TECNICAS BÁSICAS LAB. QUIMICA

1 1 1 1---- IN IN IN INTRODUCCIÓN AL LABORATORIO TRODUCCIÓN AL LABORATORIO TRODUCCIÓN AL LABORATORIO TRODUCCIÓN AL LABORATORIO ----1111----

CRÈDITO Nº 4

TÉCNICAS BÁSICAS DE LABORATORIO

CICLO FORMATIVO DE GRADO SUPERIOR DE ANÀLISIS Y CONTROL

PROFESOR: .......................................................

IES.......................................................................

1 1 1 1---- IN IN IN INTRODUCCIÓN AL LABORATORIO TRODUCCIÓN AL LABORATORIO TRODUCCIÓN AL LABORATORIO TRODUCCIÓN AL LABORATORIO ----2222----

ÍNDICE ANÀLIS VOLUMÈTRIC Preparació de dissolucions Etiquetaje de reactivos y disoluciones Volumetrías de neutralización. P.1 - Preparación de una disolución valorada de NaOH P.2 - Preparación de una disolución valorada de HCl P.3 - Preparación y valoración de CH3COOH 0,1 N P.4 - Preparación y valoración de NH4OH 0,1 N P.5 - Determinación de la riqueza de un vinagre P.6 - Titulación de mezclas. Carbonato, bicarbonato, hidróxido P.7 - Valoraciones por retroceso. Basicidad de un antiácido P.8 - Determinación de ácido acetilsalicílico en aspirina P.9 - Determinación de fosfórico y sulfúrico Determinaciones pHchimétricas. Curvas de neutralización P.10 - Determinación del pH de diferentes disoluciones. Determinación de las constantes de disociación P.11 - Preparación de disoluciones tampón P.12 - Curvas de neutralización TITULACIONES DE PRECIPITACIÓN P.13 - Preparación de una disolución valorada de nitrato de plata 0,1 N P.14 - Determinación de cloruros. Método de Morh P.15 - Determinación de cloruros. Método de Volhard TITULACIONES COMPLEXOMÉTRICAS P.16 - Preparación de una disolución valorada 0,01 M de EDTANa2 P.17 - Determinación complexométrica de la dureza del agua P.18 - Determinación complexométrica de una sal de calcio P.19 - Determinación complexométrica de una sal de cobre TITULACIONES RED-OX P.20 - Preparación de una disolución valorada de KMnO4 0,1 N P.21 - Valoración de agua oxigenada con permanganato de potasio P.22 - Preparación de una disolución de tiosulfato de sodio 0,1 N P.23 - Determinación del cloro activo en lejías GRAVIMETRÍAS P.24 - Determinación del CaO en una caliza P.25 - Determinación del hierro en un mineral P.26 - Determinación del níquel en sales y aceros P.27 - Determinación de sulfatos

2 2 2 2 ---- ANÁLISIS VOLUMÉTRICO. VOLUM. ANÁLISIS VOLUMÉTRICO. VOLUM. ANÁLISIS VOLUMÉTRICO. VOLUM. ANÁLISIS VOLUMÉTRICO. VOLUM. NEUTRALIZACIÓN NEUTRALIZACIÓN NEUTRALIZACIÓN NEUTRALIZACIÓN ----1111----

ANÁLISIS VOLUMÉTRICO Bibliografía: H.AYRES. Análisis Químico Cuantitativo. Ed. Harla. Pag. 150-166, 279-286, 287-296. JOSEP Mª CASAS SABATA. Técnicas de Laboratotio Químico 4. Ed. Edebé. Pag. 197-199. SKOOG, D.A., WEST, D.M., Química Analítica. Ed. Mc Graw-Hill 6ª Ed. Pag. 150-166. BERMEJO. Química analítica general, cuantitativa e instrumental.Vol.1.Ed. Paraninfo.7ª Ed. Pag. 573-872 PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES Objetivos: Introducir al alumno en la preparación de disoluciones, valoración con un reactivo primario. Cálculos. Fundamentos de la determinación: a la química analítica cuantitativa. Conceptos de: equivalente, peso equivalente, punto final de una valoración, punto de equivalencia de una valoración, indicadores ácido-base, factor, normalidad real y normalidad teórica. Saber preparar disoluciones de diferentes concentraciones. Diferenciar los diferentes tipos de disoluciones, según el uso que tienen en un método de análisis. Conocer los diferentes conceptos de: soluto, disolvente, disolver, concentrar, soluble, insoluble, saturado y insaturado. Procedimiento A: Para disoluciones destinadas a análisis volumétrico, las más frecuentes tienen concentraciones 0,1N; 0,01N, etc. El proceso general que se ha de seguir para la preparación de una disolución es diferente si el soluto es un sólido o un líquido, pero básicamente se resume en los pasos siguientes:

1. Calcular la cantidad de soluto a pesar o medir que se necesita para preparar la disolución, teniendo en cuenta la riqueza de los reactivos y la concentración de la disolución a preparar.

2. Medir el volumen necesario, con una pipeta lo más exacta posible, si se trata de un líquido o pesar el producto si es un sólido con la balanza analítica.

3. Pasar el soluto a un vaso de precipitados y disolverlo con un poco de disolvente; si se ha calentado, dejarlo enfriar.

4. Traspasar la solución a un matraz aforado con la ayuda de un embudo y la varilla de vidrio.

5. Lavar el vaso de precipitados con el disolvente y añadirlo al matraz. 6. Enrasar el matraz y agitar bien durante un rato. 7. Comprobar si está bien enrasado y si precisa añadir unas gotas del disolvente con un

gotero.


8. Volver a agitar y traspasar a una botella, que previamente se habrá lavado y posteriormente aclarado con agua destilada y por último con la disolución que hemos preparado.

9. Etiquetar la botella con una etiqueta normalizada. En caso de no tener etiqueta normalizada la haremos nosotros. En la etiqueta tiene que constar el nombre de la disolución, la concentración, fórmula, fecha de preparación y el nombre de la persona que la ha preparado. Tiempo de validez de esta. Así como los pictogramas y señales de precaución y peligros que se han de tener en cuenta en su utilización. Procedimiento B: Para aquellas disoluciones que no precisen de tanta exactitud como las destinadas a valoraciones. Por ejemplo, las disoluciones que se utilizan para acidificar una solución, obtener un medio básico, soluciones al 10%, 2%, soluciones de ácido 1:1, 1:2, etc.

1. Hacer el cálculo de la cantidad de soluto a pesar o medir, teniendo en cuenta la riqueza del reactivo.

2. Medir el volumen necesario con una probeta, si se trata de un líquido, o pesar en una balanza granatario si se trata de un sólido.

3. Pasar el soluto a un vaso de precipitados para disolverlo con una cantidad adecuada de disolvente; si la disolución se ha calentado, dejarla enfriar antes de traspasarla.

4. Traspasar la solución a un matraz o probeta si no se dispone de matraz. 5. Lavar el vaso tres veces con disolvente y añadir el líquido de los lavados a la

disolución. 6. Enrasar y agitar. Si la disolución se ha preparado en una probeta se puede agitar

traspasando la mezcla a otra probeta del mismo volumen y repitiendo el trasvase al menos tres veces.

7. Etiquetar igual que en el procedimiento A. Etiquetaje de reactivos y disoluciones 1. Identificación Nombre y fórmula

Se ha de hacer constar el nombre del producto y su fórmula. Este último requisito se puede obviar en aquellos casos en que se trate de un producto compuesto. Concentración o riqueza

Hay que indicar las unidades. La riqueza se expresa en % p/p. Para las disoluciones patrón se da el factor si es preciso. Caducidad

Este dato debería constar, no sólamente en el recipiente del reactivo, sinó también en su ficha para saber cuando se ha de retirar. Muchos sólidos de difícil hidratación, carbonatación, oxidación y ataque por microorganismos, tienen caducidad de 10 años. Para productos estables, como los citados, la caducidad se limita a 5 años, si el recipiente está precintado. Por eso en algunas empresas apuntan la fecha en que se rompio el precinto y la caducidad a partir de esta data.


Las disoluciones deberían tener una caducidad de 6 meses como máximo. Hay que tener cuidado en la manipulación y limpieza, no contaminar los reactivos por exposición o por imprudencias (para asegurar una mejor conservación, nunca se retornará los excesos de reactivos o soluciones a los recipientes originales), etc. Otros datos

En muchos casos existen datos de importancia como el pH, la presión, el material del envase, etc. Códigos de peligro

Los envases llevaran, como máximo, dos pictogramas e iran acompañados de los números y textos de las frases R, de riesgos específicos, y las S, de consejos de prudencia relativos a manipulación de productos peligrosos. algunas veces se utiliza un código numérico de riesgo, en una escala que va desde cero (no peligroso) hasta cuatro (muy peligroso). 2. Fecha de preparación o recepción En el caso de productos adquiridos, se ha de adjuntar la fecha de recepción en el etiquetaje del producto, así como aquellos datos internos, especificados en los otros apartados. 3 Nombre del preparador o empresa suministradora No son necesarios nombre y apellidos. Es suficiente con las iniciales, siempre que no provoque confusión, o bien algun nombre que figure en algún registro de fácil acceso. 4. Condiciones de almacenamiento Número del artículo (código)

Cada producto ha de llevar su propio código de artículo más algunos dígitos para identificarlo en su propia ficha, donde constarán las incidencias de la botella (pedido, albarán, factura, precio, fecha de recepción, aplicación presupuestaria, etc.)


VOLUMETRÍAS DE NEUTRALIZACIÓN. ACIDIMETRÍAS Y ALCALIMETRÍAS

PRÁCTICA 1. PREPARACIÓN Y VALORACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN DE HIDRÓXIDO DE SODIO

DEPARTAMENT DE QUÍMICA

Escola Municipal de Treball

GRANOLLERS

PREPARACIÓN Y VALORACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN DE HIDRÓXIDO DE SODIO

PNR-001

1. OBJETIVO Preparación de 1 litro de una disolución de hidróxido de sodió 0,1 N . Determinación del factor de la disolución. 2. ÀMBITO DE APLICACIÓN Las disoluciones valoradas de hidróxido de sodio son utilizadas frecuentemente para la determinación de disoluciones ácidas (acidimetrías). 3. RESPONSABILIDAD La responsabilidad de la realización, revisión y aprobación de este Procedimeinto Normalizado corresponde a las personas y cargos detallados en la página 1 de este procedimeinto. La responsabilidad en la correcta aplicación de directrices e instrucciones detalladas en este PN, corresponderán a las personas que, de forma individual o por delegación, hagan uso del mismo. No comportará responsabilidades directas para la persona que haga uso del Procedimiento Normalizado, la exacta interpretación de las instrucciones detalladas en este procedimiento. Son responsables de las actuaciones incorrectas o de los posibles daños a la salud de las personas, aquellos que tengan competencias en materia de Seguridad y Salud Laboral, de acuerdo con la legislación vigente y en particular la Ley 31/1995 (Ley de Prevención de Riesgos Laborales), así como, de forma subsidiaria, aquellos que indiquen las Autoridades correspondientes. Las mismas responsabilidades que en el parágrafo anterior son aplicables en materia Medio ambiental, de acuerdo con lo que se estipula en la legislación. 4. REFERENCIAS BIBLIOGRÀFICAS Y DE SOPORTE 4.1. PN RELACIONADOS PNO- ..... Procedimiento para la realización de procedimientos PNM- ..... Procedimiento para la clasificación del material del laboratorio PNP- ..... Procedimiento para la preparación general de disoluciones PNR- ..... Procedimiento para la clasificación de los residuos del laboratorio PNS- ..... Normas generales de seguridad y salud en el laboratorio


4.2. BIBLIOGRAFIA (1) AYRES, H., Análisis Químico Cuantitativo. 2ª ed. Harla, pág. 634 (2) CASAS SABATA,JOSÉ Mª., Técnicas Laboratorio Químico 4. Edebé. Págs. 204-206 (3) SKOOG, A.; WEST, M.: "Química Analítica". 6º ed. McGraw-Hill. Págs. 170-174 (4) BERMEJO MARTÍNEZ, F., Química Analítica General, Cuantitativa e Instrumental. 7ª ed. Paraninfo, págs. 573-627, 789-794. 4.3. OTROS DOCUMENTOS Dosier de practicas Técnicas Básicas Fichas Toxicológicas 5. DEFINICIONES Titulación: Operación consistente en añadir una solución valorada sobre el problema hasta llegar a que la reacción sea cuantitativa. Se habla indistintamente de titulación, valoración o volumetría. Factor: Parámetro que relaciona la concentración real de una disolución respecto con la concentración teórica. Factorizar: Acción de calculo del factor de una disolución mediante una titulación. Punto de equivalencia: Punto de la reacción en que se igualan los equivalentes de ambos reactivos. Punto final: Punto en que se detiene la valoración porque se produce un cambio característico y perceptible (cambio de color o aparición de un precipitado) Error de titulación: Diferencia de volumen o masa de analito entre el punto de equivalencia y el punto final. Indicador: Es un reactivo auxiliar que se añade en algunas valoraciones para reconocer el punto final mediante el cambio de color del mismo. El indicador elegido debe virar lo más cerca posible del punto de equivalencia. Rango: Es la zona de pH que un indicador precisa para manifestar completamente su cambio de color (zona de viraje). Fenoftaleína: 0,1 % en disolución alcohólica . incoloro 8 - 9,5 rojo Anaranjado de metilo: 0,2 % en disolución acuosa rojo 3 - 4,5 amarillo Patrones primarios: Compuestos de elevada pureza que sirven como reactivos de referencia en los métodos volumétricos y gravimétricos. Es preciso que tengan las siguientes características: máxima pureza, estabilidad, ausencia de agua de hidratación, accesible y barato, soluble en el medio de titulación, peso molecular relativamente grande. Patrones primarios básicos: KHCO3, Na2CO4, CaCO3, Na2CO3 Patrones primarios ácidos:KHP (KHC8H4O4), C6H5COOH(a. benzoico), H2C2O4 (a. oxálico)


6. PRINCIPIOS BÁSICOS. FUNDAMENTO TEÓRICO Teoría del análisis volumétrico 7. INSTRUMENTAL, APARATOS Y MATERIAL NECESARIO 7.1 Material de uso habitual en el Laboratorio (MAT-0001)

1 pesasustancias 3 erlenmeyers de 100 ml 1 microespátula 1 matraz aforado de 1000 ml. 1 bureta de 25 ml. 1 soporte 1 pinza de bureta 1 varilla de vidrio 1 vaso de precipitados de 250 ml. 1 botella 1000 ml. para colocar la disolución

8. PRODUCTOS QUÍMICOS. PATRONES Y MUESTRAS 8.1 Hidróxido de sodio, NaOH (PRS - 911-RG) 8.2 Ftalato ácido de potasio, KHP (PA - 121-RI) 8.3 Disolución alcohólica de fenoftaleína al 1%. Se disuelve 1 g de fenoftaleína (PRS -533 - Zona RC) en 100 ml de etanol del 95% (PRS - 349 - Zona RO). Colocar en frasco cuentagotas. 9. NORMAS DE SEGURIDAD Y ELIMINACIÓN DE RESIDUOS 9.1 Esta base es corrosiva e irritante y por tanto se debe utilizar con precaución. En caso de contacto con la piel, hay que lavarla con agua en abundancia y despues con ácido bórico. 9.2 La mezcla con agua es muy exotérmica, por lo que hay que agitar la disolución para evitar concentraciones locales y tener precaución con su manipulación. 9.3 Es un producto higroscópico por lo que hay que mantener el recipiente del reactivo abierto el menor tiempo posible. 9.4 Los residuos de hidróxido de sodio, previamente diluidos, se echan en el colector D. 10. PROCEDIMIENTO DE TRABAJO 10.1 Colocar en un pesasustancias destapado 2 gramos de ftalato ácido de potasio (KHP), KHC8H4O4, pesados en balanza granatario. Ponerlo en la estufa y mantener a 105ºC durante 2 horas. Pasarlo a un desecador y dejarlo enfriar durante 30 min.


10.2 Hacer hervir el volumen de agua destilada que se precise para preparar la disolución. Dejarla enfriar. 10.3 Pesar en un vaso de precipitados de 250 ml la cantidad de NaOH sólido calculada, disolver con agua hervida fría, esperar a que se enfríe la disolución y pasarla a un matraz aforado. Lavar el vaso, al menos tres veces, con agua hervida. Agitar para homogeneizar la solución. Para disoluciones 0,1 N: 10.4 Pesar en 3 erlenmeyers de 100 ml, aproximadamente entre 0,4 y 0,5 g de KHP, previamente secado, con precisión de 0,0001 g. 10.5 Añadir a cada erlenmeyer 50 ml. de agua destilada, disolver la muestra y añadir 3 gotas de indicador fenoftaleína. 10.6 Proceder a valorar las muestras con el hidróxido de sodio preparado. El punto final de la valoración es cuando una coloración rosa de la fenoftaleína se mantiene durante 20 seg. Para disoluciones más diluidas: 10.4 Preparar una disolución de KHP de 250 ml. de la misma concentración que el hidróxido de sodio. Poner 20 ml de esta disolución en cada uno de los tres erlenmeyers de 100 ml. 10.5 Añadir 20 ml de agua destilada y 3 gotas de fenoftaleína. 10.6 Proceder a valorar las muestras con el NaOH preparado. El punto final de la valoración es cuando la coloración rosa de la fenoftaleína se mantiene durante 20 seg. 11. CÀLCULOS Y RESULTADOS 11.1 Cálculo de los gr. de NaOH que hay que pesar

g. NaOH = V $N $ 4000% NaOH

11.2 Cálculo del factor

a) Para disoluciones 0,1 N f = g. de KHP

204 $V $N t

b) Para otras concentraciones f = 0,020

V 11.3 Las reacciones que se producen en el procedimiento son las siguientes: NaOH + KHC8H4O4 ----------> KNa C8H4O4 + H2O


