segundos para que el oxálico decolore el permanganato. Cuando la concentración de iones Mn(II) en disolución ya es apreciable, se produce con rapidez la decoloración del KMnO4 por autocatálisis. Para la determinación de la materia orgánica, se pone en contacto el oxidante con el agua a analizar y se somete un tiempo a ebullición, se produce así, la oxidación de la materia orgánica. La cantidad de permanganato consumida es proporcional a la materia orgánica existente en la muestra. El exceso de permanganato no consumido por la muestra se reduce con un exceso de ácido oxálico (u oxalato) y este exceso se valora por retroceso con la disolución previamente estandarizada de permanganato. Como los resultados se expresan en cantidad de oxígeno consumido (unidades mg/L), a esta determinación se le designa también como Demanda Química de Oxígeno (DQO). Valores entre 3-4 mg de oxígeno/L corresponden a aguas no potables, valores superiores a 4 mg/L a aguas contaminadas. MATERIALES Y REACTIVOS Matraces erlenmeyer de 250 mL con tapón, Matraces aforados de 250 mL, Vasos de precipitados de 250 mL, Bureta de 50 mL, Pipetas, Vidrios de reloj, Probeta, Varilla, Perlas de vidrio, Hornillo, Balanza analítica

Permanganato potásico (sólido) – Ácido oxálico (sólido) HCl (c). H2SO4 (c) Disolución de permanganato 0.01 N (guardar en botella ámbar). 250 mL. - Disolución de ácido oxálico 0.01 N o de oxalato sódico 0.01 N. 250 mL. Ácido sulfúrico diluido 1:3 (3 de agua). 160 mL

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA

MANUAL DE LABORATORIO DE QUIMICA ANALITICA 1.

Valoración de la disolución de permanganato

En un erlenmeyer de 250 mL medir aproximadamente 100 mL de agua destilada y añadir 5 mL de ácido sulfúrico (1:3). Para eliminar la materia orgánica que pudiera tener el matraz y el agua destilada, agregar unos " pocos" mililitros (gotas) de la disolución de permanganato hasta color rosa débil persistente y hacer hervir la mezcla 10 minutos con perlas vidrio (o plato poroso). Añadir ahora unas gotas de ácido oxálico (u oxalato) poco a poco hasta decoloración completa del contenido del erlenmeyer, y nuevamente, unas gotas de permanganato hasta coloración rosa débil. Hasta este punto, se habrá eliminado la posible materia orgánica que pudiera tener el agua o el matraz. Realizar después la valoración del KMnO4 propiamente dicha, con el ácido oxálico. Añadir 10 mL de la disolución de ácido oxálico (u oxalato) 0.01 N y valorar con permanganato potásico (desde la bureta) hasta coloración rosa pálido procediendo del siguiente modo: añadir aproximadamente el 80% (78 mL) del permanganato necesario, mientras la disolución se agita lentamente y dejar reposar hasta que se decolore. Entonces calentar hasta 50-60°C y seguir valorando en caliente. Tomar como punto final de la valoración la persistencia del color rosa pálido durante unos 30 segundos. Repetir el proceso otras 2 veces. Calcular la normalidad de la disolución de permanganato. 2.

Valoración de una muestra problema

Tirar el contenido del matraz de la anterior valoración, dejar escurrir y, sin lavarlo, añadir en él 100 mL de agua problema; añadir 5 mL de ácido sulfúrico 1:3 y perlas de vidrio o plato poroso. Calentar y, cuando comienza a hervir se añaden 10 mL de la disolución de permanganato potásico y se deja hervir exactamente durante 10 minutos. Añadir de golpe 10 mL de ácido oxálico (o mayor cantidad si 10 mL de ácido no han sido suficientes para decolorar la disolución). Valorar el exceso de ácido oxálico en caliente con permanganato 0.01 N (disolución valorada anteriormente). 3.

Cálculo de la cantidad de materia orgánica en un agua

En los análisis de aguas, la cantidad de materia orgánica se expresa por el número de mL de permanganato 0.01 N que reduce un litro de agua, o por la cantidad en peso de permanganato que tiene disuelto. Sin embargo, es frecuente expresarlo como la cantidad de oxígeno (normalmente en mg) que desprende el permanganato consumido por un litro de agua. Para hacer este último cálculo tener en cuenta las siguientes equivalencias: 1 mL de KMnO4 0.01 N =0.000316 g de KMnO4 1mL de KMnO4 0.01 N= 0.00008 g de oxígeno CÁLCULOS 1.- Escribir las semireacciones redox y las reacciones globales que tienen lugar. 2.- Establecer el peso equivalente para el permanganato y del oxálico. 3.- Realizar los cálculos para preparar las disoluciones necesarias para llevar a cabo la práctica MANUAL DE REFERENCIA D.A. Skoog, D.M. West, F.J. Holler, “Fundamentos de Química Analítica”, Ed. Reverté, Barcelona, 1997. J. Guiteras, R. Rubio, G. Fonrodona.- “Curso Experimental en Química Analítica”, Editorial Síntesis, Madrid, 2003. CUESTIONES 1.- Calcular la concentración exacta de la disolución de permanganato potásico 2.Calcular la materia orgánica del agua problema. Expresar los resultados en mg de O2/litro de agua 3.- El oxalato es un anión de un ácido débil. Si se encuentra en medio ácido fuerte ¿permanece como tal ión o se encontrará protonado? 4.- ¿Por qué se debe guardar la disolución de permanganato en un frasco oscuro? ¿Por qué no se puede considerar un patrón primario? 5.- ¿Por qué se añade el ácido sulfúrico? ¿Qué puede ocurrir durante la valoración si el medio no es lo suficientemente ácido? 6.¿Cuál es el patrón primario utilizado en esta valoración? 7.- ¿Cuál es el indicador utilizado en esta valoración? UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA