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• Dario Ramirez

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• Fluorescencia

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UNIVERSIDAD NACIONAL DE RIO CUARTO FACULTAD DE CIENCIAS EXACTAS, FISICO-QUIMICAS Y NATURALES DEPARTAMENTO DE QUIMICA ASIGNATURA:

QUÍMICA ANALÍTICA E INSTRUMENTAL

CODIGO:

2211

CARRERA:

MICROBIOLOGÍA

Primer Cuatrimestre Número de horas totales:

Año: 2012 168 horas

Número de horas semanales: 12 horas. Teóricos:

4 horas

Prácticos de Aula:

4 horas

Prácticos de Laboratorio: 4 horas Cuerpo Docente: Docente Responsables:

Dra. M. Alicia Biasutti

Docente Invitado:

Dr. Nelio Vettorazzi

Auxiliar:

Dra. Claudia Rivarola

1

OBJETIVOS -

Comprender

los

principios

generales

del

análisis

químico

volumétrico,

espectroscópicos, de flujo y de las técnicas radioquímicas. -

Adquirir experiencia en el planteo y comprensión de los equilibrios en solución

-

Adquirir experiencia en el manejo de los equipos específicos y en la interpretación de los resultados.

-

Adquirir

conocimientos

de

determinaciones

analíticas

necesarios

para

la

comprensión de otras asignaturas de la carrera y relevantes a la actividad profesional.

2

REGIMEN DE CURSADO CONDICIONES DE REGULARIDAD: El alumno logrará la condición de alumno regular en la asignatura habiendo conseguido: I.- De los Trabajos Prácticos de Laboratorio: 1. El alumno deberá asistir a los Laboratorios unido de guardapolvo, lentes y guantes de látex para su protección. 2. Para realizar el Trabajo Práctico el alumno deberá poseer los conocimientos básicos del mismo. 3. Se tomarán interrogatorios orales y/o escritos referentes a los temas de la Práctica. En caso de no aprobarse dicho interrogatorio el alumno será considerado ausente. 4. Al finalizar cada Trabajo Práctico el alumno deberá confeccionar un informe de lo realizado según las indicaciones del Docente encargado del TP, en caso de que los resultados obtenidos e informados sean satisfactorios el trabajo será aprobado. 5. A los fines de regularizar la Asignatura es obligatoria la aprobación del 100% de los Trabajos Prácticos previstos. 6. En caso de ausencia o de reprobación de algún Trabajo Práctico, de dispondrá de una fecha para su recuperación para lo cual el alumno deberá haber aprobado en primera instancia el 80% de los Trabajos Prácticos previstos. II.- De los Trabajos Prácticos de Aula o Seminarios: 1. Los Alumnos deberán llevar un Cuaderno o Carpeta en donde figurarán los Problemas resueltos en detalle de cada una de las Guías de Problemas correspondientes a los distintos Temas, a los fines de que pueda constatarse esta actividad por el Docente Encargado. 2. A los fines de regularizar la Asignatura es obligatoria la asistencia al 80% de las Clases de Prácticos de Aula. III.- De los Exámenes Parciales y Regularización de la Materia: PROPUESTA DE REGIMEN DE CURSADO La asignatura se dicta bajo un sistema de evaluación sumativa asociado a un régimen de promoción. Total de exámenes parciales: cuatro (4). Cada examen parcial equivale a 100 puntos. Total: 400 puntos. 3

CONDICIONES DE REGULARIDAD: Los alumnos lograrán la condición de Alumno Regular de acuerdo a las siguientes exigencias: 1) El Alumno deberá rendir cuatro exámenes parciales. 2) Un examen parcial se considera aprobado si el estudiante ha conseguido reunir 50 o más puntos sobre 100 posibles. 3) El alumno podrá reprobar hasta dos (de los cuatro) exámenes parciales y los podrá recuperar en forma individual, con la condición de obtener 200 o más puntos entre los cuatro parciales aprobados. Si se reúnen estos requisitos los Alumnos alcanzaran la condición de Regulares. Para lograr la aprobación final de la materia, los alumnos regulares serán posteriormente evaluados con un examen final. CONDICIONES DE PROMOCIÓN: Los alumnos lograrán la condición de alumnos promovidos en la asignatura habiendo conseguido: 1) Aprobar los cuatro exámenes parciales en primera instancia. Un examen parcial se considera aprobado si el estudiante ha conseguido reunir más de 50 puntos sobre 100 posibles. 2) Sumar por lo menos 280 puntos (70%) entre los cuatro exámenes parciales. Los alumnos promovidos estarán exentos del examen final y la nota será el promedio de las notas de los cuatro exámenes parciales. Los alumnos que no cumplan con ninguno de los requisitos mencionados obtendrán la condición de Alumnos Libres.

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PROGRAMA ANALITICO Tema 1: Química Analítica. Su significado y relación con otras áreas de la química. Distintos procedimientos. Pasos de un Análisis. Mediciones e interpretación de resultados. Análisis Volumétrico. Fundamentos. Reacciones apropiadas. Cálculos de errores en Química Analítica, Ejemplos. Tema 2: Equilibrio en soluciones iónicas. Constante de disociación. Ácidos y Bases de Brönsted. Grado de disociación. Clasificación de los electrolitos. Balance de carga y masa. Ácidos y bases monofuncionales. Hidrólisis de sales. Curvas de titulación de ácido fuerte con base fuerte. Ecuación general. Efecto de la concentración. Tipo de indicadores del punto de equivalencia. Elección de un indicador. Curvas de titulación de ácido débil con una base fuerte. Soluciones reguladoras de pH. Capacidad buffer. Determinación de alcalinidad en agua. Error de titulación. Constante de una titulación (factibilidad). Drogas patrones primarios y secundarios. Tema 3: Procesos de formación y propiedades de los precipitados. Tamaño de partículas. Coloides. Nucleación y crecimiento de partículas. Velocidad de precipitación. Pureza

de

los

precipitados.

Calcinación

de

precipitados.

Separaciones

por

precipitación. Precipitación fraccionada. Constante del producto de solubilidad. Cálculo de concentraciones. Especies en solución. Factores que influyen la solubilidad. Titulaciones por precipitación. Métodos más comunes. Cálculo de concentraciones. Indicadores. Método de Mohr. Método de Volhard. Error de titulación. Tema 4: Equilibrios de óxido-reducción. Balance de ecuaciones en sistemas redox. Celdas electroquímicas. Potenciales de electrodo. Electrodos de referencia. Ecuación de Nernst. Pilas. Medición de la FEM de una pila. Criterio de espontaneidad para una reacción redox. Constante de equilibrio. Cálculos. Cálculo de la concentración de especies en solución. Potenciales formales. Titulaciones redox. Curvas de titulación. Indicadores redox. Selección del indicador. Algunas titulaciones redox más comunes. 5

Tema 5: Formación de complejos. Estabilidad de complejos. Constantes de estabilidad. Agentes quelantes. EDTA. Estudios de los equilibrios. Constante de formación y constante efectiva de formación. Titulaciones con EDTA. Curvas de titulación. Indicadores más comunes. Factores que influyen en la formación de complejos. Determinación de dureza de aguas. Tema

6:

Radiación

electromagnética.

Interacción

luz-materia.

Espectro

electromagnético. Espectroscopía UV-Visible. Transmitancia, Absorbancia, Ley de Lambert-Beer. Espectrofotómetro de simple y de doble haz. Componentes. Fuentes de radiación. Monocromadores. Detectores. Celdas. Espectros de absorción. Selección de la longitud de onda de trabajo. Curvas de calibración. Aplicaciones cuantitativas de la técnica. Resolución de mezclas. Tema 7: Estados excitados de moléculas. Diagrama de niveles de energía para moléculas fotoluminiscentes. Espectroscopia de

emisión.

Espectrofluorómetros.

Componentes. Fluorescencia. Espectros de emisión. Espectros de excitación. Selección de longitud de onda (λexc; λem). Aplicaciones de la técnica con fines cuantitativos. Sensibilidad de la técnica, comparación con Espectroscopia de Absorción. Tema 8: Generalidades. Tipos de cromatografía. Procesos en los que se basa c/u. Cromatografía gas-líquido (GLC). Cromatografía líquida de alta resolución (HPLC). Equipos. Cromatógrafo GL. Cromatógrafo HPLC. Componentes. Detectores. Tipos de columnas. Ventajas y diferencias entre CGL y HPLC. Importancia de cada técnica. Tiempos de retención. Altura y áreas de picos. Aplicaciones de cada técnica. Identificación y cuantificación de compuestos. Curvas de calibración. Método del estándar interno, ventajas. Tema 9: Ley de desintegración radiactiva, T, . Unidades. Masas atómicas precisas. Actividades absoluta y medida de una fuente. Equilibrios transitorios y seculares. Generadores. Aplicaciones en medicina nuclear. Interacción de la radiación  con la materia: efectos fotoeléctrico, Compton y de pares. Medición: contadores de Centelleo sólido. Calibración. Aplicaciones analíticas en bioquímica clínica: radioinmunoanálisis (RIA), ensayos inmunoradiométricos (IRMA). Interacción de la radiación  con la 6

materia. Núcleos: retrodispersión y radiación de frenamiento. Electrones orbitales: dispersión y ionización. Medición: Geiger-Müller. Contadores de Centelleo líquido. Calibración. “Quenching”. Aplicaciones analíticas en bioquímica clínica: Dilución isotópica simple, doble, e inversa. Edad arqueológica. BIBLIOGRAFIA -

R. A. Day, Jr. And A. L. Underwood, “Química Analítica Cuantitativa”, 5ta. Ed., Prentice-Hall Hispanoamericana S. A., México, 1989.

-

D. A. Skoog, D. M. West and F. J. Holler, “Fundamentos de Química Analítica”,

-

Volúmenes 1 y 2, Ed. Reverté, 1997.

D. C. Harris. “Análisis Químico Cuantitativo”, 2da. Edición. Editorial Reverté S. A., 2001.

-

D. A. Skoog, D. M. West, F. J. Holler, S. R. Crouch, “Química Analítica”, 7ma. Edición, McGraw –Hill, 2003.

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James S. Fritz and George H. Schenk, “Quantitative Analytical Chemistry”, 3rd. Ed., Allyn and Bacon, Inc., 1976.

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J. N. Butler, "Ionic Equilibrium, a Mathematical Approach", Addison-Wesley (1964).

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J. N. Butler, "Cálculos de pH y Solubilidad", Fondo Educativo Interamericano (1968).

-

I. M. Kolthoff and E. B. Sandell,

"Análisis Químico Cuantitativo", Nigar

(1976). -

D. Skoog and D. West, "Introducción a la Química Analítica", Reverté (1969).

-

D. Skoog and D. West, "Fundamentos de Química Analítica", Vol 1 y 2, Reverté (1983).

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J. A. Hammerly, “Curso de Química Analítica”, Ateneo (1984).

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H. A. Laitinen, “Chemical Analysis”, Mc Graw-Hill (1975).

-

V. N. Alexáiev, “Análisis Cuantitativo", Mir (1976).

-

Skoog-Leary, “Análisis Instrumental” cuarta edición, Mc Graw-Hill (1996).

7

QUIMICA ANALÍTICA E INSTRUMENTAL (2211) CRONOGRAMA DE ACTIVIDADES 2012 Martes y Miércoles 14-18 hs Sem

Días

1

13/3

2

20/3

3

27/3

Viernes8,3012,30hs

Tema de Teoría

Problemas

(1-2) General. Acido-base 1-2 (2) Acido-base 2 (3) Solubilidad

Laboratorios

Parciales

Acido-base Problemas 1.- Volumetría Acido Base 23/3 2.-Volumetría por

2-3 (3) Solubilidad

3

4

3/4

5

10/4

6

17/4

7

24/4

8

1/5

9

8/5

9

15/5

10

22/5

11

29/5

12

5/6

13

12/6

9

14

19/6

Jueves y Viernes Recuperatorios de parciales

precipitación 30/3 Viernes 6/4 Feriado Semana Santa

(4) Redox

1º Parcial Temas 1,2,3 Viernes 13/4

4 (4-5) Redox-Complejos 4-5

3.- Volumetría de Oxido-reducción 27/4

(5) Complejos 5 Marte 1/5 Feriado Complejos

4.- Volumetría por formación de complejos 4/5

(6) Espect. UV-vis. IR

2º Parcial Temas 4,5 Viernes 11/5

5-6 (6) Espectro UV-Vis. IR 6 (7) Fluorescencia

5.- Espectrofoto 18/5. Miércoles 25 feriado 7-

7 (7) Fluorescencia (8) Cromatografía

7-8

(9) Radioquímica 9 (9) Radioquímica

6.- Determinac. por Fluorescenc. Infrarojo

3º Parcial Temas 6,7 Lunes 4/6

8- Cromatograf. 9-HPLC Problemas de aplicación

8

4º Parcial Temas 8,9 Martes 19/6

TRABAJOS PRACTICOS DE LABORATORIO Trabajo Práctico Nº 1: Patrones ácido-base. Estandarización. Volumetría. Errores. Experiencia 1.Titulación de ácido clorhídrico con carbonato de sodio. Experiencia 2. Determinación de la alcalinidad en aguas naturales y de consumo humano. Trabajo Práctico Nº 2: Volumetría de precipitación. Método de análisis de halogenuros. Experiencia 1. Determinación de cloruros por el método de Mohr. Experiencia 2. Determinación de cloruros por el método de Volhard. Trabajo Práctico Nº 3: Volumetría redox. Experiencia 1. Agentes oxidantes: Determinación de Fe +2 con K2Cr2O7 ; Experiencia 2. Agentes reductores. Valoración de Na 2S2O3 con I- generado "in situ". Trabajo Práctico Nº 4: Volumetría de complejos. Valoraciones con EDTA. Determinación de la dureza en aguas. Indicadores metalocrómicos. Trabajo Práctico Nº 5:

Espectrofotometría. Ley de Lambert-Beer. Zona óptima de

absorción. Verificación experimental de la Ley de Lambert-Beer: Espectro de absorción de soluciones de KMnO4. Curvas de trabajo. Trabajo Práctico Nº 6: Fluorescencia. “Determinación del contenido de Quinina en una bebida gaseosa". Trabajo Práctico Nº 7: ESPECTROSCOPÍA INFRAROJO Trabajo Práctico Nº 8 CROMATOGRAFÍA GASEOSA Trabajo Práctico Nº 9 CROMATOGRAFÍA LÍQUIDA DE ALTA EFICACIA Trabajo Práctico No 10 Radioinmunoanálisis

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Trabajos Prácticos de Problemas

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QUÍMICA ANALÍTICA E INSTRUMENTAL (2211) SERIE DE PROBLEMAS Nº 1 Tema: Guía de Repaso. Nomenclatura Química- Soluciones. 1. Escribir la fórmula correcta de los siguientes compuestos: a) Cloruro de bario i) Pentóxido de dinitrógeno b) Hidróxido de potasio j) Tetracloruro de carbono c) Nitrato de manganeso (II) k) Acido brómico d) Oxido de litio l) Carbonato ácido de Cadmio e) Sulfito de hierro (III) m) Fosfato monoácido de cobre (II) f) Carbonato estannoso n) Acetato férrico g) Sulfuro ácido de potasio ñ) Trifluoruro de fósforo h) Fosfato monoácido de amonio o) Acido clorhídrico 2. Escribir el nombre correcto de los siguientes compuestos: a) CaCO3 b) Cu2O c) Sn3(PO4)2 d) LiBrO4 e) CuO f) Fe(C2H3O2)2 g) Hg2SO3 h) Hg(NO2)2 i) SnCl4 j) Fe2O3 k) Bi(OH)SO4 l) HClO4 m) NH4I n) HNO3 o) P2O5 3. Tenemos una disolución 0,693 M en HCl. Para una determinada reacción necesitamos 0,0525 moles de HCl. ¿Qué volumen de solución debemos tomar? 4. En 35 g de agua se disuelven 5 g de HCl. La densidad de la solución a 20 ºC es de 1,060 g/ml. Hallar la concentración de la solución en: a) % P/P; b) g/l; c) moles/l. 5. Se tiene una solución que contiene 410,3 g de H 2SO4 por litro de solución a 20 ºC. Si la densidad es igual a 1,243 g/ml, calcule la molaridad, la molalidad y la normalidad. 6. Indique como prepararía 500 ml de una solución al 2 % P/V de NaCl. 7. Como prepararía 0.250 lt de solución 0,1 M de CuSO 4.7H2O ? 8. Describa como se prepara 1 lt de solución de HCl 0,646 M a partir de una solución 2 M del mismo ácido. 9. Se tienen 505 ml de HCl 0,125 M y se desean diluir a 0,1 M. ¿Que cantidad de agua se debe agregar?

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QUIMICA ANALITICA E INSTRUMENTAL (2211) SERIE DE PROBLEMAS N° 2 Temas: Equilibrio ácido-base. pH. Soluciones reguladoras. Capacidad Buffer. Valoraciones ácido-base. 1. Calcule el pH de una disolución 0,05 M en HCl. 2. Calcule el pH y el pOH de una solución 1,00 x 10 -8 M en HClO4. 3. Calcule la concentración de OH- y H+ en una solución de HAc de pH = 5,25. 4. Calcule el valor de la Kb del NH4OH, si el pKb es 4,75. 5. Calcule la concentración de H+ ,OH- , pH y pOH de una solución 0,01 M en NH 4OH. (Kb = 1,8 x 10-5). 6. Calcule el pH de una disolución 0,05 M en NaCl. 7. Calcule el pH y pOH de una solución acuosa de NH 4Cl 0.1 M (Kb =1,8 x10-5). 8. Calcule el pH de una solución acuosa de NaAc 0,1 M.( K a = 1,75 x 10-5). 9. Calcular el pH que resulta cuando se mezclan 500 ml de HAc 0,1 M con 500 ml de NaAc 0.1 M. Calcular la variación de pH que se produce si a esta solución se le agrega: a) 10 ml de Na(OH) 1 M b) 10 ml de HCl 1,5 M 10. Qué indicadores se podrían usar, teniendo en cuenta el intervalo de viraje del indicador, en las siguientes titulaciones con soluciones 0,1 M. a) HCl con Na(OH) b) HAc con Na(OH) pKa = 4,75, c) NH3 con HCl pKb = 4,75 11. Cualquier titulación ácido-base puede estudiarse punto a punto construyendo las curvas de titulación? Cómo se construye una curva? Se titula 20,00 ml de una solución de HCl 0,1 M con solución de Na(OH) 0,1 M. Calcule el pH de la solución al 0%, 50%, 75%; 100%; 125% y 150% de la titulación. Grafique la curva de titulación correspondiente. 12. Una disolución de HCl fué valorada contra 0,1750 g de Na 2CO3 puro. Exactamente 47,00 ml del ácido fueron añadidos sobre el carbonato y la disolución hervida para separar el CO2. El exceso de ácido fue valorado por retroceso con 2,12 ml de Na(OH) 0,01740 M al punto final del Verde de Bromocresol. Cuál es la normalidad del ácido? 13. Una muestra de vinagre de 50,0 ml ( = 1,06 g/ml), fue diluida a 250 ml y una alícuota de 25,0 ml valorada con Na(OH) 0,136 N a un punto final de Fenolftaleína? Si 12

se requieren 28,1 ml de base, indique el % P/P y P/V de ácido acético en la muestra. 14. Una muestra de 100 ml de un agua natural valorada con el indicador Naranja de Metilo (He), consume 31,2 ml de HCl 0,0136 N. Otra muestra similar consume 11,80 ml del ácido para alcanzar el punto final de Fenolftaleína (Fe). Calcular en mg/l ó ppm, la concentración de CO3= y HCO3- en el agua. PROBLEMAS PROPUESTOS 1. Calcule el pH al 0; 50; 100 y 150% de la titulación de HAc 0,1 M con Na(OH) 0,1 M. 2. a) Discuta el concepto de capacidad buffer. b) Esquematice la curva de  vs. pH y relaciónela con la de pH vs. Volumen de titulante para: I) HCl con Na(OH) II) HAc con Na(OH) 3. Un amortiguador a base de fosfatos se prepara disolviendo 28.4 g de Na 2HPO4 y 12.0 g de NaH2PO4 en 1.00 litro de solución. a) Calcule el pH del amortiguador; b) Calcule el pH de la solución que resulta después de agregar 5 mmoles de HCl a 1 litro del amortiguador anterior. Las constantes de acidez del ácido fosfórico son: K a1 = 7.5 x 10-3; Ka2 = 6,2 x 10-8 y Ka3 = 4,8 x 10-13. 4. Calcule el pH y pOH de una solución de Li(OH) 4,0 x 10 -8 M. 5. Calcule la concentración de H +, OH- , pH y pOH de una solución de HF 1 x 10 -3 M. (Ka = 6,8 x 10-4). 6. Se analiza una serie de muestras de agua que pueden contener uno o más de los siguientes compuestos: Na2CO3 ; NaHCO3 ; Na(OH). Fueron valoradas alícuotas de 100 ml con HCl 0,100 M, gastándose los siguientes volúmenes de ácido en cada caso para alcanzar los puntos finales de fenolftaleína y heliantina. a) 27,3 ml y 30,7 ml. b) 0 ml y 18,1 ml. c) 4,60 ml y 12,2 ml. d) 27,1 ml y 27,1 ml. e) 15,1 ml y 30,2 ml. I) A qué se debe la alcalinidad del agua en cada caso? II) Esquematice la curva que espera obtener en cada caso.

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Algunos Indicadores ácido-base Indicador

Cambio de color al aumentar el pH

Rango de pH

Acido Pícrico

Incoloro a Amarillo

0.1 – 0.8

Azul de Timol

Rojo a Amarillo

1.2 – 2.8

Incoloro a Amarillo

2.0 – 4.0

Amarillo de Metilo

Rojo a Amarillo

2.9 – 4.0

Azul de Bromofenol

Amarillo a Azul

3.0 – 4.6

Anaranjado de Metilo

Rojo a Amarillo

3.1 – 4.4

Azul de Bromocresol

Amarillo a Azul

3.8 – 5.4

Rojo de Metilo

Rojo a Amarillo

4.2 – 6.2

Rojo a Azul

5.0 – 8.0

Púrpura a Verde

4.8 – 5.4

p-Nitrofenol

Incoloro a Amarillo

5.6 – 7.6

Púrpura de Bromocresol

Amarillo a Púrpura

5.2 – 6.8

Azul de Bromotimol

Amarillo a Azul

6.0 – 7.6

Rojo Neutro

Rojo a Amarillo

6.8 – 8.0

Rojo de Fenol

Amarillo a Rojo

6.8 – 8.4

p-α-Naftolftaleína

Amarillo a Azul

7.0 – 9.0

Fenolftaleína

Incoloro a Rojo Violáceo

8.0 – 9.6

Timolftaleína

Incoloro a Azul

9.3 – 9.6

Amarillo R de alizarina

Amarillo a Violeta

10.1 – 12.0

1,3,5-Trinitrobenceno

Incoloro a Anaranjado

12.0 – 14.0

2,6-Dinitrofenol

Tornasol Púrpura de Metilo

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QUIMICA ANALITICA E INSTRUMENTAL (2211) SERIE DE PROBLEMAS N°3 Temas: Solubilidad y separación por precipitación. Volumetría de precipitación. 1. Calcule las constantes Kps de las siguientes sales a partir de sus solubilidades: a) AgI 0.00235 mg/l. b) Mg(OH)2 0.000793 g/100 ml. c) Ag2C2O4 3.28 mg/100 ml. d) Ag2CrO4 0.03 g/l. 2. A partir de las Kps calcular las solubilidades, despreciando los efectos de hidrólisis: a) PbSO4 en mg/200 ml Kps = 2.00 x 10-8. b) CaF2 en g/250 ml Kps = 4.0 x 10-11. c) Cu(IO3)2 en mg/100 ml Kps = 1.00 x 10-7. d) AgI en mg/l Kps = 1.5 x 10-16. 3. Calcular la solubilidad, despreciando todo efecto de hidrólisis de: a) SrSO4 con K2SO4 10-2 M Kps SrSO4 = 3 x 10-7 b) MgF2 con NaF 10-1 M Kps MgF2 = 7 x 10-9 -3 c) Ag2C2O4 con AgNO3 2 x 10 M Kps Ag2C2O4 = 5 x 10-12 d) Fe(OH)3 con K(OH) 0.2 M Kps Fe(OH)3 = 1 x 10-36 4. Calcular la solubilidad de: a) CaF2 en agua pura b) CaF2 en una solución de HCl de pH = 2. Kps CaF2 = 4 x 10-11. Ka (HF) = 7,2 x 10-4. 5. Se agrega 0.01 mg de NaCl a 200 ml de una solución 2 x 10 -5 M de AgNO3. Indique si se forma o nó un precipitado de AgCl. 6. Se mezcla 50.0 ml de AgNO3 0.10 M con 50.0 ml de KIO3 0.10 N. a) ¿Cuántos mg de Ag+ permanecen sin precipitar? b) ¿Qué concentración de IO3 - reducirá la [Ag+] a 0.1 mg/100 ml? Kps AgIO3 = 3 x 10-8. 7. Calcular la N de una solución de AgNO 3 de la que se consume 39.8 ml para reaccionar con 0.1497 g de NaCl puro. 8. a) Explique en qué consiste el método de Mohr para la titulación de soluciones de Haluros. b) ¿Cómo detecta el punto final? c) ¿Qué entiende por error de titulación empleando el método de Mohr? d)Una alícuota de 50 ml de AgNO 3 0.05 M fué agregada a una muestra de 0.410 g de KBr impuro. La valoración del exceso de Ag requirió 7.50 ml de KSCN 0.060 N. Calcular el % de KBr en la muestra. 9. Calcule pCl- en función del volumen de AgNO 3 agregado cuando se titulan 50.0 ml de 15

solución de NaCl 0.1 M con AgNO3 0.1 M. Grafique la curva en papel milimetrado y marque el punto final de la titulación de Mohr. 10. Con 250 ml de agua corriente se obtiene un precipitado calcinado de óxido de calcio que pesa 0.0476 g. Calcular el contenido de calcio en el agua en ppm (miligramos por litro) de carbonato de calcio. PROBLEMAS PROPUESTOS 1. a) Escriba el Kps para una sal general CnAm siendo C el catión y A el anión. b) Calcule el Kps del TlBr a 25 oC. Dato: solubilidad 0,0523 g% de solución. c) Calcule la solubilidad del AgCl en solución acuosa siendo su Kps=1x10 -10 d) El Kps del CaF2 es 4,0x10-11 a 25 oC. Calcule la solubilidad del CaF2 en moles/litro y en g/litro a la misma temperatura. e) Siendo la solubilidad del Ca3(PO4)2 en agua a 20 oC 1,15x10-7 M calcule el Kps respectivo. 2. -Determine la solubilidad del AgCl en una solución de NaCl 1.0x10 -2 M. Dato Kps AgCl =1x10-10. 3. El Kps del PbBr2 es 9,0x10-6 . a) determine la solubilidad molar del PbBr 2 en agua b) determine la solubilidad molar del PbBr 2 en una solución 0,30N de BaBr2 c) lo mismo pero con una solución 0,30 M de Pb(NO 3)2 4. Se mezcla 50 ml de una solución que contiene 3,0 x 10 -5 moles de BaCl2 por litro con 100 ml de otra solución que contiene 4,5 x 10 -3 moles de Na2SO4 por litro. Calcular la fracción de bario que precipita como BaSO 4. Kps (BaSO4) = 1,1 x 10-10. 5. Qué masa de Ba(IO3)2 permanece sin precipitar cuando se mezcla 100 ml de BaCl 2 0.10 M con 300 ml de KIO3 0.10 M?. Kps Ba(IO3)2 = 1,7x10-9 6. A una disolución que contiene Ag+ 0,05 M y Pb2+ 0,025 M se añade NaCl. a)¿Cuál es el primer compuesto que precipita? b) ¿Cuál es la concentración del catión que precipitó primero cuando comience a hacerlo el segundo? Kps PbCl2= 2,4x10-4 (25 oC), Kps AgCl= 1,5x10-10 (25 oC) 7. A 250 mL de una disolución 0,125 M de Na2SO4 se le añaden 250 mL de otra solución 0,250 M de BaCl2. Calcule la concentración final de los iones Na + , Cl- , SO42- y Ba2+ y prediga si precipita BaSO4 en la solución formada. Kps BaSO4= 9,2x10-11 8. Se prepara una solución patrón de AgNO 3 diluyendo 4.875 g de la sal hasta 1 litro. Se desea utilizar esta solución para la valoración de muestras solubles de Cl -. Expresar su concentración en: a) Normalidad; b) Título, como mg Cl -/ml; c) Título, como mg NaCl/ml. 9. 50 ml de una solución de K 2CrO4 se titulan con 10 ml de AgNO 3 0.1000 M. Calcular el pAg en el punto de equivalencia. pAg = - log [Ag+] Kps Ag2CrO4 = 2.9 x 10-12 16

10. Cuantos gramos de BaCl 2 contienen 250mL de solución, si después de agregar a 25 mL de la misma 40 mL de solución de AgNO 3 0,1020N para la titilación por retroceso se ha consumido 15mL de solución de NH4SCN 0,098N 11. De una muestra impura de 0.6980 g de un compuesto de Mg soluble en ácido, se obtuvo un precipitado de Pirofosfato Magnésico (Mg 2P2O7) que pesó 0.4961 g. Calcule el contenido de Mg en la muestra como % de óxido de magnesio.

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QUIMICA ANALITICA E INSTRUMENTAL (2211) SERIE DE PROBLEMAS Nº 4 Tema: Oxido reducción 1. a) Qué se entiende por oxidación, y qué por reducción? b) Qué son agentes reductores y oxidantes? Dé ejemplos. c) Un método que se utiliza en el balance de las reacciones de óxido reducción es el del ión-electrón. En qué se fundamenta? Indique las reglas arbitrarias para establecer los Estados de Oxidación. d) Cuáles son las reglas que se aplican para ajustar o balancear las reacciones redox por el método del ión-electrón? 2. Agentes oxidantes. Ajuste por el método del ión-electrón las siguientes reacciones redox: a) MnO4K + Fe (OH)2 + H2O  MnO2 + Fe(OH)3 + KOH b) K2Cr2O7 + H2SO4 + Fe SO4  Cr2(SO4)3 + Fe2 (SO4)3 + K2SO4 + H2O c) H2O2 + HI  H2O + I2 d) HNO3 (dil) + Cu  Cu (NO3)2 + NO + H2O 3. Agentes reductores. Ajuste por el método del ión-electrón las siguientes reacciones de óxido-reducción: a) KMnO4 + H2O2 + H2SO4  MnSO4 + K2SO4 + H2O + O2 b) H2S + FeCl3  S + FeCl2 + HCl c) Na2S2O3 + I2  Na2S4O6 + NaI d) SnCl2 + FeCl3  SnCl4 + FeCl2 4. Soluciones normales. Cómo define el peso equivalente de los oxidantes y los reductores? Calcular el peso equivalente de todos los oxidantes del problema anterior. 5. a) Cuál es el peso equivalente de KMnO 4 en medio ácido y en medio alcalino? b) Cuántos g de K2Cr2O7 se necesitan para preparar 500 ml de una solución 0,5 N de esta sal en medio ácido? c) Cuántos litros de O2 en condiciones normales de presión y temperatura se forman cuando reaccionan 25 g de H2O2 en medio ácido, con exceso de KMnO4. Cuántos equivalentes redox de H2O2 y KMnO4 reaccionan? 6. Cuántos ml de KMnO4 0,5 N en medio ácido, son necesarios para reaccionar con 5 ml de solución 0,2 N de FeCl2. 7. Para la siguiente reacción generalizada, reversible, de una hemipila: a A + b B + ... + ne-  c C + d D + ... a) Escriba una ecuación que vincule el potencial de este proceso electrónico, con la concentración de reactivos y productos. 18

b) Exprese claramente de qué depende dicho potencial. 8. Aplique la ecuación de Nernst a los siguientes sistemas: a) Zn+2 + 2e-  Zn b) Fe+3 + 1e-  Fe+2 c) 2H+ + 2e-  H2 d) Cr2O7= + 14H+ + 6e-  2 Cr+3 + 7H2O e) AgCl + 1e-  Ag + Cl9. Qué entiende por: a) potencial normal del electrodo?; b) puente salino?; c) Condiciones estándar?; d) Tabla de potenciales redox? e ) Cuánto vale el E de una pila cuando alcanza su estado de equilibrio ? 10. Calcular la constante de equilibrio de la reacción: Br2 + 2 Fe+2  2 Br- + 2 Fe+3 conociendo que los potenciales normales de reducción de cada hemireacción son: Br2 + 2e-  2 BrEº = 1,065 V +3 +2 Fe + 1e-  Fe Eº = 0,77 V 11. Calcular la constante del producto de solubilidad de yoduro de cobre (I), CuI (s)  Cu+ + Idada la siguiente información: Cu+2 + e-  Cu+; Eº = + 0,153 V +2 Cu + I- + e-  CuI (s) Eº = + 0,86 V 12. a) Un volumen de 30 ml de FeCl 3 0.1 M se titula con CrCl 2 0.08 M siendo ambas soluciones 0,1 M en HCl. Calcule el potencial de un electrodo indicador de Pt después de agregar: 20, 30, 37, 37.5, 38, 45, 60 y 75 ml del titulante. b) Grafique la curva de titulación. Datos: Eºf(Fe+3/Fe+2)=  0.68 V Eof (Cr+3/Cr+2) =  0,384 V Problemas Propuestos 1 . Se valora una solución de permanganato frente a 0,200 g de As 2O3 puro. Como es insoluble, previamente se debe realizar su disolución según : As2O3 + 2 OH  2 AsO2- + H2O Luego se acidifica para tener la especie HAsO 2, que consume 38,10 ml de KMnO 4. Cuál es la normalidad y molaridad de la solución? 2 . Una muestra de 0,814 g de un mineral de estibnita se descompone en ácido, y el Sb3+ se oxida al estado Sb 5+ con 40,0 ml de KMnO 4 0,119 N. El exceso de KMnO 4 se valora por retroceso con 3,82 ml de una solución estándar de Fe 2+ 0,0861 N. Calcular el % de Sb2S3 en la muestra. 3 . Cúal es el potencial de la hemirreacción de: a) un electrodo de Cd en una solución 19

0,0100 M en iones Cd+2?; b) Un electrodo de Ni en una solución 0,712 M en iones Ni+2? 4 . El potencial normal del par: MnO4- + 8H+ + 5e-  Mn+2 + 4 OH2 Eº = +1,51 V. Cuál es el valor de dicho potencial si las actividades de las sustancias son 0,1 ?. A qué atribuye la variación del potencial?. Dicha variación puede generalizarse? 5 . Una muestra de 0,661 g que contiene BaCl 2.2H2O fué disuelta y el Ba +2 se precipita como BaCrO4. Después de la filtración y el lavado, el precipitado fue disuelto en ácido y el Cr2O7= formado en este proceso, es reducido por la adición de un exceso de KI. El yodo (I2) liberado es reducido con 37,5 ml de Na2S2O3 0.121 N. ¿Cuál es el % de BaCl2.2H2O en la muestra? 6 . Una sal ferrosa, cuya concentración es 0,1 M y que está disuelta en medio ácido, se titula con una solución 0,1 M de ión cérico (Ce +4). Calcular el potencial de un electrodo inerte en la solución a diferentes intervalos durante la titulación.

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QUIMICA ANALITICA E INSTRUMENTAL (2211) SERIE DE PROBLEMAS N° 5 Tema: Métodos analíticos basados en las reacciones de formación de complejos. 1. Nombre según IUPAC los siguientes complejos: a) [Co(NH3)6] Cl3 b) [Ag(NH3)2]+ c) [Co(NH3)3(NO2)3] d) [PtCl6]-2 e) [Fe(CN)6] K3 2. Si M es el ión central y L un ligante, exprese con equilibrios la relación que existe entre las constantes de formación intermedias, sucesivas o por etapas con las constantes de formación absolutas globales. Suponga un índice de coordinación igual a 3. 3. Dé ejemplos de agentes acomplejantes utilizados en química analítica, donde se ponga de manifiesto el carácter mono ; di; tetra y hexadentado del ligante. 4. a) Determine a pH = 10, las especies de EDTA que predominan, informando sus %. H4Y  H+ + H3YK1 = 1,00 x 10-2 H3Y-  H+ + H2Y= K2 = 2,16 x 10-3 H2Y=  H+ + HY-3

K3 = 6,92 x 10-7

HY-3  H+ + Y-4 K4 = 5,50 x 10-11 b) Considerando la valoración a pH = 10 del metal M +2 según: K MY-2 = 5,01 x 1010 M+2 + Y+4  MY-2 y que: Y-4 es el 35,5% del EDTA total sin reaccionar HY-3 es el 64,5% del EDTA total sin reaccionar Calcule el pM en el punto equivalente de la valoración de 50,00 ml del ión M +2 0,01 M con solución 0,01 de YH 2Na2. 5. a) El ojo humano percibe cambios de color en los indicadores metalocrómicos cuando la relación MIn / HIn-2 = 1 / 10 . En la valoración del metal M +2 del problema anterior, se sabe que : M+2 + HIn=  MIn- + H+ K = 7,08 x 10-7 Calcule a pH = 10, el pM del punto final y compare este valor con el del problema 4. b) El error de titulación debido al viraje del indicador, es por exceso o por defecto? 6. Las titulaciones de Ca+2 y/o Mg+2 con EDTA suelen realizarse con una solución reguladora de NH3/NH4Cl a pH = 10 ± 0,1, que además contiene cantidades 21

equimolares de Mg +2 y EDTA (0,01 M). Porqué? Cómo prepararía 250 ml de este buffer a partir de NH4Cl; NH4(OH); MgSO4.7 H2O y Na2H2C10H12O8N2. 2 H2O? 7. Se prepara un patrón de CaCl 2 disolviendo 0,200 g de CaCO 3 en HCl y antes de enrasar a 250 ml se expulsó el CO 2 por ebullición. Una alícuota de 25,0 ml de CaCl 2 se usa para titular EDTA a pH = 10 y se gastan del acomplejante 22,62 ml. Calcule la molaridad del EDTA. 8. Una alícuota de 50,0 ml de agua dura requirió 19,80 ml de la disolución de EDTA del problema anterior. Expresar la dureza del agua en partes por millón de CaCO 3. 9. Una muestra que pesa 0.9278 g contiene CaCO 3. Se disolvió en 250 ml HCl y se calientó para eliminar el CO2. Una alícuota de 50 ml fue titulada con una solución de EDTA 0.01 M a pH = 10, gastándose 15 ml en el punto final de NET. Calcule el porcentaje de CaCO3 presente en la muestra. 10. Discuta con equilibrios el fundamento de: a) Determinación directa de Mg+2. b) Determinación de Ca+2 por sustitución. c) Determinación de Ca+2 y Mg+2 juntos. d) Determinación de Ca+2 por retroceso. e) Determinación indirecta de Mg +2. 11. Una muestra de 0,8682 g de un mineral que contiene Ca +2 y Mg+2 fue disuelta en 500 ml de agua. Una alícuota de 50 ml fue titulada con EDTA 0,01 M a pH = 10 empleando NET como indicador. El volumen gastado en la titulación fue de 12 ml. Otra alícuota de 50 ml fue titulada con la misma solución de EDTA a pH = 11,5, empleando CALCON como indicador y gastando en la titulación un volumen de 4 ml. Calcule el % de Ca y Mg en la muestra, expresados como carbonato de calcio y carbonato de magnesio.

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QUÍMICA ANALÍTICA E INSTRUMENTAL SERIE DE PROBLEMAS N° 6

CODIGO: 2211

QUÍMICA ANALÍTICA E INSTRUMENTAL SERIE DE PROBLEMAS N° 6

CODIGO: 2211

Tema: Métodos espectrofotométricos de análisis: UV-Visible 1) a) Que región del espectro electromagnético (rango de longitudes de onda) comprende la Espectroscopia UV y cual la Visible? b) Que tipo de transiciones se encuentran involucradas en esta región de energía? c) Realice un diagrama en bloques de un espectrofotómetro, de simple haz y describa c/u de las partes que lo componen y diga que función cumplen d) De que material deben ser las celdas que se utilizan en la zona del UV y en la zona del Visible? 2) a) Qué entiende por curva espectral o espectro de una sustancia? b) Dada la siguiente curva espectral, indique cuál de las longitudes de onda indicadas es la más conveniente para el análisis de la sustancia. J.S.R.

A

 





(nm)

c) Qué entiende por curva de trabajo, cómo la obtiene y para qué sirve? 3) Discuta el error instrumental espectrofotométrico. Considere que la mayoría de los equipos comerciales poseen un error absoluto en las lecturas del %T del 1%. Además, estime en forma aproximada los errores relativos % en Absorbancia, [ A / A] x 100 , de las mediciones : 5 % T ; 35,8 % T ; 95 % T ; suponiendo que los valores verdaderos son 6% T ; 36,8 % T ; 96 % T. 4) La Tabla siguiente da los valores experimentales de la Absorbancia de soluciones de K2Cr2O7 a distintas concentraciones, obtenidas a 425 nm. A C (mol/l)

0,070

0,20x10

0,50 -3

1,23x10

1,0 -3

23

2,40x10

1,25 -3

3,1x10

-3

a) Grafique la curva de trabajo b) Si el espesor de la cubeta es 1 cm, calcule a y . c) Cuál es la concentración en moles/litro de una muestra de K 2Cr2O7 si la absorbancia a 425 nm es de 0,8 (Utilice tanto un procedimiento gráfico como analítico a partir de la pendiente de la curva de trabajo). 5) La sustancia coloreada M tiene un pico de absorción a 405 nm. Una solución de 3,00 mg/l tiene una A=0,842 en una cubeta de 2,5 cm. El PM de la sustancia es de 150 g/mol. a) Calcular a y  de M a 405 nm. b) Qué masa de M hay en 100 ml de una solución que tiene una A=0.760 a 405 nm, cuando es medida en una cubeta de 1 cm? 6) La absortividad molar del ácido benzoico (PM =122,1 g/mol) en metanol a 275 nm es 1950 cm-1M-1. Si se desea usar una absorbancia que no exceda de 1,25, qué valor máximo de concentración en g/l se puede emplear utilizando una celda de 2 cm?. 7) Es necesario determinar 1x10 -6 % de Cu en materiales semiconductores. ¿Qué valor de absortividad mínimo debe tener el compuesto complejo de cobre que se determina por el método espectrofotométrico, si la porción pesa 1 g, el volumen final de la muestra que se determina es de 5 ml, el largo de la cubeta es de 5 cm y el valor mínimo admisible de la absorbancia es de 0,020? 8) Una muestra de 500 mg que contiene un compuesto coloreado X es disuelta y diluida a 500 ml. La absorbancia de una alícuota de ésta solución, medida a 400 nm en una celda de 1,00 cm es 0,900. 10,0 mg de X puro se disuelve en 1 litro del mismo solvente y la absorbancia medida en una celda de 0,10 cm a la misma longitud de onda es 0,300.Cuál es el % de X en la primera muestra? 9) Explique cómo puede aplicarse la Ley de Lambert y Beer para determinar la concentración de los componentes en una mezcla de KMnO 4 y K2Cr2O7 si las curvas espectrales son las siguientes:

A

350

525

 (nm)

10) Se analizó una muestra de dos componentes por espectrofotometría. El compuesto A presenta una banda de absorción máxima a 1 pero no absorbe a 2 (1 es menor 24

que 2). El compuesto B tiene un máximo a  2 y también absorbe a 1. En consecuencia, se realizaron tres curvas de trabajo y mediciones de Absorbancia de la mezcla, de lo que resultan los datos siguientes:    A 1 x b = 2850 l/mol, B 1 x b = 1350 l/mol, B 2 x b = 2500 l/mol A total(1) = 0,444, A total(2) = 0,400 Calcule la concentración molar de los compuestos A y B presentes en la mezcla. Guía: Dibuje primero los espectros de A y B solapados en un gráfico tentativo de Absorbancia en función de la longitud de onda. Luego plantee el sistema de ecuaciones que corresponda. Propuestos 11) El compuesto -caroteno fue extraído de 10 g de hojas verdes y diluido a un volumen final de 250 ml. Una muestra del mismo presentó una absorbancia de 0.3 a una  = 490 nm empleando una celda de 1 cm. Calcular el porcentaje de -caroteno en las hojas, conociendo que 490(-caroteno) = 100.000 M-1 cm-1 y el PM (-caroteno) = 537 g/mol. 12) El Rojo de Metilo, el cual se utiliza como Indicador en titulaciones AcidoBase, en solución acuosa es un “zwitterion”. La forma acida (HMR) de color Rojo y la forma básica (MR-) de color amarillo se encuentran en equilibrio, el cual puede representarse como: HMR H+  OHMR- +H+ Si una solución de rojo de metilo, de pH = 5,45, presenta los siguientes valores de transmitancia: % T(430 nm) = 50% y % T(520nm) = 70 %, calcule las concentraciones de la formas acida y básica del colorante, teniendo en cuenta los siguientes datos: 

(430nm)

M-1 cm-1



(520 nm)

M-1 cm-1

Forma acida

2700

38400

Forma básica

18600

2000

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13) Determinación espectrofotométrica de alcohol en sangre El compuesto nicotinamida-adenin dinucleotido, abreviado NAD, es una coenzima biologica importante que participa en muchas reacciones redox catalizadas por enzimas en el metabolismo celular. Para la forma oxidada de dicho compuesto utilizamos NAD+ y para la forma reducida NADH. A continuación se presenta una tabla con las longitudes de onda donde absorbe cada compuesto y sus correspondientes valores de coeficientes de extinción molar:



(260 nm)

M-1 cm-1



(340 nm)

M-1 cm-1

NAD+

18000

0

NADH

14400

6220

a) En base a la información anterior dibuje los espectros de absorción correspondientes Por lo general, las reacciones redox donde participa NAD son muy lentas, a menos que esten catalizadas, y la enzima que las cataliza tiene una gran selectividad al permitir que solo uno de los componentes de una mezcla compleja interaccione con el sistema NAD a una velocidad apreciable. Por ejemplo la enzima alcohol deshidrogenasa cataliza la siguiente reaccion: CH3CH2OH +

NAD+ == NADH + CH3CHO + H+

Despues de un accidente automobilistico se llevo al laboratorio a un individuo para ealizarle una prueba de alcohol en sangre. El laboratorio tomo una muestra de sangre, por centrifugacion separo el plasma de las celulas y pipeteo 0,20 ml de plasma en un matraz volumetrico. Se adiciono un amortiguador de pH=7 seguido por un gran exceso de NAD+ y un poco de enzima alcohol deshidrogenasa. Despues de unos cuantos minutos, la solucion se diluyo exactamente a 25 ml y se midio la absorbancia a 340 nm en una celda de 1 cm. El valor obtenido fue de 0,986b) Calcule la concentración de alcohol (PM=46,1 gr/mol) en miligramos por 100 ml de plasma sanguineo. Rta: 91 mgr/100ml

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QUÍMICA ANALÍTICA E INSTRUMENTAL (2211) SERIE DE PROBLEMAS Nº 7 Tema 7: IR y Fluorescencia 1) Esquematice un diagrama que muestre en forma simplificada, los niveles de energía de una molécula típica, a) discuta las posibles transiciones como consecuencia de la interacción de la luz con la molécula. b) Que niveles energéticos se encuentran involucrados y que tipo de transiciones se encuentran involucradas en la Absorción en la zona del IR? c) Que región del espectro electromagnético (rango de longitudes de onda y/ rango de números de onda) corresponde al IR? 2) a) Que se representa normalmente en un espectro de Absorción infrarrojo? b) De que material deben ser normalmente, las celdas utilizadas para espectroscopia IR? c) Con que fines se utiliza la espectroscopia IR? 3) Cuantos modos fundamentales de vibración tiene el HCN? Predecir cuales de esos modos serán activos en el IR. 4) En el espectro IR del 1-octeno, identifique y discuta las bandas correspondientes a =C-H Vibración de alargamiento (stretching), C=C Vibración de alargamiento (stretching), =C-H Vibración de flexión (bending)

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5) Dado el espectro IR de un alcohol, identifique y discuta las bandas correspondientes al:-OH Vibración de alargamiento, C-O Vibración de alargamiento C-OH Flexión en el plano, C-OH Flexión fuera del plano. 2-octanol

6) Se tiene el siguiente espectro IR, se desconoce a que compuesto corresponde pero se sabe que podría deberse a: un alcohol, a un aldehído o a una cetona. Teniendo en cuenta: los grupos funcionales presentes en cada uno de los compuestos mencionados y la región en donde estos grupos presentan normalmente sus bandas IR 28

características, identifique a que grupo funcional puede deberse cada banda presente en el espectro IR y discuta a que compuesto podría deberse dicho espectro.

Problemas Propuestos 7)

8)

29

9)

30

31

Fluorescencia 10) Explique, a través de un grafico de diagrama de energía simplificado, como se produce el fenómeno de excitación y el de emisión fluorescente de una molécula 11) Dibuje un diagrama en bloques de un espectrofluorometro. Que diferencias fundamentales existen con un espectrofotómetro de Absorción? Que característica tienen las celdas que se utilizan para fluorescencia y de que material deben ser? Que técnica presenta mayor sensibilidad para una determinación cuantitativa: la espectroscopia de Absorción o la de fluorescencia? 12) a) Explicar la diferencia entre un espectro de emisión fluorescente y un espectro de excitación fluorescente. Cual se parece mas a un espectro de absorción? b) Como se obtiene, instrumentalmente, cada uno de ellos? c) Dibuje un espectro de excitación, seleccione una longitud de onda adecuada para la excitación y dibuje un espectro de emisión para un compuesto hipotético. 13) La intensidad de fluorescencia de una muestra puede ser proporcional a la concentración de la sustancia fluorescente o bien proporcional a la intensidad de la lámpara del instrumento. a) Explique en que casos, es decir en que condiciones experimentales, se da cada una de las dos situaciones mencionadas? b) Que situación es la requerida en caso de realizarse un análisis cuantitativo? 14) La forma reducida del dinucleótido adenina nicotinamida (NADH) es una coenzima altamente fluorescente. Tiene un máximo de absorción a 340 nm y un máximo de emisión a 465 nm. Una serie de soluciones estándar de NADH dieron las siguientes intensidades de fluorescencia: Conc. De NADH mol/l 0.100 0.200 0.300 0.400 0.500 0.600 0.700

If 2.24 4,52 6,63 9,01 10.94 13.71 15.49

a) Construya la curva de calibración para el NADH b) Una solución problema que contiene la mencionada coenzima, presenta una I f de 12.16. Calcular la concentración de NADH? 15) La quinina es una sustancia fluorescente que podemos encontrar presente en las gaseosas, en particular en el agua tónica. Se desea determinar el contenido de quinina en una gaseosa, para lo cual se procedió experimentalmente del siguiente modo: Se preparo una curva de calibración de intensidad de fluorescencia, I f , a 450 nm vs. 32

Concentración de Quinina con 5 soluciones de sulfato de quinina de concentración conocida. Dichas soluciones se prepararon diluyendo distintos volúmenes (V x) de una solución stock de sulfato de quinina que contiene 15 ppm hasta 10 ml; según se muestra en la siguiente tabla: Vx (ml) If (u.a)

0.2 18,5

0.4 37.0

0.6 50.6

0.8 61.8

1.0 68.5

Cual es el contenido de Quinina de una bebida gaseosa, cuya intensidad de fluorescencia, determinada en idénticas condiciones, es de 46.

33

QUÍMICA ANALÍTICA E INSTRUMENTAL CODIGO: 2211 SERIE DE PROBLEMAS de REPASO Tema: Espectrofotometría UV-Visible, IR Y FLUORESCENCIA 1) Diga cual o cuales de los siguientes enunciados son verdaderos: a) La absorción en la zona del IR involucra transiciones electrónicas b) La fosforescencia es un proceso que se produce desde un estado excitado singlete al estado fundamental c) La espectroscopia UV_Visible sirve para identificar compuestos d) La fluorescencia es un proceso que se produce desde un estado excitado singlete al estado fundamental e) La espectroscopia IR sirve para identificar compuestos f) La intensidad de fluorescencia (If) es proporcional a la concentración en cualquier condición g) La determinación de la absorbancia es un medida directa h) Los procesos de conversión interna, relajación vibracional y cruzamiento entre sistemas son radiativos. 2) El indicador acido/base HIn experimenta la siguiente reacción en solución acuosa diluida: HIn (color 1)== H + + In-( color 2). Se obtuvieron los siguientes datos de absorbancia para una disolución 5,00 x 10 -4 M de HIn en NaOH 0,1 M y HCl 0,1 M. Las medidas se hicieron a la longitud de onda de 484 nm y 625 nm con cubetas de 1,00 cm: 0,1 M NaOH: A485 = 0,052 A625 = 0,823; 0,1 M HCI: A485 = 0,454 A625 = 0,176. En la disolución de NaOH, básicamente todo el indicador estaba presente como In -; en la disolución ácida, estaba todo en forma de HIn. (a) Calcular las absortividades molares para In- y HIn a 485 y 625 nm. Rta: a 485 nm: In = 104;  HIn= 908 a 625 nm: In = 1646;  HIn= 352 (b) Calcular la constante de disociación para el indicador si un buffer de pH 5,00 que contiene una pequeña cantidad de indicador presenta una absorbancia de 0,472 a 485 34

nm y 0,351 a 625 nm (cubetas de 1,00 cm), K= 2.07 x 10 -6 (c) Cual es el pH de una disolución que contiene una pequeña cantidad del indicador y que presenta una absorbancia de 0,530 a 485 nm y 0,216 a 635 nm (cubetas de 1,00 cm)? Rta: 3.735 3) Los siguientes volúmenes: 0.00, 4.00, 8.00 y 12.00 ml de una solución que contenía 1.10 ppm de Zn+2 se pipetearon en embudos de decantación conteniendo cada uno 5.00 ml de una solución de Zn+2 desconocida. Cada uno de ellos fue extraído con tres alícuotas de CCl4 que contenia un exceso de 8-hidroxiquinoleina. Los extractos se diluyeron a 25 ml y se midió la fluorescencia con un fluorometro. Los resultados fueron: ml de Zn+2 est

If

0.00

6.12

4.00

11.16

8.00

15.68

12.00

20.64

a) Representar los datos b) calcular la concentración de Zn +2 en la muestra 4) Se muestran en la figura dos espectros de IR. Uno se corresponde al espectro del ciclohexano, y el otro con el ciclohexeno. Identifique razonadamente cada IR con su compuesto y asigne a que se deben las bandas mas importantes.

35

36

QUÍMICA ANALÍTICA E INSTRUMENTAL (2211) SERIE DE PROBLEMAS Nº 8 Cromatografía 1) a) Que entiende por Cromatografía?; Fase estacionaria y Fase móvil? b) Que tipo de interacción o clases de equilibrios pueden estar involucrados en los procesos cromatográficos? c) mencione los dos tipos más importantes de cromatografía en columna y diga cual es la fase móvil y cual la estacionaria en c/u de ellas. 2) Cuales son los parámetros fundamentales en cromatografía que le permiten: a) Identificar un compuesto y b) Cuantificar la cantidad de dicho compuesto. c) Dibuje un cromatograma y muestre dichos parámetros para un compuesto hipotético. 3) En un cromatógrafo de gases, se inyecta una mezcla de benceno, tolueno y metano. El metano da un pico intenso a los 42 seg., mientras que el benceno se eluye a 251 seg. y el tolueno a 333 seg. Hallar: a) el factor de capacidad de cada soluto y b) el o los (¿?) factores de selectividad () o retención relativa de los dos solutos. c) Para que sirven estos factores? 4) a) Esquematice en un diagrama en bloques, un cromatógrafo de gases (GL). b) Describa la función principal de cada componente. c) Que condición de temperatura debe reunir el “block” de inyección, respecto a la muestra a inyectar? d) Cuales son las diferencias fundamentales entre un cromatógrafo GL y uno de HPLC? 5) A continuación se dan las áreas relativas para los cinco picos que corresponden al cromatograma:

obtenidos por cromatografía de gases. También se indican las respuestas relativas del detector para los cinco compuestos. Calcular el porcentaje de cada componente 37

en la mezcla. Compuesto

Area de pico relativa

Respuesta de detector relativa

1 2 3 4 5

27,6 32,4 47,1 40,6 27,3

0,70 0,72 0,75 0,73 0,78

6) En un TP de Laboratorio, se analizo una muestra problema, mezcla de hidrocarburos, por cromatografía G-L y se obtuvo un cromatograma que presenta tres picos, los cuales aparecen a (1) 90 seg, (2) 150 seg y el tercero a los 285 seg. Se sabe que en la mezcla problema pueden estar presentes los siguientes compuestos o alguno de ellos: octano, tolueno, xileno, benceno, por lo cual se realizaron los cromatogramas de c/u de estos hidrocarburos en las mismas condiciones en las que se realizo el de la mezcla. Se obtuvieron los siguientes tiempos de retención (t R) para c/u de ellos: xileno 283 seg; octano 40 seg, tolueno 147 seg; y benceno 88 seg. a) Identifique a que compuesto corresponden c/u de los picos obtenidos en el cromatograma de la muestra problema. b) Asimismo, se deseaba cuantificar el contenido del compuesto que corresponde al pico (2) en la muestra problema; para lo cual se prepararon una serie de soluciones a partir del compuesto puro, cuyas concentraciones y alturas de pico (hp) se detallan a continuación: Concentración (M) hp (cm) 0,939 5,3 1,408 7 1,878 9 2,35 10,5 i) Grafique la curva de calibración correspondiente ii) Cual era la concentración de dicho compuesto en la muestra problema, si la hp (2) en la mezcla era de 6 cm? 7) En que consiste el Método del estandar interno y para que sirve? Se desea realizar un análisis cuantitativo de Clorobenceno (CB) en acetona por CG, utilizando tolueno (T) como estandar interno. Se procede de la siguiente manera: Se preparan 4 soluciones patrones (de 25 ml) conteniendo CB y T en acetona, según la siguiente tabla Patrón Vol. T (ml) Vol CB (ml) [CB] (M) 1 0,6 0,6 2 0,6 0,8 3 0,6 1,2 4 0,6 1,4 Datos: Densidad CB: 1,11 gr/ml, PM CB: 112,56 gr/mol; Densidad T: 0,867 gr/ml, PM T: 92 gr/mol Calcule la concentración de CB en las soluciones patrones 38

Luego de la inyección en el cromatógrafo GL de c/u de los patrones y de la muestra problema, se obtuvieron las áreas de los picos: Patrón Area CB AreaT AreaCB/ AreaT 1 1,14 1,89 2 2,38 0,83 3 8,94 0,85 4 12,67 0,83 Muestra 5,38 problema Con la información disponible, calcule la concentración de CB en la muestra problema. 8) Se analizo una solución proveniente de una muestra de miel por cromatografía HPLC, con detector electroquímico y se obtuvieron los siguientes resultados, ya procesados por el equipo: (A: área) Glucosa: tr: 7,85 min, A: 2022 Fructosa: tr: 8,93 min, A: 2709 Sacarosa: tr: 11,55 min, A: 1700 Calcule el % de Glucosa, fructosa y sacarosa en la solución.

39

Trabajos Prácticos

de Laboratorios

40

Errores de material volumétrico y balanzas Matraces

Buretas

Pipetas doble aforo Balanzas

Volumen(ml) 1000 500 250 100 50 25 50 25 5 2 50 25 10 5

Error absoluto 0.30 0.15 0.10 0.08 0.05 0.03 0.020 0.010 0.005 0.005 0.020 0.015 0.010 0.005 0.0001 g 0.0001 g

41

Error abs. total 0.30 0.15 0.10 0.08 0.05 0.03 0.04 0.02 0.01 0.01 0.04 0.03 0.02 0.01 Pesada simple 0.0001 g Pes. por diferen. 0.0002 g

ESTRUCTURA DEL INFORME Título: Se debe indicar en el encabezado la asignatura, el Nº y Nombre del práctico de laboratorio. Fecha: Se debe indicar la fecha de realización del práctico. Autores: Nombres de los integrantes del grupo o personas que realizaron el análisis. Introducción En esta sección se presentan los objetivos específicos y se describe el tema sobre el que trata la investigación, así como también los conceptos principales que servirán de base en el desarrollo. Por otra parte, el autor incluye todos los datos necesarios para sitiar al lector y hacer más comprensible la lectura del texto; como por ejemplo, por qué se llevó a cabo la investigación y qué se intenta modificar o explicar a través del trabajo. [Error: Reference source not found] ¡NOTA!: Como generalmente la introducción al tema se encuentra incluida en las clases teóricas o en las guías de Trabajos Prácticos, el informe a presentar luego de cada laboratorio tendrá el titulo OBJETIVOS. Desarrollo Esta sección suele dividirse en los siguientes Subtítulos: 1. Parte Experimental: Se nombran las técnicas utilizadas y las condiciones experimentales. Se debe incluir también tipo, marcas, y parámetros de de los equipos utilizados. Similar consideración debe tenerse con los reactivos y muestras, indicando procedencia, pureza, etc. Se debe informar todas las mediciones realizadas (pesos, volúmenes, presión, temperatura, etc.), que se realizaron para realizar el experimento, indicando el error cada una. Se presentan las ecuaciones utilizadas en los cálculos y las ecuaciones químicas involucradas identificándolas con un número. 2.

Resultados y Discusión: Es aquí donde se exponen los datos obtenidos o recolectados. El investigador organizará la información reunida relacionando la bibliografía, valores esperados o introduciendo aquellas referencias que resulten importantes para el análisis [Error: Reference source not found]. Se describen las figuras, gráficos y tablas. Es bueno agregar algún comentario o discusión sobre los resultados, en especial si el práctico consta de varias partes o ítems. Siempre es importante, para el análisis, identificar si se han cometido errores en los procedimientos y su relevancia sobre los resultados obtenidos. Conclusiones Aquí se resumen los datos más importantes que se desarrollaron en el cuerpo del trabajo, sin agregar información nueva. En general, se trata de una sección breve en la que el autor incluye alguna valoración personal del trabajo realizado o sobre el tema tratado, y permite al lector saber cuál es la postura del investigador [Error: Reference source not found]. En esta sección se plantea si se han alcanzado los objetivos y/o las dificultades encontradas. TABLAS: Cuando se tienen muchos datos que deben compararse, a veces es necesario incluir tablas para brindar la información claramente. Las tablas deben identificarse con un título, (y numero si hay varias), para poder ser referenciada en el texto. El titulo de la tabla debe indicar el tipo de información contenida. Las tablas se dividen en columnas (verticales) y filas (horizontales) y se recomienda separar las distintas categorías e indicar las unidades. En la parte inferior y separada de los datos, pueden incluirse algunas referencias, o consideraciones especiales de un dato en particular. Ejemplo Tabla 1: Variación en la concentración de los compuestos NN y P en función de la temperatura. Compuesto Temperatura (ºC) Volumen (mL) Concentración (M) NN 20 22,5 55 42

NN 100 36 P 20 22,5 P 100 30 A1 20 15 1 Reportado por Simpson H.J.,Radiactive Research, 2000, 15, 65

46 36 26 25

FIGURAS o ESQUEMAS: Pueden tener un título o un epígrafe donde se explica el gráfico, como se muestra en le siguiente ejemplo.

Bureta con HCl

Soporte de Bunsen

Erlenmeyer con NaOH

Figura 1: equipo utilizado en la titulación de NaOH con HCl 0,1 M GRÁFICOS: Al igual que las tablas y figuras deben llevar un título y número. A veces se los considera como figuras. Como se ve más abajo, el gráfico debe tener la leyenda en cada uno de los ejes y las unidades correspondientes. En la medida de lo posible se incluirá el error asociado con cada punto. Si se representa más de un juego de datos, se debe incluir una leyenda que indique que puntos pertenecen a cada medición. Alternativamente esta información puede ponerse en un epígrafe por debajo del gráfico. ALGUNAS CONSIDERACIONES PARA LA REALIZACION DE GRAFICOS 

Selección de escalas: Se debe tener cuidado de elegir una escala apropiada para los ejes de forma que la información se muestre clara y no amontonada en una región del gráfico 2,0

NO

1,5

1,4

0,5

1,2

Absorbancia a  =450 nm Nombre del Eje Y (unidades)

1,0

0,0 1

2

3

4

5

6

0,6

0,5

0,4

NO

0,3

Curvas de Calibración

1,6

0,2

0,1

1,0 0,8 0,6 0,4

Compuesto NN Compuesto P

0,2 0,0

0

5

10

15

20

0

1

3

4

5

6

Conc. del compuesto NN (M) Nombre del Eje X (unides)

MAL seleccionadas las escalas



2

Diferencias entre extrapolar e interpolar

43

7

8

9

Extrapolar

Interpolar

Extrapolación del comportamiento lineal

0,6

0,5

Zona de Medidas Experimentales

Valor determinado experimentalmente

0,4

0,3

0,2

0,1 1

Zona o rango donde no existen puntos experimentales

2

3

4

5

6

Valor obtenido al interpolar en la regresión lineal

 Interpretación física o química de las medidas experimentales y los gráficos. Se debe prestar mucha atención a que se está graficando y cual es la forma esperada. Por ejemplo, si está representando gráficamente datos como por ejemplo la Ley de Lambert-Beer, (A =  b C), recuerde que esta ecuación se corresponde a una ecuación lineal, y = a.x, que no posee ordenada al origen, por lo tanto, por más que un programa de ajuste, de el mejor coeficiente de correlación con una ordenada distinta de cero, esto no tiene sentido físico, debe obligarla a pasar por cero.

INFORME MODELO ASIGNATURA (2211) TRABAJO PRÁCTICO Nº#: Titulaciones Ácido-Base. Fecha: dd-mm-aaaa Integrantes: Juan Pérez OBJETIVOS Conocer la técnica de titulación volumétrica y determinar la concentración de una base conocida (NaOH). INTRODUCCIÓN Se usó el procedimiento indicado en la guía de trabajos prácticos [ i]. Una solución de NaOH de concentración desconocida se tituló con una solución ácida de HCl 0,1M considerando la reacción ácido base de la ecuación (1), que lleva ala formación de sal y agua, dando una solución neutra al tener cantidades equivalentes de cada reactivo. NaOH ( ac )  HCl ( ac )  NaCl ( ac )  H 2 O(l )

(1)

PARTE EXPERIMENTAL Reactivos: Todos los reactivos usados se obtuvieron de Laboratorios Chicarelli. Titulación de una solución de NaOH con HCl 0,1M Se colocaron (25,0 ±0,1) mL de una solución de NaOH en una bureta. Por otro lado en un erlenmeyer de 250 mL, se vertieron (25,0±0,1) mL de una solución de HCl (0,10±0,01) M y se le agregaron 4 gotas de fenolftaleína como indicador Ambas soluciones son incoloras y de apariencia límpida. La concentración de la solución básica se obtendrá por medio de la ecuación (2). Donde M a y Mb son las concentraciones del ácido y la base respectivamente. Así mismo que y V b representan el los volúmenes usados de cada solución. En la ecuación (3), V a, Vb, Ma yMb 44

son los errores absolutos de cada medición. Vb  M b  Va  M a (2) M b M a Vb Va    (3) Mb Ma Vb Va RESULTADOS Con el agregado de (12,5 ±0,1) mL de la solución de NaOH, a la solución ácida cambió su aspecto incoloro a un tono o fucsia., indicando que se ha llegado al punto final de la titulación. Por medio de las ecuaciones (2) y (3) se calculó la concentración de base. Mb 

Va  M a Vb

0,1M  25mL 12,5mL M b  0,2 Mb 

 M a Vb Va    Mb M b     Vb Va   Ma 0,1mL 0,1mL   0,01M M b       0,2000 12,5mL 25,0mL   0,1M M b  0,0224  0,02

Así se determinó que la concentración de la solución de Hidróxido de Sodio (NaOH) es de (0,20±0,02) M. CONCLUSIONES En el presente trabajo práctico se pudo determinar apropiadamente la concentración de la solución de hidróxido de sodio. El valor obtenido es acorde con los resultados obtenidos por otros grupos de la comisión, como se puede observar en la Tabla 2. Aunque la guía de trabajos prácticos indica poner sólo 2 gotas de indicador, fue necesario duplicar esta cantidad para observar un nítido cambio de color en el punto final de la titulación. Tabla 2: Concentración de la solución de NaOH, determinada por los diferentes grupos del curso. Volumen de NaOH agregado Grupo Concentración (M) (mL) A 12,5±0,1 0,20±0,02 B 11,0±0,1 0,23±0,03 C 12,4±0,1 0,20±0,02

45

QUIMICA ANALITICA E INSTRUMENTAL (2211) TRABAJO PRACTICO Nº 1 Tema: Volumetría ácido - base. Cuestionario 1) Qué requisitos debe reunir una reacción química para ser empleada en Volumetría con fines cuantitativos ? Cuál es el error relativo % máximo tolerado en Volumetría ? 2) Qué entiende por neutralización? 3) En qué consiste la volumetría ácido-base? 4) Qué entiende por drogas patrones primarias y secundarias ó estándares primarios o secundarios? 5) Dé algunos ejemplos de drogas patrones primarios para valorar ácidos y bases. 6) Porqué se debe pesar los patrones sólidos por diferencia? 7) Qué entiende por punto equivalente y punto final de una titulación? 8) Qué entiende por error de titulación? 9) Qué condiciones debe reunir un indicador ácido-base, para que el error de titulación sea mínimo? TRABAJO PRACTICO Experiencia I: Valoración de HCl 0,4 M con Na2CO3 patrón. a) CALCULOS PREVIOS 1) Cuántos ml. de una solución de HCl de densidad,  = 1,16 g/cm3 y concentración 33 % P/P son necesarios para preparar 100 ml de solución 0,4 M. 2) Cuántos gramos de Na2CO3 anhidro se deben pesar para gastar aproximadamente 20 ml. de solución de HCl 0,4 M, si se utiliza heliantina como indicador. b) INDICACIONES GENERALES: 1) Lavar cuidadosamente el material a utilizar. En el caso particular de que la bureta tenga robinete de vidrio, secar la llave con papel de filtro, lubricarla con pequeña cantidad de grasa, evitando que penetre en el orificio de desagote. Por lo general, actualmente los robinetes son de TEFLON  (polímero inerte de politetrafluoretileno ). 2) Antes de emplear la bureta con una determinada solución, enjuagarla tres veces con una pequeña porción de la misma, con lo que se evita el secado. En el caso de una pipeta se la seca por fuera con papel de filtro y se aspira dos o tres veces pequeñas porciones de la solución; se la hace rotar y se desechan esas porciones. 3) Al enrasar la bureta, verificar la ausencia de burbujas de aire en el pico. 4) Colocar una hoja de papel blanco debajo del erlenmeyer en que se efectúa la titulación; se podrá observar así mas nítidamente el viraje del indicador. c) PROCEDIMIENTO 1) Preparar 2 l de solución de HCl 0,4 N. 2) Pesar al 0,1 mg por diferencia y con el mínimo manipuleo la cantidad de Na2CO3 calculada y colocarla en un erlenmeyer. 46

3) Se disuelve el Na2CO3 pesado, en aproximadamente 20 ml de agua destilada y se agregan dos gotas de heliantina. 4) Colocar la solución de HCl en una bureta previamente enjuagada con la solución y realizar la titulación. Durante la titulación conviene agitar constantemente el erlenmeyer y, especialmente, en las cercanías del punto final, para evitar la acumulación de CO 2 ; cuidando además disminuir la velocidad de escurrimiento al aproximarse al punto final. Antes de este punto conviene lavar las paredes del erlenmeyer con unos chorros de agua (con la pipeta) para evitar que quede ácido en las mismas. Recordar que el viraje del indicador se produce por el agregado de una o dos gotas de ácido en exceso respecto al punto de neutralización, por lo tanto, esta etapa de la titulación debe ser efectuada con sumo cuidado. Se puede comparar el color del viraje con el alcanzado por el del ensayo en blanco, obtenido con 40 ml. de agua e igual cantidad de indicador a la usada anteriormente y adición de las gotas de solución ácida necesarias. Del volumen total, se resta éste pequeño volumen. INFORME: TITULACION DE HCl Masa de pesafiltro (g) Masa de pesafiltro + Na2CO3 (g) Masa del Na2CO3 (g) Volumen de solución de HCl gastado (ml) Concentración de la solución de HCl (molar) Concentración de la solución de HCl (normal) Concentración de la solución de HCl (g/l) Experiencia II: Determinación de Alcalinidad en aguas. La alcalinidad se debe a los HCO 3-, CO3= y OH- que pueda contener el agua natural o tratada. Se determina por titulación con una solución valorada de un ácido mineral fuerte hasta los puntos sucesivos de equivalencia de HCO 3- y CO2 ; ya sea electrométricamente (potenciometría) o mediante indicadores. El indicador fenolftaleína ( viraje entre pH 8,0 y 9,6 ) permite determinar la alcalinidad atribuible a los equivalentes de OH - y los equivalentes de CO3= (bases fuertes en agua ), mientras que para determinar la alcalinidad total (HCO 3-, CO3=, OH-) se deben elegir indicadores que viren en el rango de pH entre 4 y 5 (heliantina). Las titulaciones de alcalinidad a la fenolftaleína y de alcalinidad total, son de utilidad para calcular la dosis de productos químicos que se requieren en el tratamiento de aguas naturales. PROCEDIMIENTO 1) Alcalinidad a la fenoftaleína: agregue dos gotas de fenolftaleína a 50 ml de muestra y titule con ácido cloríhidrico estándar 0,4 N sobre fondo blanco hasta el color correspondiente al de fenolftaleína a pH = 8,3. 2) Alcalinidad total con heliantina: Agregue dos gotas del indicador a 50 ml de muestra y titule sobre fondo blanco con HCl estándar hasta el viraje de anaranjado (pH = 4,6) a rosado (pH = 4,0). 47

3) Calcule la alcalinidad por OH- , alcalinidad por CO3= y alcalinidad por HCO3-. Exprese todos los resultados en mg % de CaCO3. Cálculos de Alcalinidades individuales Volúmenes de ácido patrón Fe = 0 2 Fe < He 2 Fe = He 2 Fe > He Fe = He

Alcalinidad por OH-

Alcalinidad por CO3=

Alcalinidad por CO3H-

0 0 0 [2 Fe - He] Fe ó He

0 2Fe 2Fe [2(He - Fe)] 0

He [He - 2Fe] 0 0 0

En ausencia de otras bases distintas a las señaladas, la interpretación de la Tabla es la siguiente : a) Fe = 0 significa que no hay bases fuertes en el medio, como el OH - ó el CO3=. Sin embargo, en la muestra con He se obtiene un volumen de ácido para virar el color del indicador. Esto se debe a la presencia de HCO 3- y por lo tanto el cálculo se efectúa con la ecuación : VHe x N ácido = m / P.eq., donde la masa obtenida es de Bicarbonato. Convertida en mg, y referida a 1000 ml de muestra , se obtienen ppm de HCO 3- ó de CaCO3 según qué peso equivalente se utiliza. b) 2 Fe < He : si el doble del volumen gastado hasta Fe resulta menor que el de He, la muestra contiene CO3= y HCO3- . El cálculo de CO3= se puede efectuar con VFe x N ácido = m / P.eq.= m / PM CO 3= ó bien con la ecuación 2VFe x N ácido = m / P.eq.= m / PM CO3=/ 2, donde los pesos equivalentes son de CO 3=. La masa convertida en mg, y referida a 1000 ml de muestra , dará ppm de CO 3=. (ó de CaCO3 según qué peso equivalente se utiliza). Para calcular HCO 3- , se halla el volumen de ácido con [He-2Fe] y se procede como antes, empleando el peso equivalente que corresponda. c) 2 Fe = He : Na2CO3. d) 2 Fe > He : en éste caso se tienen las especies OH - , CO3= . Como ambas bases tienen una fuerza similar en agua, no pueden distinguirse por titulación. El volumen de ácido standard empleado para OH -, puede calcularse con [ 2 Fe - He ], mientras que el volumen para CO3= será [2(He - Fe)]. e) Fe = He : es una relación experimental de volúmenes idéntica a la obtenida cuando se titula HONa con HCl. Dentro del error experimental, otros indicadores cuyos rangos de viraje estén comprendidos entre pH 4 y 10, también pueden emplearse. Nota: La medida del pH del agua puede dar una idea previa acerca de la presencia de los iones OH- , CO3=, H CO3- y H2CO3 . Cuando el pH es menor que 4,2 (aguas ácidas) se trata de soluciones acuosas de CO2. Las aguas con pH 4,2 a 8,3, corresponden a soluciones acuosas que pueden 48

contener HCO3- y/o CO2 libre. Los valores de pH de 8,3 a 12 corresponden a soluciones que pueden contener H CO3- y/o CO3=. Un pH mayor que 12 corresponde a soluciones de OH- y/o CO3=. En una solución acuosa no pueden coexistir OH - y H CO3-, debido a la reacción espontánea : OH-

+ H CO3-  CO3= +

49

H 2O

QUIMICA ANALITICA E INSTRUMENTAL (2211) TRABAJO PRACTICO Nº 2 Temas: Método de Mohr y Volhard para determinación de cloruros. Cuestionario de orientación: 1) Comente el método de Mohr para la determinación de Cl -. 2) a) Calcule la concentración de CrO 4= teórica necesaria para que este indicador precipite en el punto equivalente de la titulación de Mohr. Kps (AgCl) = 1x10-10;

Kps (Ag2CrO4) = 1x10-12

b) ¿Porqué en la práctica se utiliza una concentración menor del indicador? 3)

a) En qué rango de pH se debe hacer la valoración de Mohr? J.S.R. b) ¿Cómo logra el pH adecuado? 4) El error en la determinación de Cl - por el método de Mohr, es por exceso o por defecto? J.S.R. 5) Comente el método de Volhard para determinar Cl - . ¿En qué medio se realiza la determinación? 6) Conociendo que Kps (AgCl) = 1x10-10 y Kps (AgSCN) = 1x10-13 a) ¿Cuál es más insoluble?. J.S.R. b) Qué dificultad presenta el método de titulación por retorno del exceso de Ag , y cómo se soluciona? c) Indique si en la valoración de I - y Br- por el método de Volhard la dificultad discutida en el inciso b) sigue manifestándose o no. J.S.R. 7) ¿Cómo prepara una solución de KSCN 0,1 M y cómo la estandariza? 8) ¿Cuál es el indicador empleado en el método de Volhard? Experiencia 1. DETERMINACION DE CLORUROS POR EL METODO DE MOHR Procedimiento En un erlenmeyer de 250 ml., se introducen 10,00 ml de una solución de NaCl de concentración desconocida. Se agrega 0,4 ml. de solución de K 2CrO4 al 5% y unos miligramos de NaCO3H. Se titula lentamente contra fondo blanco con el standard de AgNO3 0,025 M. agitando por rotación hasta obtener la primera variación permanente del color amarillo. Ensayo en blanco En un volumen de H2O destilada similar al esperado en el punto final se introducen 0,40 ml del indicador, e igual cantidad de NaCO 3H que la usada en la titulación. Añadir gota a gota AgNO3 hasta igualar el color del punto final. Anote el volumen gastado. Calcule la concentración del NaCl en moles/l; equivalente/l; mg % p/v y g % p/v. Experiencia 2. DETERMINACION DE CLORUROS POR EL METODO DE VOLHARD Procedimiento 50

Preparación y valoración de KSCN 0,0500 M. Disuélvase 1,2147 g de KSCN en 250 ml de solución. Introduzca 20,00 ml del patrón de AgNO 3 0,025 M en un erlenemeyer de 125; 10 ml de H2O y 0,5 ml de HNO3 al 50%. Adicione 1 ml del indicador NH 4Fe(SO4)2.12 H2O disuelto en HNO3 diluido y titule hasta que el color pardo rojizo permanezca 1 minuto. Calcular la M del KSCN. Titulación de una muestra de NaCl. Medir 10,00 ml de la muestra en un erlenmeyer de 250 ml y agregar 2,5 ml de HNO3 al 50 %. Comenzar la adición de AgNO 3 0,025 M desde la bureta, hasta que este reactivo esté en exceso. ¿Cómo se comprueba su exceso? Agregue luego 3 ml. de nitrobenceno y agite vigorosamente, agregue 1 ml del indicador y titule con KSCN estándar hasta el punto final anterior. Agite siempre enérgicamente durante la titulación. Porqué? Calcule el contenido de NaCl en la muestra, empleando distintas unidades de concentración.

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QUIMICA ANALITICA E INSTRUMENTAL(2211) TRABAJO PRACTICO No 3 VOLUMETRIA REDOX CUESTIONARIO DE ORIENTACION 1.- a) Qué entiende por Volumetría Redox. b) Cuáles pueden ser los métodos para detectar el punto final. c) Qué condiciones debe reunir un sistema redox para que tenga aplicabilidad analítica. 2.- a) En cualquier punto de una titulación redox los valores de los potenciales de hemicelda de las cuplas que participan son iguales. Porqué? b) Cuál es la dificultad para calcular el potencial de hemicelda al principio de una titulación redox? 3.- Compare cualitativamente una curva de titulación redox (con el mismo número de electrones en las dos hemirreacciones) con las curvas de titulación de: a) Un ácido monoprótico fuerte con una base fuerte. b) Un ácido monoprótico débil con una base fuerte. 4.- Compárese cualitativamente la acción de un indicador A.B con uno Redox. 5.- De un ejemplo de algunas drogas patrones para valoraciones de oxidantes y reductores. 6.- Qué precauciones hay que tener en la preparación de una solución de tiosulfato de sodio? 7.- Las soluciones de tiosulfato de sodio conservan su título indefinidamente, o sólo en forma temporaria? 8.- Utilizando una tabla de potenciales redox, indique cuáles serán los productos de las siguientes reacciones. a) IO3- + I- + H+ --b) I2 + S2O3= ---c) I- + Cu++ ----En casos afirmativos iguálelas por el método del ión electrón. 9.- Porqué es necesario agregar IK en exceso a la solución de KIO 3. 10.- Cómo se prepara una solución de almidón? 11.- Porqué se agrega el almidón a la solución de IO 3- - I- recién cuando ésta tiene un color amarillento claro. 12.- Cómo se define peso equivalente para un sistema Redox, de algunos ejemplos. PROBLEMAS 1.- 0,3032 gr de un mineral de hierro formado por Fe(II) y Fe(III) se disuelve en exceso de H2SO4. La solución resultante se titula con 14,29 ml de solución de permanganato de potasio 0,0280 M. a) Cuántos milimoles de Fe++ hay en la muestra. b) Cuántos milimoles de Fe+++ hay en la muestra. 2.- 0,237 gr de una muestra impura de dicromato de potasio se disuelve en H 2SO4 2M. Se agrega un exceso de KI y el yodo liberado se titula con 29,3 ml de Na 2S2O3 0,139 M. Calcular el porcentaje de pureza (P/P). 3.- Una muestra de 0,148 gr de KIO 3 se trata con exceso de KI y un ácido . El Iodo que se libera se titula con tiosulfato de Sodio gastándose 30,55 ml. Cuál es la molaridad y 52

Normalidad redox del tiosulfato. 4.- Una muestra de material calcáreo de 2,160 gr se disuelve, el Ca se precipita como Oxalato de Calcio. El oxalato de calcio se separa de la solución, se lava, se disuelve en ácido sulfúrico y se titula con KMnO 4 0,01 M gastándose 22,00 ml. Calcule el % de Ca como CaCO3 en la muestra..

PARTE EXPERIMENTAL I) TITULACION DE UNA SOLUCION DE PERMANGANATO DE POTASIO CON OXALATO DE NA EN MEDIO ACIDO

a) Pésese 1,7 gr de oxalato de sodio con exactitud de décimas de miligramos, transfiérase la sal (cuantitativamente) a un matraz de 250 ml., añádanse unos 200 ml de H2O destilada, agítese hasta disolver por completo, dilúyase a la marca y mézclese bien. b) Calcúlese la normalidad de la solución preparada en el peso anterior teniendo en cuenta la cantidad pesada, y que la reacción de óxido-reducción con el KMnO 4 es la siguiente: MnO4- + H+ + C2O4= ---- Mn++ + CO2 + H2O

PROCEDIMIENTO PARA LA VALORACION DEL PERMANGANATO 1.- Introdúzcase una alícuota de 25 ml. de la solución de oxalato en un vaso de 250 ml, añádase 20 ml de ácido sulfúrico 1:10 y 75 ml de agua destilada. 2.- Colóquese el vaso en un trípode sobre una malla de alambre y caliéntese lentamente y con agitación a unos 60 oC (Usando un termómetro como varilla de agitación). 3.- Retírese el vaso de la llama e iníciese la titulación con la solución de KMnO 4. Agregando las porciones iniciales lentamente y llegando a una decoloración total antes de añadir la siguiente porción. Obsérvese la temperatura de vez en cuando, si disminuye por debajo de 70 oC, vuélvase a calentar la solución. Titúlese hasta obtener un color rosa pálido que persista durante unos 20 seg. 4.- Prepárese una prueba en blanco titulando al mismo tono de color una mezcla de 100 ml. de H2O destilada y 20 ml. de H2SO4 1:10. 5.- Tómese en consideración la prueba en blanco y calcúlese la normalidad de la solución de KMnO4. II) TITULACION DE UNA SOLUCION DE PEROXIDO DE HIDROGENO EN MEDIO ACIDO CON PERMANGANATO DE POTASIO VALORADO Teniendo en cuenta que la reacción que ocurre es la siguente: H2O2 + MnO4- + H+ ---- Mn+2 + O2 + H+ Iguálela por el método del ión electrón. 1) A una alícuota de 25 ml de solución de peróxido de hidrógeno se le agregan 50 ml de agua,10 ml de ácido sulfúrico (1:5). 2) Impartiendo una leve agitación con movimientos circulares lentos, titúlese con una solución de permanganato hasta obtener un rosa pálido que persista por 30 segundos. 3) Hágase una titulación en blanco titulando 75 ml de agua destilada y 10 ml de ácido sulfúrico 1:10. 4) Teniendo en cuenta la prueba en blanco calcúlense los miligramos de peróxido de 53

hidrógeno presentes en la muestra. V.- DETERMINACION DE HIERRO (II) CON DICROMATO DE POTASIO EN MEDIO ACIDO A) Cálculos previos a-1) Escriba la reacción que tiene lugar e iguálela por el método del ión electrón. a-2) Calcule cuántos gramos de dicromato de potasio son necesarios para preparar 100 ml de solución 0,1N. B) Procedimiento experimental b-1) A 0,550 gr de una sal ferrosa (FeSO 4.7 H2O) se le agregan 80 ml de agua, 2 ml. de ácido sulfúrico concentrado, 5 ml. de ácido fosfórico al 85%, 3 gotas de difenilamina como indicador. b-2) Valorar con solución de dicromato de potasio hasta viraje del indicador. Informar el % de Fe(II) en la muestra

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QUIMICA ANALITICA E INSTRUMENTAL (2211) TRABAJO PRACTICO No 4 DETERMINACIONES COMPLEJOMÉTRICAS: Método para la determinación de Ca y Mg. BIBLIOGRAFIA: J.M.KOLTHOFF y E.B.SANDELL. Tratado de Química Analítica, General e Inorgánica. SKOOG y WEST, Fundamentos de Química Analítica. H.A. FLASCHKA, A.J.BARNARD y P.E. STURROCK. Química Analítica Cuantitativa. DISCUSION GENERAL: a. PRINCIPIOS El EDTA (ácido etilendiaminotetraacético), cuya estructura es la siguiente COOH

HOOC CH2 N

CH2 CH2

CH2

N CH2 COOH

H2C HOOC

es un ácido débil, cuyas constantes de disociación son: pK 1 = 2,0; pK2 = 2,67; pK3 = 6,16 y pK4 = 10,26. Aparte de los grupos carboxilatos, este ácido posee dos nitrógenos, cada uno con su par de electrones desapareados; por lo que en general esta molécula puede actuar como ligante hexadentado de iones metálicos. Debido a la baja solubilidad del ácido libre y a la extensa hidrólisis de la sal tetrasódica, la forma más conveniente para el uso es la de la sal disódica (que simbolizaremos YH 2Na2), la cual puede ser considerada patrón primario previa recristalización. Los complejos de los cationes metálicos divalentes, presentan su máxima estabilidad a pH mayores que 9 por lo que las determinaciones de Ca y Mg serán llevadas a cabo en esos valores de pH. Además el hecho de trabajar a pH mayor que 10 nos permite la determinación de Ca solamente, debido a la formación de Mg(OH) 2 escasamente soluble; permitiéndonos de ésta manera, las valoraciones de Ca más Mg y Ca solo. Como indicador de punto final de este tipo de titulaciones es usado frecuentemente el NEGRO DE ERICROMO T, que es un ácido débil, encontrándose algo disociado a pH básico. Además forma quelatos coloreados con el Mg según la reacción: MgIn- + H+

Mg+2 + InH-2

rojo

azul

por otro lado, el Mg forma con el EDTA un complejo mas estable según: Mg+2 + YH2-2

MgY-2 + 2H+

De esta manera, al comenzar la titulación, todo el magnesio se encuentra acomplejado por el indicador, dando a la solución una tonalidad rojiza. A medida que se 55

agrega titulante, el magnesio se libera de su complejo con el indicador para pasar a formar parte de otro complejo con el titulante. En el punto final de la titulación hay un brusco aumento del pMg y la solución vira de color rojiza a azul. b. INTERFERENCIAS Bajo las condiciones de este Test, la siguientes concentraciones de iones no causan interferencia con la determinación de Ca: Cu +2 2 mgr/lt, Fe+2 20 mgr/lt, Fe+3 20 mgr/lt, Mn+2 10 mgr/lt, Zn+2 5 mgr/lt, Pb+2 5mgr/lt y Al+3 5 mgr/lt. El ortofosfato puede precipitar al Ca en las condiciones de este Test. El Sr y el Ba pueden causar dificultades en la determinación del punto final de aguas duras. TITULACIONES CON EDTA PREPARACION DE SOLUCIONES VALORADAS DE EDTA El compuesto más importante para fines analíticos es la sal disódica de fórmula YH2Na2.2 H2O y peso molecular 372,24 gr/mol. Las preparaciones comercialmente disponibles en la actualidad no son lo suficientemente puras como para usarlas como patrón primario. Por lo tanto a menos que se utilice un procedimiento de purificación, la solución debe valorarse con un patrón primario adecuado. Si la solución se va a usar dentro de un período breve de tiempo, puede guardarse en un frasco de vidrio común. Por contacto prolongado el vidrio libera iones metálicos y por lo tanto la concentración efectiva de EDTA disminuye. PROCEDIMIENTO El procedimiento siguiente puede ser usado para la preparación y valoración de solución de EDTA 0,02M que contenga MgCl 2 aproximadamente 5 x 10 -4M (Para qué?) Esta solución puede usarse para la determinación directa de Ca ó Ca mas Mg, con negro de eriocromo T como indicador. Solución: Disolver 7,4 grs de YH 2Na2.2 H2O y 0,1 gr de MgCl2.6 H2O en un litro de agua deionizada. Solución reguladora: Mezclar 7,0 gr de NH4Cl con 57 ml de NH4OH concentrado (bajo campana). Diluir con agua destilada hasta aproximadamente 100 ml. Indicador: Disolver 0,5 gr de NET en 100 ml de etanol. Valoración: Pesar 0,35-0,40 gr de carbonato de calcio calidad reactivo (bajo contenido de Mg) con aproximación de 0,1 mgr. Disolverlo en aproximadamente 20 ml. de HCl 0,5 M. No usar gran exceso de ácido. Después que el sólido se ha disuelto completamente, agregar agua y transferir cuantitativamente a un matraz de 250 ml. Llevar a volumen y mezclar cuidadosamente. Efectuar la titulación siguiente como mínimo por duplicado: Colocar 50 ml (bol pipeta) de la solución de Ca en un erlenmeyer de 250 ml. Agregar por lo menos 20 ml de solución reguladora y 4 gotas de solución del indicador. Titular con la solución de EDTA. En el punto final el color pasa bruscamente del rojo al azul puro sin tinte rojizo. Si se experimentan problemas debidos a cambios de color difusos, la solución puede calentarse hasta cerca de 60 oC. Calcular la concentración de la solución de EDTA. NOTAS: 1: Las soluciones de NET se deterioran debido a la oxidación con el aire, por lo tanto debe prepararse solución del indicador a medida que se necesita. Muchos autores prefieren agregar una mezcla del indicador sólido diluido con un exceso de 56

varios cientos de veces de NaCl puro u otra sustancia inerte. La oxidación al aire del indicador en la solución que se titula es catalizada por varios iones metálicos incluyendo Cu+2 y Mn+2. Si se experimenta esta dificultad puede agregarse alrededor de 1 gr de ácido ascórbico a la solución antes de la titulación, para eliminar interferencias. DETERMINACION DE Ca++ o DE Ca++ + Mg++ DUREZA DEL AGUA. En ausencia de sustancias interferentes, la determinación se efectúa exactamente igual a la valoración del EDTA. La dureza del agua se debe a la presencia de Ca y Mg, usualmente en forma de bicarbonatos. La cantidad total de Ca + Mg en partes por millón (mgr por lt), se determina a pH = 10. Una dureza en carbonato de calcio de 1000 ppm corresponde a una concentración total de Ca + Mg de 0,01 M. El agua puede contener iones de metales pesados como impurezas incluyendo particularmente Cu, Fe Al y Mn; cada uno de los cuales (Mn cuando está presente como Mn +2) interfiere en la titulación bloqueando al indicador. El agregado de un agente reductor (acido ascórbico o hidroxilamina) evitará la interferencia de todos los metales comunes, excepto Al. Esta se evita mediante el agregado de trietanolamina. A menos que la dureza sea muy baja, la solución se vuelve sobresaturada en CaCO3 al agregar la solución reguladora de pH = 10. Afortunadamente la precipitación es por lo general lenta y no se experimentan problemas a menos que la titulación se efectúe demasiado lentamente. Si se formara un precipitado de CaCO 3, este se disuelve con el agregado del titulante, sin embargo, la presencia de un precipitado durante la titulación puede producir un punto final impreciso y poco satisfactorio. Si se experimenta esta dificultad, puede evitarse muy simplemente como sigue: Se efectúa una determinación de alcalinidad (KOLTHOFF pag. 805) sobre una porción separada de la muestra. Se agrega la cantidad apropiada de ácido a la muestra que se va a usar en la determinación de dureza y se agita durante algunos minutos para expulsar el CO2. PROCEDIMIENTO Seleccionar un tamaño adecuado de muestra (nota 1). Por cada 50 ml de muestra agregar 5 ml de solución reguladora, algunas décimas de gramo de ácido ascórbico y algunas gotas de trietanolamina al 20%. Titular con EDTA 0,02 M que contenga Mg (nota 2) usando NET como indicador. NOTAS: 1) La cantidad adecuada de muestra depende de la dureza. Se puede realizar una titulación preliminar utilizando 50 ml de agua para determinar la cantidad adecuada a usarse para la titulación real. Si la dureza es baja, puede diluirse la solución valorada de EDTA. 2) El contenido de Mg en el agua puede ser muy bajo como para permitir el funcionamiento adecuado del NET. Por consiguiente deberá usarse una solución de EDTA que contenga Mg. INFORME: ppm de Ca; ppm de CaCO3 (dureza del agua)

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QUIMICA ANALITICA E INSTRUMENTAL (2211) TRABAJO PRÁCTICO No 5: ESPECTROFOTOMETRÍA DE ABSORCIÓN PARTE 1 Objetivos: a) Obtener el espectro de absorción del KMnO 4 (A vs ) y encontrar la  de trabajo óptima. b) Realizar una curva de calibración (A vs c) y determinar la concentración de KMnO 4 de una muestra problema. Conocimientos teóricos: Ley de Lambert-Beer. Aplicaciones de la espectrofotometría de absorción. Cuestionario de Orientación: 1) Discuta la elección de la longitud de onda () de trabajo. 2) Analice las causas de las desviaciones de la Ley de Beer. 3) Partiendo de la relación de Lambert-Beer: A = -log T; T = I/I o y A = log Io/I =  b c. a) demuestre que [ A = 2 - log %T = -log T ]. b) Para que A sea adimensional, qué unidades debe tener ? c) Cómo determinaría el coeficiente de extinción molar a una dada longitud de onda, gráfica y analíticamente a partir de una serie de medidas experimentales de absorbancia. 4) Cómo resolvería una mezcla, en la que uno de los componentes no absorbe a una dada longitud de onda y el otro presenta un máximo de absorción y, en la otra longitud de onda se cumple lo inverso. 5) Porqué elige en lo posible dos máximos del espectro para hacer las determinaciones? 6) Porqué las lecturas en %T conviene que caigan entre 20 y 80% ?. Desarrollo experimental a) Preparación de soluciones. 1) Preparar 100 ml de solución de KMnO 4 1 x 10-2 M (solución A). 2) A partir de ella, preparar 50 ml de solución de las siguientes concentraciones: a) 10-4 M;

b) 2 x 10-4 M;

c) 3 x 10-4 M y

d) 4 x 10-4 M.

b) Obtención del espectro de absorción del KMnO 4. 1) Realizar mediciones de % T con la solución de concentración 2 x 10 -4 M partiendo de 420 nm, y variando de a 10 nm, llegar a 500 nm. Luego, variando cada 5 nm hasta los 560 nm y finalmente cada 10 nm hasta 600 nm. 2) Graficar A vs.  y seleccionar la  donde la absorción sea máxima. c) Realización de la curva de calibración: 1) Elegir la  seleccionada previamente, en el espectrofotómetro. 2) Realizar mediciones de %T para las cuatro soluciones patrones preparadas. 3) Graficar A vs Conc. y, de la pendiente del gráfico, calcular el valor de  (coeficiente de extinción molar). 58

PARTE 2 Tema: Espectroscopía UV-visible. Mezcla de K2Cr2O7 y KMnO4. Objetivo: Determinar la concentración de los componentes de una mezcla empleando la Técnica espectrofotométrica. Procedimiento Experimental 1- Preparación de la solución stock de Permanganato de Potasio y estandarización. Preparar 250 ml de solución de permanganato de potasio 3,0 x 10 -3 M. 2- Preparación de la solución stock de Dicromato de Potasio. Preparar 250 ml de solución dicromato de potasio 15 x 10 -2 M. 3- Preparación de soluciones diluídas Medir con pipeta porciones de 0.5, 1, 1.5, 2 y 2.5 ml de Permanganato de Potasio en matraces de 25 ml. Enrasar con agua. Proceder de idéntica manera con la solución de Dicromato de Potasio 4- Construcción de los espectros de absorción de los compuestos puros Permanganato de Potasio: medir las absorbancias cada 10 nm. Comenzar en 400 nm y terminar en 630 nm. Dicromato de Potasio: medir las absorbancias cada 10 nm. Comenzar en 350 nm y terminar en 540 nm. 5- Construcción de las curvas de calibración para cada compuesto puro a 440nm y 545nm. Medir a las longitudes de onda indicadas la absorción de los estándares de Permanganato de Potasio y Dicromato de Potasio. Graficar Absorbancia vs. Concentración y determinar los valores de los coeficientes de extinción molar. 6- Análisis de la mezcla. Medir las absorbancias a 440nm y 545nm de mezclas preparadas por el docente y calcular las concentraciones de cada compuesto en la mezcla.

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QUIMICA ANALITICA E INSTRUMENTAL (2211) TRABAJO PRACTICO Nº 6 DETERMINACION FLUORIMETRICA DEL CONTENIDO DE QUININA EN UNA BEBIDA GASEOSA Introducción: El análisis fluorimétrico es extremadamente sensible y de uso corriente en laboratorios de análisis químicos y bioquímicos. Cuando una molécula absorbe radiación electromagnética, la energía es usualmente perdida en forma de calor si la molécula se desactiva por procesos colisionales. No obstante, parte de la energía puede degradarse por emisión de radiación de longitud de onda mayor que la absorbida. A este proceso se lo denomina fluorescencia. Bajo ciertas condiciones, la intensidad de fluorescencia puede relacionarse con la concentración de la especie fluorescente. De la Ley de Lambert y Beer puede derivarse que la intensidad de fluorescencia If esta dada por: If : f I0 (1 – 10 -Cl) (1) donde f es una constante de proporcionalidad que mide la fracción de luz que es convertida en radiación fluorescente; Io es la intensidad de radiación incidente en la celda de fluorescencia a la longitud de onda de trabajo; , la abortividad molar; c, la concentración molar de la especie fluorescente y l, la longitud de la celda en cm. Es evidente que si el producto Cl es muy grande, el término 10 Cl es despreciable frente a 1. Si por el contrario 10 -Cl (0.01) se puede demostrar que una buena aproximación a la ecuación (1) es: If : 2.303 f Io Cl (2) Luego, para bajas concentraciones, la intensidad de fluorescencia es directamente proporcional a la concentración molar de la especie fluorescente. Por esta razón la fluorescencia constituye una valiosa técnica para el análisis cuantitativo. Parte experimental: Se determinará la concentración de quinina de una bebida gaseosa, empleando una curva de calibración que se construirá previamente. Se preparán 50ml de Q2(SO4) (Sulfato de Quinina) de concentración 2x10 -4 M en H2SO4 0.5 M. Se preparán diluciones sucesivas de la solución anterior entre concentraciones 1x10-4 M y 1x10-5 M usando H2SO4 0.5 M como solvente. Efectue un espectro de absorción y de emisión de fluorescencia de una solución aproximadamente 5x10-5 M de Q2(SO4). Seleccionar las longitudes de onda de excitación y de emisión, para realizar la curva de calibración de Intensidad de fluorescencia (I f) en función de la concentración molar de Q2(SO4). Construída la curva, se mide la intensidad de fluorescencia de la gaseosa y se determina la concentración de quinina en la misma. Es importante tener en cuenta que esta última medida debe realizarse en la 60

misma celda y condiciones del aparato con que se realizaron las lecturas de la curva de calibración. Exprese los resultados como ppm de quinina.

Traer: * Agua Tónica (Paso de los toros). * Hojas de papel milimetrado.

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QUIMICA ANALITICA E INSTRUMENTAL (2211) TRABAJO PRACTICO Nº 7 ESPECTROSCOPÍA INFRAROJO Objetivos:  Obtener los espectros IR de una muestra líquida y una sólida  Reconocer las bandas características de cada estructura.  Obtener el espectro IR de una bolsa de polietileno. Introducción: La espectroscopia infrarroja (Espectroscopia IR) es la rama de la espectroscopia que trata con la parte infrarroja del espectro electromagnético. Esta cubre un conjunto de técnicas, siendo la más común una forma de espectroscopia de absorción. Así como otras técnicas espectroscópicas, puede usarse para identificar un compuesto e investigar la composición de una muestra. La porción infrarroja del espectro electromagnético se divide en tres regiones; el infrarrojo cercano, medio y lejano, así nombrados por su relación con el espectro visible. El infrarrojo lejano (aproximadamente 400-10 cm-1) se encuentra adyacente a la región de microondas, posee una baja energía y puede ser usado en espectroscopia rotacional. El infrarrojo medio (aproximadamente 4000-400 cm-1) puede ser usado para estudiar las vibraciones fundamentales y la estructura rotacional vibracional, mientras que el infrarrojo cercano (14000-4000 cm-1) puede excitar sobretonos o vibraciones armónicas. La espectroscopia infrarroja se basa en el hecho de que las moléculas tienen frecuencias a las cuales rotan y vibran, es decir, los movimientos de rotación y vibración moleculares tienen niveles de energía discretos (modos normales vibracionales). Las frecuencias resonantes o frecuencias vibracionales son determinados por la forma de las superficies de energía potencial molecular, las masas de los átomos y, eventualmente por el acoplamiento vibrónico asociado. Para que un modo vibracional en una molécula sea activa al IR, debe estar asociada con cambios en el dipolo permanente. Las frecuencias resonantes pueden estar en una primera aproximación relacionadas con la fuerza del enlace, y la masa de los átomos a cada lado del mismo. Así, la frecuencia de las vibraciones pueden ser asociadas con un tipo particular de enlace. Las moléculas diatómicas simples tienen solamente un enlace, el cual se puede estirar. Moléculas más complejas pueden tener muchos enlaces, y las vibraciones pueden ser conjugadas, llevando a absorciones en el infrarrojo a frecuencias características que pueden relacionarse a grupos químicos. Los átomos en un grupo CH 2, encontrado comúnmente en compuestos orgánicos pueden vibrar de seis formas distintas, estiramientos simétricos y asimétricos, flexiones simétricas y asimétricas en el plano (scissoring y rocking, respectivamente), y flexiones simétricas y asimétricas fuera del plano (wagging y twisting, respectivamente) PARTE EXPERIMENTAL 62

Preparación de la muestra: Las muestras gaseosas requieren poca preparación más allá de su purificación, se usa una celda de paso óptico grande (usualmente 5-10 cm) pues los gases muestran absorbancias relativamente débiles. Las muestras líquidas se disponen entre dos placas de una sal de alta pureza (comúnmente cloruro de sodio, o sal común, aunque también se utilizan otras sales tales como bromuro de potasio o fluoruro de calcio. Las placas son transparentes a la luz infrarroja y no introducirán líneas en el espectro. Algunas placas de sal son altamente higroscopicas, por lo que se deben usar muestras anhidro (sin agua). Las muestras sólidas se preparan principalmente de dos maneras. La primera es moler la muestra con un agente aglomerante para la suspensión (usualmente nujol) en un mortero de mármol. Una fina película del agente aglomerante se aplica en las placas de sal y se realiza la medición. El segundo método es triturar una cantidad de la mezcla con una sal de alta pureza (usualmente bromuro de potasio de cristales muy pequeños para remover efectos dispersores de los cristales grandes) . Esta mezcla en polvo se comprime en una prensa de troquel mecánica para formar un pellet translúcido a través del cual puede pasar el rayo del espectrómetro. Es importante destacar que el espectro obtenido a partir de preparaciones distintas de la muestra se verán ligeramente distintas entre sí debido a los diferentes estados físicos en los que se encuentra la muestra. MUESTRA LÍQUIDA 1. 1-Butanol

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El espectro de IR del 1-butanol muestra una absorción de tensión O-H ancha e intensa centrada alrededor de 3300 cm -1. La forma ancha se debe a la naturaleza diversa de las interacciones de los enlaces de hidrógeno de las moléculas de alcohol. El alcohol O-H absorbe alrededor de 3300 cm -1 y normalmente tiene una banda ancha y fuerte. Esta banda se debe a los distintos reordenamientos del enlace de hidrógeno que tienen lugar. Existe una banda de tensión C-O centrada próxima a 1050 cm -1. Aunque una banda de tensión alrededor de esta región se puede deber a las mismas tensiones C-O, la ausencia de esta banda alrededor de 1000 - 1200 cm -1 sugiere encarecidamente la ausencia de un enlace C-O. MUESTRA SÓLIDA 2. Ácido Benzoico

Los ácidos carboxílicos presentan una absorción O-H ancha entre 2500 y 3500 cm -1. Esta absorción ancha ocupa por completo la región de tensión C-H, con más amplitud. La tensión del doble enlace C=O será aguda e intensa a 1711 cm-1. Los dos picos tienen que estar presentes para identificar al compuesto como un ácido carboxílico 64

MUESTRA DE UNA BOLSA DE POLIETILENO 3. Polietileno 100

Tansmitancia

80

60

PE libreria Bolsa 40

20

0 4000

3500

3000

2500

2000

1500

PE libreria

Bandas a:    

2916 cm-1 …. (CH2) Estiramiento Asimétrico 2850 cm-1 …. (CH2) Estiramiento Simétrico 1463 cm-1 …. (-C-CH2-C) Deformación (flexión) del tipo Scissoring 732 cm-1 …. -(CH2)n con n>3

65

1000

500

QUIMICA ANALITICA E INSTRUMENTAL (2211) TRABAJO PRACTICO Nº 8 CROMATOGRAFÍA GASEOSA DETERMINACIÓN CUALITATIVA DE LOS COMPONENTES DE UNA MEZCLA PROBLEMA OBJETIVO:  Identificar los componentes de una muestra problema por cromatografía gaseosa INTRODUCCIÓN: La cromatografía es uno de los métodos físicos que más se utiliza para separar los componentes de una mezcla dada. La separación de los mismos se basa en las diferentes afinidades que éstos presentan entre dos fases inmiscibles, una móvil y otra estacionaria. Así, aquellos componentes que permanezcan preferencialmente en la fase estacionaria son más retenidos en la columna mientras que en primera instancia se eluyen aquellos que pasan más tiempo en la fase móvil. Los métodos cromatográficos se clasifican según la naturaleza de la fase móvil en cromatografía gaseosa y cromatografía líquida. Dentro de la cromatografía gaseosa, se tiene de acuerdo al estado físico de la fase estacionaria (cromatografía gas-sólida y cromatografía gas-líquida). Con respecto a la cromatografía líquida, tenemos la cromatografía líquida-líquida y la cromatografía líquida de fase químicamente enlazada, de exclusión y de intercambio iónico. También se clasifican de acuerdo a los fenómenos que actúen en la separación (adsorción, partición e intercambio iónico). CROMATOGRAFIA

GASEOSA: La fase móvil es un gas inerte denominado también gas portador (carrier) que circula a una temperatura adecuada, de modo tal que las moléculas de muestra fluyen por la columna en fase vapor. Esta técnica permite analizar sustancias cuyos puntos de ebullición sean menores a 350-400 ºC, resultando ser éstas una de las condiciones más importantes a tener en cuenta para encarar el estudio de una muestra dada, ed decir que sólo es aplicable a moléculas que puedan ser llevadas al estado gaseoso. La fase estacionaria puede encontrarse en estado sólido o líquido, predominando en el primer caso los fenómenos físicos de adsorción y en el segundo los de partición. Las fases estacionarias líquidas deben presentar una muy baja presión de vapor a la temperatura de trabajo, con propiedades de disolución selectiva frente a los componentes de una muestra problema. La fase estacionaria es soportada por un sólido inerte o en las paredes interiores de las columnas capilares. Al inyectar una mezcla e ingresar los vapores arrastrados por el gas portador a la cabeza de la columna, se establecerá un equilibrio dinámico entre la fase móvil y estacionaria para cada sustancia, produciéndose la migración diferencial de las mismas por la columna. PARTE EXPERIMENTAL Este análisis requiere la selección previa de las condiciones de trabajo: temperatura 66

de la columna, temperatura del inyector (en el equipo que usted utilizará no existe tal control de temperatura), temperatura del detector, flujo óptimo, corriente de puente (para un detector de conductividad térmica), velocidad de la carta y atenuación. Por razones de tiempo estas condiciones serán dadas por el instructor. El trabajo práctico consiste en determinar la concentración de clorobenceno (ClB) en una muestra problema utilizando el método del estándar interno (EI). El estándar interno a utilizar es el tolueno. El fin de utilizar el método del EI es el de evitar los posibles errores de volumen inyectado de solución y de los distintos patrones. Se realizará una curva de calibración conteniendo el EI y distintas concentraciones de ClB, utilizando como solvente acetona. Los patrones se prepararán en matraces de 25 ml de la siguiente manera: -0,6 ml de ClB + 0,6 ml de tolueno llevados a 25 ml con acetona -0,8 ml de ClB + 0,6 ml de tolueno llevados a 25 ml con acetona -1 ml de ClB + 0,6 ml de tolueno llevados a 25 ml con acetona -1,2 ml de ClB + 0,6 ml de tolueno llevados a 25 ml con acetona Previo a la medición de los patrones se realizará un ensayo para identificar los picos. Para ello se prepararán dos soluciones, la primera llevará 0,6 ml de tolueno enrazado a 25 ml con acetona, y la segunda tendrá 1 ml de ClB enrazado a 25 ml con acetona. Una vez reconocidos los picos se inyectarán los patrones, y determinando las áreas de los picos de los correspondientes cromatogramas, construirán la curva de calibración. Por último inyectarán la muestra, determinarán su área, y de la curva de calibración determinarán su concentración.

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QUIMICA ANALITICA E INSTRUMENTAL (2211) TRABAJO PRACTICO Nº 9 CROMATOGRAFÍA LÍQUIDA DE ALTA EFICACIA

OBJETIVO:  Determinación del contenido de sacarina en edulcorantes. INTRODUCCIÓN: Un aditivo es una sustancia o mezcla de sustancias diferentes al alimento, que se encuentran en el mismo, como resultado de producción, almacenamiento o empacado, añadido intencionalmente para lograr ciertos beneficios, como mejorar el nivel nutritivo, conservar la frescura, impedir el deterioro por microorganismos e insectos, generar alguna propiedad sensorial deseable o bien como ayuda de proceso (Fennema, 1976; Hodge, 1973). Su uso se debe limitar a las sustancias que han demostrado un beneficio al consumidor y en caso de riesgo para la salud, ese debe ser prácticamente no tóxico y debidamente evaluado en sus aspectos toxicológicos. Entre los diversos tipos de aditivos se pueden citar: conservadores, colorantes, potenciadores, antioxidantes, saborizantes, edulcorantes nutritivos y no nutritivos, vitaminas, aminoácidos, nucleótidos, carbohidratos (gomas, azúcares, etc.), estabilizadores, espesantes, emulsificantes, enzimas, minerales, etc. Edulcorantes Los edulcorantes son compuestos que tienen gran importancia por el alto consumo que representan, son útiles para diabéticos o personas que deseen controlar su peso. Son sustancias dulces pero que generalmente carecen de valor calórico. Al principio se usó dulcina (p-fenetol carbamida o p-fenetil urea o 4-etoxifenil urea o sucrol o valzin) y el “P-4000” (5-nitro propoxianilina) pero son extremadamente tóxicos por los carcinomas hepáticos que causan, la dulcina presenta un DL50 de 1,0 g/Kg en perros (oral), siendo descartado su uso. Estos compuestos fueron sustituyéndose por ciclamatos, sacarina (Lindener, 1978) y por aspartamo (Nutrasweet, 1981; Rodríguez et al, 1986). La sacarina es el anhídrido del ácido sulfoaminobenzoico en forma de sal sódica o cálcica. Es 550 veces más potente que el azúcar de caña, pero para fines prácticos se considera como 300 veces. Se elimina sin modificaciones en orina, no es calórica, tiene un resabio amargo después de ser ingerida (a concentraciones altas 1:10000- se vuelve amarga). Tiene un efecto sinergista con el ciclamato, además de que es termoestable. Actualmente persisten grandes dudas de si es o no cancerígeno a los niveles recomendados de uso, ya que experimentos toxicológicos en ratas, indican la ausencia de malformaciones en fetos, tumores o cáncer en la vejiga de ratones (Graham, 1981; Jacobson, 1972).

Sacarina 68

PARTE EXPERIMENTAL La determinación de sacarina en edulcorantes se realizará empleando la técnica de HPLC. El término cromatografía se aplica a una variedad de técnicas de separación basadas en la distribución selectiva de los solutos entre fase móvil (gas, líquido, fluído supercrítico) y una fase estacionaria, que puede ser líquida o sólida. En los últimos sesenta años la cromatografía ha sido objeto de constante crecimiento respecto al número de analistas que la utilizan, la cantidad de trabajos publicados y por la variedad y complejidad de las muestras analizadas. La diferencia entre la moderna cromatografía líquida o HPLC y la cromatografía líquida tradicional (cromatografía en columna en sus variantes de absorción, partición o intercambio iónico, Cromatografía en capa fina o sobre papel) involucra el perfeccionamiento de equipos, materiales, técnica y la aplicación de teoría. En términos de resultados HPLC ofrece ventajas en cuanto a conveniencia, velocidad y habilidad para llevar a cabo separaciones difíciles. Instrumental El sistema HPLC que se muestra en la figura consta de un sistema de suministro de disolvente, una válvula de inyección de muestra, una columna de alta Presión, un detector y una computadora para controlar el sistema y visualizar los resultados.

(A)

(B)

La Figura B muestra los fenómenos que tienen lugar en una columna cromatográfica. Si una solución de componentes A y B se inyectan en la cabeza de una columna empaquetada con partículas sólidas (fase estacionaria) y se hace pasar a través de la misma un eluyente (fase móvil) ambos componentes interaccionaran de manera diferente, de acuerdo a su afinidad, con la fase estacionaria y el eluyente. Si el soluto B se absorbe más fuertemente que el soluto A en la fase estacionaria, entonces está libre en la solución una fracción menor de tiempo. El soluto B atraviesa más lentamente la columna y llega al detector después que el soluto A, obteniéndose un gráfico con un sistema de picos denominado cromatograma. En el mismo se puede observar que el tiempo de retención del compuesto A es menor que el del compuesto B. En el trabajo práctico se empleará un cromatógrafo HPLC con un detector UvVisible. Las condiciones de trabajo que se emplearán son las siguientes: - Columna: Varian ODS, 30 cm x 4,6 mm, 5 m. - Fase Móvil: Solución de ácido acético al 20 % llevada a pH 3 con solución de acetato de sodio. - Detector: λ = 254 nm. 69

Solución Patrón de Sacarina: pesar 0,025 gr de sacarina de sodio y llevar a 50 ml con fase móvil. - Velocidad Flujo: 0,5 ml/min - Tiempo de retención de la sacarina: 5,5 min - Tiempo de retención de benzoato de sodio: 20 min. - Presión: 81 (bar x 100). Preparación muestra líquida: tomar 1 ml del edulcorante líquido y llevarlo a 50 ml con fase móvil. Mezclar bien. Se inyecta en el cromatógrafo por duplicado la muestra y el patrón. Cálculos Área pico patrón _______ [ ] patrón (mg%) Área pico muestra_________ X mg -

X mg_______ 100 ml XA mg______50 ml XA mg_______1 ml XB mg_______100 ml

Valor Nomal: 2,5 gr %

1 gr______1000 mg XC gr________ XB mg

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QUIMICA ANALITICA E INSTRUMENTAL (2211) TRABAJO PRACTICO No 10 Tema: Radioinmunoanálisis Cuestionario 125 1) Explicar los modos de desintegración de 53 I . 2) Indique los fenómenos que exitan un cristal de NaI(Tl). 3) Explique los componentes de un contador de centelleo sólido. 4) Describa las partes de un espectro , y por qué las lecturas se realizan en la zona del “fotopico”. 5) Explicar el origen del pico “suma coincidencia” de impulsos. 6) Explicar el fundamento del método RIA. Por qué se fabrican los reactivos de manera que el primer patrón tenga % B/T = 50 ? 7) Indicar las funciones linealizantes de la Señal vs. Concentración. 8) Calcular la dosis equivalente suponiendo que el trazador de un equipo de RIA tiene una Actividad de 5 KBq TRABAJO PRACTICO Experiencia I: obtención del espectro de ancho de ventana para lecturas en el “fotopico”.

125 53

I y selección del nivel de canal y

a) CONSIDERACIONES PREVIAS Las Normas de Protección y Seguridad Radiológicas no permiten en éstas cirscunstancias, manipular radioisótopos excepto si son “fuentes selladas”. Las 125 actividades autorizadas por la ARN para RIA son usualmente bajas (500 Ci para 53 I ), de manera que las tasas de exposición no representan un riesgo para la salud. El personal instructor debe estar autorizado por ARN. b) INDICACIONES GENERALES 129 241 125 1) Una mezcla de 53 I + 95 Am simula el espectro de 53 I . El espectro se obtiene con el menor “ancho de ventana” posible. Los Discriminadores o analizadores de la altura de pulsos son 2 : INFERIOR O NIVEL DE CANAL, que es un filtro electrónico que deja pasar pulsos de cierta altura en adelante. Es variable entre 0 y 1000 unidades arbitrarias de tensión (uat). El SUPERIOR O ANCHO DE VENTANA, es solidario con el INFERIOR, y deja pasar pulsos de h comprendidas entre el NC y 1-2-510 % de 1000 uat. 2) Probablemente, la zona de e - Comptom no sea tan notable por la baja actividad del nucleído. 3) la zona del “fotopico” se define bien, aunque puede aparecer a energías más altas el pico “suma coincidencia”, muy sensible a la geometría de la medición. c) PROCEDIMIENTO 1) Encender el espectrómetro. Seleccionar la tensión de trabajo del fotomultiplicador en 1000 V. 71

2) Seleccionar el discriminador superior en 1 % uat. 4) Introducir el patrón sellado en el pozo. 5) Preseleccionar el control de tiempo en un minuto. 6) Obtener el espectro moviendo el nivel de canal cada 20 uat. 7) Graficar Am (cpm) en función del nivel de canal, altura de los pulsos o energía (sinónimos) y determinar si 100 uat pueden abarcar el “fotopico”. Experiencia II: determinación de T4, una de las hormonas tiroideas, en suero humano por RIA. a) CONSIDERACIONES PREVIAS El instructor dispondrá de tubos marcados con Ac anti-T 4, que ya han sido empleados en algún centro asistencial en una determinación de la hormona, por la técnica de fase sólida. De este modo, no se manipula material radioactivo disuelto en soluciones, ni tampoco sueros. b) INDICACIONES GENERALES 1) Si en verdad se realizara el análisis tal como está previsto en el protocolo, se deben seguir estrictamente las normas de seguridad establecidas por la ARN o equivalentes. 2) Lea atentamente los protocolos de Protección y Seguridad Radiológicas anexados al final, que deben observarse en un Laboratorio de Radioisótopos. c) PROCEDIMIENTO 1) Determinar gráficamente el centro del “fotopico”. 2) Seleccionar el discriminador INFERIOR O NIVEL DE CANAL en 50 uat antes del máximo del “fotopico”. 3) Seleccionar el discriminador SUPERIOR O ANCHO DE VENTANA, en 10 % de 1000 uat o 100 uat, de modo que ahora se miden los pulsos comprendidos entre – 50 y + 50 uat con centro en el máximo del “fotopico”. 4) Contar los tubos duplicados un minuto. 5) Calcular B/B0 para patrones y sueros. 6) Graficar en logit-log B/B0 de los patrones, y calcular las concentraciones de T4 por interpolación. Un Becquerell = 1 Bq = 1 des/s Un Curie = 1 Ci = 3,7 1010 des/s = 2,22 1012 des/min Un mCi = 3,7 107 des/s = 2,22 109 des/min Un Ci = 3,7 104 des/s = 2,22 106 des/min

MANUAL DE SEGURIDAD RADIOLOGICA PARA EL LABORATORIO PRINCETON UNIVERSITY 2007. 12553Iodo Características físicas: Vida media: 60.1 días. Emisiones: Las principales son rayos gamma de 35 keV y rayos X de 27-32 keV. Semi-espesor: 0.02 mm en Pb; 2 cm en tejidos. (Semi-espesor es la distancia lineal de material necesaria para reducir la intensidad de la radiación un 50 %). Dosis y protección: La velocidad de dosis a 10 72

cm: 15 mrem/hour/mCi (para una fuente de punto no apantallada). Escudo: Pb en láminas u hojas, cuando se usan centenares de microcuries o en el orden del milicurie. No son necesariassi se usan cantidades bajas (microcurie) como en los equipos de RIA. Límite Anual de Ingestión (LAI): 60 µCi vía la inhalación, y 40 µCi vía oral. La ingesta de un LAI producirá una dosis de 5 rem. El órgano crítico para protección es la glándula tiroidea. Detección: Un cristal de centelleo de ioduro de sodio es el método preferido pora detectar Iodo-125. No es probable que los detectores de G-M capten la presencia de Iodo-125 en cantidades menores a 100.000 dpm (0,05 µCi). Precauciones: Puede liberarse yodo volátil desde I-125 o de compuestos iodados que contienen centenares de microcuries o más. Los recipientes de Iodo-125, incluso los viales de muestras de compuestos iodados, siempre deben abrirse en una campana extractora. El personal que usa I-125 en centenares de microcuries o más, deben llevar los guantes dobles y cambiarlos cuando se contaminen. Las marcaciones de moléculas deben realizarse bajo estricto control de la autoridad regulatoria, porque se maneja I 2 radioactivo volátil con Actividades de 500-2000 Ci. Después de una iodación, el personal debe someterse a un bioensayo de contaje tiroideo. Depósitos y eliminación de Residuos: Sólidos: almacenados en contenedores de Pb en un programa de decaimiento a Teluro estable. Líquidos: sometidos a programas de eliminación cloacal. El límite mensual de acumulación secundaria es 30 µCi. Procedimientos modelo de seguridad en la apertura de bultos de material radioactivo. Health Department, NY. a. Colocarse guantes para prevenir la contaminación de las manos. b. Visualmente inspeccione el paquete para cualquier señal de daño. Si el daño es importante se detiene el procedimiento y se notifica a ARN. c. Abra el paquete con los pasos preventivos siguientes: 1. abra el paquete exterior (direcciones de fabricante, etc) y quitar las ataduras del embalaje. 2. abra el paquete interno y verificar que los contenidos están de acuerdo con lo que se espera. 3. inspeccionar la integridad de la fuente (es decir inspeccione posibles roturas de tapas, viales, la pérdida de líquido, o decoloramiento del material). Si algo es de otra manera que lo esperado, se detiene y se notifica a la ARN. Reglas para el uso de material radioactivo 1. Emplear cobertores de superficie lisos no-absorbentes y ropa de protección adecuada según las actividades. 2. Colocarse guantes. No comer, beber, fumar, o aplicarse cosméticos. No almacenar comidas, bebidas o efectos personales cerca de las Fuentes. 3. Disponer de receptáculos para desechos identificados, y con escudos protectores. 4. No usar pipetas con la boca. 5. Separar los dispositivos volumétricos “fríos” de los “calientes”. 6. Si hay derrames se usa papel absorbente con guantes para limpiar. 7. La contaminación removable debe dar menos de 200 dpm/100 cm 2 para Iodo-125, y de 1000 dpm/100 cm2 para otros radionucleídos. 73

8. Notificar incidentes que superan las pautas, o accidentes a la ARN.

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