12. PRECISIÓN Y EXACTITUD Es importante realizar la determinación con precisión y exactitud, por lo que se tendrá en cuenta: La pesada de la sustancia patrón, previamente secada, se realizará en balanza analítica con precisión 0,0001 g. Utilizar agua fría previamente hervida para eliminar el CO2. Evitar cometer errores en el curso de la titulación: gotitas de agua en la bureta (lavar previamente con pequeñas cantidades de la disolución a titular), llenado incorrecto de bureta, error de menisco, burbujas de aire bajo la llave, gotitas de disolución en las paredes del erlenmeyer, detección incorrecta del punto final, etc. La determinación se realizará por triplicado, descartando aquellos valores que puedan resultar dudosos o erróneos, que se repetirán de nuevo. 13. COMENTARIOS. OBSERVACIONES Si debe guardarse solución de NaOH valorada, deben colocarse unos tubos de absorción de CaCl2, o de cal sodada (NaOH + CaO) para evitar el deterioro, con el CO2 atmosférico. En su defecto factorizar la disolución con frecuencia.


PRACTICA 2. PREPARACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN VALORADA DE ÁCIDO CLORHÍDRICO 0,1 N 1. Objetivo Preparación de 1 litro de una disolución de ácido clorhídrico de una concentración determinada y posterior determinación del factor de la disolución. 2. Fundamentos de la determinación: Las disoluciones de ácido clorhídrico son frecuentemente empleadas para la determinación cuantitativa de disoluciónes básicas. Teniendo en cuenta que este ácido no es un patrón primario, hay que preparar una disolución de concentración aproximada y a continuación estandarizarla delante de un patrón primario para ácidos. Algunas de las sustancias alcalinas aptas para tal valoración son: Na2CO3, KHCO3, Na2C2O4, CaCO3. Na2CO3 + 2 HCl ----------> H2CO3 + 2 NaCl 3. Procedimiento

1. Pesar aproximadamente 2 g. de Na2CO3 anhidro PA, en un pesasustancias y colocarlos en la estufa a 110 ºC durante dos horas, a continuación pasar al desecador para que se enfrie.

2. Calcular los ml. de HCl (conc.) necesarios para preparar 1 litro de disolución 0,1 N. 3. Medir los ml. de HCl a disolver con la mayor exactitud posible, transvasarlos a un

vaso de precipitados de 250 ml que contenga 100 ml de agua destilada, agitar y esperar a que se enfríe.

4. Transvasar la disolución de ácido con la ayuda de un embudo y una varilla de vidrio

al matraz aforado. Enjuagar el vaso de precipitados con una pequeña cantidad de agua destilada y transvasarla al matraz aforado, repitiendo la operación 2 o 3 veces más.

5. Añadir agua destilada hasta llenar el matraz. Enfriar el matraz si es preciso y enrasar

correctamente. Agitar para homogeneizar la disolución. 6. Transvasar la disolución a una botella de vidrio y etiquetarla con una etiqueta

normalizada. 7. Pesar en tres erlenmeyers de 100 ml, aproximadamente 0,1 g. de carbonato de sodio,

seco y frio, con precisión de 0,0001 g. , añadir unos 25 ml de agua destilada, dos gotas de anaranjado de metilo, agitar y valorar con el ácido que habremos dispuesto en la bureta, hasta viraje del indicador de amarillo a rojo-naranja. Anotar los volumenes consumidos y calcular el factor. Anotar el factor y la fecha en la etiqueta de la botella de HCl 0,1 N.

4. Observaciones


El carbonato de sodio, se debe secar durante 2 h. a 110 ºC, para eliminar la humedad y descomponer el bicarbonato que pudiera acompañarle. 2 NaHCO3 ----> Na2CO3 + CO2 + H2O La disolución se prepara por dilución del ácido concentrado. Éste es corrosivo y por tanto se ha de hacer servir con precaución. Su mezcla con agua es muy exotérmica; para evitar salpicaduras SIEMPRE HAY QUE AÑADIR EL ÁCIDO SOBRE EL AGUA y muy lentamente, agitando la disolución para evitar grandes concentraciones locales. Esta disolución tiene una duración de 12 meses. Hay que factorizarla a los 6 meses. 5. Eliminación de residuos Las disoluciones diluidas de ácidos, bases y sales se vierten en el contenedor D. Periódicamente, antes de vaciar por el desagüe el contenido del contenedor D, neutralizar a pH 6-8 con disolución de sosa caustica a granell o de salfumán. 6. Cuestionario

1. ¿Porqué hay que secar el Na2CO3? 2. Explica como has enrasado la bureta. 3. Explica como has transvasado los líquidos. 4. Qué tipo de reacción se produce entre HCl y Na2CO3 5. Entre que valores vira el anaranjado de metilo 6. Podría haberse utilizado fenoftaleína como indicador en esta valoración.


PRACTICA 3. PREPARACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN VALORADA DE ÁCIDO ACÉTICO 0,1 N 1. Objetivo Preparación de una disolución de ácido acético de una concentración determinada y posterior determinación del factor de la disolución frente a un patrón secundario.Indicadores que se pueden utilizar. 2. Fundamentos de la determinación: Las disoluciones valoradas de ácido acético son utilizadas frecuentemente para la realización de curvas de neutralización entre ácido débil y base fuerte. CH3COOH + NaOH ----------> Na CH3COO + H2O 3. Procedimiento 1. PREPARACIÓN DE LA DISOLUCIÓN DE ÁCIDO ACÉTICO 0,1 N Calcular la cantidad de ácido acético comercial que se tiene que pipetear para preparar 0,5 l.

de CH3COOH 0,1 N. Medir esa cantidad de ácido, con pipeta, y disolverla en un vaso de precipitados. Agitar la disolución y seguidamente pasarla a un matraz aforado de ½ litro. Añadir agua fría hasta la señal de aforo. Traspasarlo a una botella y etiquetar según normas.

2. VALORACIÓN DE CH3COOH 0,1 N Medir con pipeta aforada 20 ml. de una disolución de NaOH 0,1 N y pasarlos a un

erlenmeyer de 100 ml., añadir 20 ml. de agua destilada y un par de gotas de fenoftaleína como indicador. Valorar con la disolución de ácido acético que se habrá dispuesto en la bureta.

El punto final de la valoración es cuando la disolución del erlenmeyer se vuelve incolora. Realizar tres determinaciones y calcular el factor.

4. Eliminación de residuos Las disoluciones diluidas de ácidos, bases y sales se vierten en el contenedor D. 5. Cuestionario

1. Escribe la reacción de neutralización que ha tenido lugar. 2. ¿Por qué se han de medir los 20 ml de NaOH con pipeta aforada? 3. ¿Convendría hacer un blanco?¿Por qué?


PRACTICA 4. PREPARACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN VALORADA DE HIDRÓXIDO DE AMONIO 0,1 N 1. Objetivo Preparación de 0,5 litros de una disolución de hidróxido de amonio 0,1 N y posterior determinación del factor de la disolución frente a un patrón secundario.Indicadores que se pueden utilizar. 2. Fundamentos de la determinación: Las disoluciones valoradas de ácido hidróxido de amonio se pueden utilizar para la realización de curvas de neutralización entre base débil y ácido fuerte. NH4OH + HCl ----------> NH4Cl + H2O 3. Procedimiento A) PREPARACIÓN DE LA DISOLUCIÓN DE HIDRÓXIDO DE AMONIO 0,1 N Calcular la cantidad de amoníaco que se ha de tomar para preparar 0,5 l. de NH4OH 0,1 N. Medir esa cantidad de base, con pipeta, y disolverla en un vaso de precipitados. Agitar la disolución y seguidamente pasarla a un matraz aforado de ½ litro. Añadir agua fría hasta la señal de aforo. Traspasarlo a una botella y etiquetar según normas. B) VALORACIÓN DE NH4OH 0,1 N Medir con pipeta aforada 20 ml. de una disolución de NH4OH 0,1 N y pasarlos a un erlenmeyer de 100 ml., añadir 20 ml. de agua destilada y un par de gotas de anaranjado de metilo como indicador. Valorar con la disolución de HCl 0,1 N que se habrá dispuesto en la bureta. El punto final de la valoración es cuando la disolución del erlenmeyer pase de un color amarillo naranja a un color rojizo. Realizar tres determinaciones y calcular el factor. 4. Eliminación de residuos Las disoluciones diluidas de ácidos, bases y sales se vierten en el contenedor D. 5. Cuestionario

1. Escribir la reacción de neutralización que ha tenido lugar. 2. ¿Que precauciónes se deben tomar en el manejo del NH3? 3. ¿En el laboratorio disponemos de NH3 o de NH4OH?


PRACTICA 5. DETERMINACIÓN DE LA RIQUEZA DE UN VINAGRE 1. Objetivo Encontrar la concentración o acidez de un vinagre expresada en CH3COOH. Aplicación concreta de una valoración de ácido débil y base fuerte. 2. Fundamentos de la determinación: El contenido total de ácido de un vinagre o de un vino se determina fácilmente por titulación con una base estándar. CH3COOH + NaOH ----------> Na CH3COO + H2O Se acostumbra informar el contenido en ácido en el vinagre en términos de ácido acético, el principal constituyente ácido, aun cuando pueden existir otros ácidos. El grado del vinagre se expresa en gramos de CH3COOH en 100 ml. 3. Procedimiento

1. Tomar 10 ml. de vinagre y diluirlos con agua destilada en un matraz de 250 ml. De esta disolución tomar 50 ml. y colocarlos en un erlenmeyer, añadiendo unas gotas de fenoftaleína.

2. Se empieza la valoración, añadiendo NaOH 0,1 N. Continuar valorando hasta que la disolución pase de un color incoloro a un lila suave.

4. Eliminación de residuos Las disoluciones diluidas de ácidos, bases y sales se vierten en el contenedor D.


PRACTICA 6. TITULACIÓN DE MEZCLAS. CARBONATO, BICARBONATO, HIDRÓXIDO 1. Objetivo Encontrar la concentración de los componentes de la mezcla. Conocer de que mezcla se trata. Función de cada indicador. 2. Fundamentos de la determinación: Hay mezclas de interés en análisis químico, formadas generalmente por carbonatos y otros componentes que pueden distinguirse fácilmente mediante valoraciones en las que se utilizan dos indicadores; generalmente fenoftaleína y anaranjado de metilo. Se utilizará el método Warder, sin volver a enrasar la bureta. Se efectúa la valoración con un ácido tipo, como HCl, y el análisis se lleva a cabo en dos pasos: Fenoftaleína (pH de viraje 8-9,5): Tiene lugar la titulación del hidróxido de sodio y del carbonato que se transforma en bicarbonato de sodio. CO3

2- + H+ ----------> HCO3-

Las reacciones que pueden producirse serán, por tanto: Na2CO3 + HCl ----------> NaHCO3 + NaCl NaOH + HCl ----------> NaCl + H2O Anaranjado de metilo (pH de viraje 3-4,5). Si a la disolución anterior se le añade anaranjado de metilo y se sigue valorando hasta coloración rosada, se descompone el bicarbonato de la reacción anterior y el inicial que pueda existir en la muestra, según la reacción: HCO3

- + H+ ----------> CO2 m + H2O Las reacciones que pueden producirse serán, por tanto: NaHCO3 + HCl ----------> CO2 m + NaCl + H2O 3. Procedimiento

1. Preparar 250 ml. de disoluciones 0,1 N de: Na2CO3, NaHCO3 y NaOH. No hace falta factorizarlas.

2. Valorar cada posible mezcla con HCl 0,1 N., previamente factorizado. 3. Realizar un ensayo en blanco. 4. MEZCLA Nº 1: NaOH. Tomar 10 ml. de la disolución de NaOH 0,1 N y añadir 20 ml. de agua destilada. Poner

unas gotas de fenoftaleína y valorar con el HCl 0,1 N hasta el cambio de color del indicador de rojo-violeta a incoloro. Anotar el volumen (V1). Poner unas gotas de anaranjado de metilo. Continuar la valoración hasta viraje del indicador de amarillo a anaranjado rojizo. Anotar el volumen (V2).


5. MEZCLA Nº 2: Na2CO3 Tomar 10 ml. de la disolución Na2CO3 0,1 N y añadir 20 ml. de agua destilada. Proceder

igual que con la mezcla anterior. 6. MEZCLA Nº 3: NaHCO3 Tomar 10 ml. de la disolución de NaHCO3 0,1 N y añadir 20 ml. de agua destilada.

Proceder igual que con la mezcla anterior. 7. MEZCLA Nº 4: Na2CO3 y NaOH Tomar 10 ml. de la disolución de Na2CO3 y 10 ml. de NaOH y añadir 20 ml. de agua

destilada. Proceder igual que con la mezcla anterior 8. MEZCLA Nº 5: Na2CO3 y NaHCO3 Tomar 10 ml. de la disolución de Na2CO3 y 10 ml. de la de NaHCO3 y añadir 20 ml. de

agua destilada. Proceder igual que con la mezcla anterior 9. CALCULAR EN CADA CASO LA CONCENTRACIÓN EN mg/l DE LOS

COMPUESTOS PRESENTES EN LA MEZCLA. 10. UNA VEZ VALORADAS ESTAS MEZCLAS, EL ALUMNO ANALIZARÁ TRES

MUESTRAS PROBLEMA, DE LAS CUALES SE DEBERÁ DETERMINAR LOS COMPUESTOS PRESENTES EN LA MEZCLA Y LA PROPORCIÓN EN QUE ESTÁN PRESENTES.

Los resultados se expresan: muestras sólidas (% p/p). Muestras líquidas (mg/l).

4. Eliminación de residuos Las disoluciones diluidas de ácidos, bases y sales se vierten en el contenedor D. 5. Cuestionario

1. Por qué no puede coexistir NaOH y NaHCO3? 2. Indica los compuestos que se determinan con la fenoftaleína. Escribe las reacciones. 3. Indica los compuestos que se determinan con el anaranjado de metilo. Escribe las

reacciones 4. ¿Por qué es necesario realizar un ensayo en blanco? ¿Como lo llevarías a cabo?


PRACTICA 7. BASICIDAD DE UN ANTIÁCIDO. VALORACIONES POR RETROCESO 1. Objetivo Mecanismo y aplicaciones de las retrovaloraciones. Factor de error. Calcular el nº de eq. antiácido/gr. de un producto comercial. 2. Fundamentos de la determinación: VALORACIONES POR RETROCESO: En las valoraciones por retroceso (retrovaloraciones) se añade un exceso de disolución valorada. El exceso se valora después en sentido opuesto con una segunda disolución valorada. Consideremos, por ejemplo, como puede determinarse el carbonato de calcio contenido en la sosa por medio de una valoración por retroceso. Se añadiría un volumen conocido de HCl valorado a la muestra, de modo que la reacción se lleve hasta más allá del punto de equivalencia. Después podría utilizarse una solución valorada de NaOH para determinar cuanto exceso de HCl se añadió, valorando el exceso hasta llegar al punto de equivalencia. Por tanto, Equivalentes CaCO3 = equivalentes HCl - equivalentes NaOH ¿Cuál es el motivo de que algunas veces se de este rodeo para la valoración de determinadas sustancias? En primer lugar porque existen sustancias como el CaCO3 que son básicas pero insolubles en agua. Sin embargo, el CaCO3 es soluble en los ácidos. Si se tratase de realizar una valoración directa con un ácido, la muestra no se disolvería totalmente hasta llegar al punto final. Esto puede llevar a dificultades en la determinación del punto final. En segundo lugar la reacción entre la disolución valorada y la muestra es, a veces, muy lenta. Se produce con mucha mayor rapidez si se añade un exceso del reactivo valorado. BASICIDAD DE UN ANTIÁCIDO: En condiciones normales el estómago de una persona sana produce cada día 650 mg de HCl. Se producen desórdenes de secreción que causan un incremento de esta cantidad de ácido. Por ejemplo, un enfermo que tenga una úlcera de estómago puede producir hasta 2400 mg de HCl cada día. Para combatir los desórdenes estomacales temporales caracterizados por una elevada acidez se toma una base que neutralice el exceso de ácido. Se preparan tabletas antiácido de una gran variedad que se expenden en las farmacias. La leche de magnesia es fundamentalmente Mg(OH)2; el producto llamado Tums es CaCO3; el Sodamint es NaHCO3, y el llamado Rolaids contiene una mezcla de ingredientes que puede representarse por medio de la fórmula NaAl(OH)2CO3. En este análisis se trata de valorar la capacidad para neutralizar un ácido de algún producto comercial. Se usará la técnica de valoración por retroceso y se calculará la capacidad neutralizante de la tableta en moles de H+ por gramo de tableta.


3. Procedimiento

1. Pesar una tableta de antiácido, aproximadamente 0,2 g., previamente molida en un mortero.

2. Colocar la muestra en un erlenmeyer de 250 ml. 3. Introducir con pipeta aforada 50 ml. de disolución valorada de HCl 0,1 N. Calentar

suavemente los matraces sobre una placa calefactora para disolver las muestras y eliminar el CO2 si se encuentra presente.

4. Añadir 3 gotas de fenoftaleína y lavar las paredes internas del matraz erlenmeyer con un chorro de agua destilada procedente del frasco lavador.

5. Valorar la muestra con disolución 0,1 N de NaOH. 6. Pesar aproximadamente 0,2 g de Na2CO3 con precisión de 0,0001 g. Proceder igual

que con la muestra antiácido. 7. Calcular el factor de error. 8. Calcular el nº de eq. antiácido/gr. de producto



PRACTICA 8. DETERMINACIÓN DEL ÁCIDO ACETILSALICÍLICO EN LA ASPIRINA 1. Objetivo Determinación del contenido en ácido acetilsalicílico que es el agente activo del analgésico comercial conocido como "Aspirina". 2. Fundamentos de la determinación: Ésta determinación se basa en la hidrólisis del grupo ester en medio alcalino de acuerdo con la siguiente reacción:

El exceso de hidróxido de sodio añadido se valora con una solución patrón de ácido y por diferencia se puede calcular el contenido de ácido acetilsalicílico en la muestra. 3. Procedimiento

1. Pesar un comprimido. 2. Machacarlo y homogeneizarlo en un mortero bien seco. 3. Realizar los cálculos previos para conocer que cantidad de muestra se ha de tomar

para hacer el análisis, teniendo en cuenta que se añadirán 50 ml. de disolución de NaOH 0,1 N y que el consumo en la retrovaloración se espera esté entre 10-15 ml. de HCl 0,1 N.

4. Pesar la cantidad determinada, colocarla en un erlenmeyer de 250 ml. y añadir el exceso de NaOH. La disolución así preparada se hace hervir durante 15 minutos, añadiendo el agua que se evapora para evitar que la muestra se carbonice. Dejar enfriar.

5. Utilizando fenoftaleína como indicador, valorar por retroceso el exceso de NaOH con HCl 0,1 N (se elige la concentración de ácido más adecuada al número de moles en exceso a valorar).

6. Realizar los cálculos previos para realizar el mismo proceso frente a una sustancia patrón (KHP), que permita determinar el factor de error que existe en dicha determinación.

7. Pesar la cantidad de KHP calculada y proceder igual que con la muestra. 8. Calcular el factor de error 9. Expresar el resultado del contenido de ácido acetilsalicílico como peso de

acetilsalicílico por pastilla (mg/pastilla) y en tanto por ciento.


4. Eliminación de residuos Las disoluciones diluidas de ácidos, bases y sales se vierten en el contenedor D. 5. Observaciones Hay que manipular con precaución los erlenmeyers después de calentar hasta ebullición para que se produzca la reacción de hidrólisis. Para evitar salpicaduras en la ebullición es conveniente tapar el erlenmeyer con un embudo, ya que este permite tanto la salida del vapor de agua como la adición de agua durante la ebullicicón, si es necesario, sin tener que tocar el erlenmeyer.


PRACTICA 9. DETERMINACIÓN DE LOS ÁCIDOS FOSFÓRICO Y SULFÚRICO 1. Objetivo Introducción a los ácidos polipróticos. Utilización de diferentes indicadores 2. Fundamentos de la determinación: El ácido fosfórico (orto) es un ácido poliprótico. Los puntos de neutralización de cada una de las disociaciones son aproximadamente 4,6 - 9,7 - 12,6. En el primer viraje puede utilizarse anaranjado de metilo, en la segunda etapa timolftaleïna . Para el tercer cambio no se conoce un indicador satisfactorio. REACCIONES A) Con anaranjado de metilo: 2 NaOH + H2SO4 ------> Na2SO4 + H2O NaOH + H3PO4 -------> NaH2PO4 + H2O B) Con timolftaleïna NaOH + NaH2PO4 ----------> Na2HPO4 + H2O 3. Procedimiento

1. Tomar 20 ml de muestra problema. 2. Añadir unos 30 ml de agua destilada y 1 gota de anaranjado de metilo. 3. Valorar con NaOH 0,1 N. Una vez producido el cambio del anaranjado de metilo,

añadir 3 gotas de timolftaleïna y continuar la valoración hasta viraje a color verdoso. 4. Calcular la concentración de los ácidos presentes en la mezcla en mg/l..



DETERMINACIONES PHCHIMÉTRICAS. CURVAS DE NEUTRALIZACIÓN Bibliografía: H.AYRES. Análisis Químico Cuantitativo. Ed. Harla. Pag. 299-349. JOSEP Mª CASAS SABATA. Técnicas de Laboratotio Químico 4. Ed. Edebé. Pag. 194-214. SKOOG, D.A., WEST, D.M., Química Analítica. Ed. Mc Graw-Hill 6ª Ed. Pag. 167-194, 213-223, 353-354, 569-578. BERMEJO. Química analítica general, cuantitativa e instrumental.Vol.1.Ed. Paraninfo.7ª Ed. Pag. 573-622, 755-833. PRÁCTICA 10. DETERMINACIÓN DEL pH DE DIFERENTES DISOLUCIONES. 1. Objetivo Medir el pH de diferentes disoluciones mediante el pHchímetro y utilizando una bateria de indicadores, comparar los resultados. 2. Fundamentos de la determinación:

Indicador Zona de viraje Color

ALIZARINA 5,5 - 6,8 Amarillo-Rojo violeta AMARILLO TITAN 12,0 - 13,0 Amarillo-Ambar ANARANJADO METILO 3,1 - 4,4 Rojo-Amarillo anaranjado AZUL BROMOFENOL 2,8 - 4,6 Amarillo-Purpura FENOFTALEÍNA 8,2 - 10 Incoloro-Fucsia P-DIMETILAMINOAZOBENCENO

2,9 - 4,0 Rojo-Amarillo

ROJO CONGO 3,0 - 5,0 Azul violeta-Rojo anaranjado

ROJO FENOL 6,8 - 8,4 Amarillo-Rojo ROJO METILO 4,2 - 6,2 Rojo-Amarillo ROJO NEUTRO 6,8 - 8,0 Rojo-Amarillo anaranjado TIMOLFTALEÍNA 9,3 - 10,5 Incoloro-Azul TINTURA TORNASOL 4,3 - 8,3 Rojo-Azul VERDE BROMOCRESOL 3,6 - 5,4 Amarillo-Azul


3. Procedimiento

1. Preparar 100 ml. de disolución 0,1 N de las sustancias siguientes: NaCl, NH4Cl, NH4OH, CH3COOH 2. Una vez preparadas las disoluciones, se procede al montaje del pH-metro; no es

preciso el uso del agitador ya que en esta práctica no habrá adición de reactivo. 3. Calibrar el phchímetro siguiendo las instrucciones del PNT correspondiente. 4. Hay que tener en cuenta que el electrodo debe estar limpio y seco antes de sumergirlo

en una nueva disolución. 5. El electrodo se introduce en una de las disoluciones y se deja hasta que la lectura del

pH se mantenga constante. Anotar la lectura. 6. Proceder de igual forma con cada una de las disoluciones. 7. Colocar 2 ml de disolución problema en tres tubos de ensayo, añadir 3 gotas de

indicador diferente en cada tubo (informarse previamente de que indicadores actúan en el rango de la disolución a determinar). Determinar el pH aproximado de la disolución.

8. Confeccionar una tabla de datos, con los pH teóricos y con los pH experimentales obtenidos con el pHchimetro y mediante la batería de indicadores.



PRÁCTICA 11. DISOLUCIONES TAMPÓN 1. Objetivo Efectuar el cálculo teórico, preparación y medición de pH de dos disoluciones tampón de pH 4 y 10. 2. Procedimiento

1. Preparar 250 ml de una disolución tampón de pH=10 a partir de los reactivos, cloruro de amonio e hidróxido de amonio disponibles en el laboratorio.

2. Preparar 250 ml de una disolución tampon de pH=4 a partir de los reactivos ácido acético y acetato de sodio disponibles en el laboratorio.

3. Las soluciones tampón podrán prepararse a partir de soluciones de CH3COOH y NH4OH cuyas concentraciones oscilen entre los valores de 0,5 - 1,5 Molar.

4. Despues de anotar la lectura del tampón pH 4 en el phchímetro, añadir a 100 ml de disolución tampón 1 cm3 de HCl 1 M. Anotar la nueva lectura. Repetir la operación con otros 100 ml de disolución tampón pH 4, añadiendo en esta ocasión 1 cm3 de NaOH 1 Molar.

5. Proceder con el tampón pH 10 de igual forma a la indicada en el punto 4. 3. Eliminación de residuos Las disoluciones diluidas de ácidos, bases y sales se vierten en el contenedor D.


PRÁCTICA 12. CURVAS DE NEUTRALIZACIÓN 1. Objetivo Saber que tipo de indicador se ha de utilizar, según la reacción que tenga lugar. Concepto de pH antes, después y en el punto de equivalencia. Concepto de hidrólisis. Cálculos teóricos para determinación de pH. Utilización del pHchímetro Realización de las curvas teórica y práctica 2. Fundamentos de la determinación: Antes de empezar la neutralización, se procederá a calibrar perfectamente el pHchímetro (ver instrucciones). Después de cada adición, agitar bien y dejar estabilizar el aparato. Al representar el pH en ordenadas en función del % del ácido neutralizado o de los ml. de base añadidos en abcisas, se obtienen las curvas de neutralización. Se observa que el pH varía lentamente cuando hay un exceso de ácido o de base, pero en las proximidades del punto de equivalencia, pequeñas cantidades de reactivo añadidos producen un salto brusco de varias unidades de pH y en consecuencia el cambio de color del indicador. Este salto de pH se hace más pequeño en las valoraciones más diluidas de ácidos y bases débiles. En estos dos últimos casos el salto de pH se desplaza a la zona básica o ácida respectivamente. El estudio de las curvas de neutralización permite encontrar el indicador adecuado y determinar el error de valoración. 3. Procedimiento. 3.1 CURVA DE NEUTRALIZACIÓN DE ÁCIDO FUERTE CON BASE FUERTE

1. Se partirá de un HCl 0,1 N y un NaOH 0,1 N, previamente normalizados 2. Preparar el equipo formado por agitador magnético con varilla, pinzas, bureta, iman

de teflón, vaso de precipitados de 250 ml., pHchímetro. 3. Colocar en la bureta el NaOH 0,1 N, y en el vaso de precipitados 25 ml de HCl 0,1 N. 4. Si es preciso, añadir agua destilada hasta que la punta del electrodo de medida quede

sumergida en la solución a valorar. Anotar la cantidad de agua añadida (Vd) para tenerla en cuenta en los cálculos de pH teórico.

5. La pauta para efectuar la adición de NaOH y las correspondientes lecturas de pH:

0 - 15 cada 5 ml. de NaOH 15 - 20 cada 1 ml. de NaOH 20 - hasta la proximidad del punto de equivalencia según incrementos de pH En la zona próxima al punto de equivalencia (!1 ml.) cada 0,1 ml. Pasado el punto de equivalencia continuar añadiendo NaOH primero de 1 en 1 ml y

despues de 5 en 5 ml. hasta consumir un volumen mínimo de 50 ml de NaOH.


6. Recoger los datos experimentales obtenidos, en el cuadro siguiente

V ml. NaOH pH

7. Confeccionar una gráfica con las parejas de valores correspondientes al pH (o

potencial) leídos en el eje de ordenadas y al volumen añadido de reactivo en abcisas, de forma que se obtiene la curva de la valoración. La zona del punto de equivalencia es fácilmente detectable, ya que para un determinado volumen el cambio de pH (o potencial) es más grande.

8. Una vez dibujada la curva de valoración, se ha de proceder a la determinación del punto final. Hay tres procedimientos para hacer esta determinación.

1. Estimación visual: A partir del dibujo de la curva de valoración se determina el punto

final como el punto medio del tramo de máxima pendiente. 2. Primera derivada: Se calcula la variación del pH (o potencial) por unidad de

valorante, es decir �pH/ �V. La representación de estos datos en función del volumen promedio de una curva con un máximo que corresponde al punto final.

3. Segunda derivada: Se calcula la variación de la primera derivada del pH (o potencial)

por unidad de valorante, es decir �2pH/ �V2. La representación de estos datos en función del volumen promedio da una curva , que cuando pasa por el cero de abcisas, con un cambio de signo, corresponde al punto final.

9. Según el pH en el punto de equivalencia y observando la curva obtenida en la

práctica, indica cuáles son los indicadores más adecuados para este tipo de valoración. 10. Calcular los pH teóricos en los siguientes puntos de la valoración:


1. Antes de iniciar la valoración En el vaso de precipitados tendremos un ácido .................. pH = - log [H3O

+] 2. Antes del punto de equivalencia ¿Tendremos una disolución ácida o básica en el vaso de precipitados? ................. Por tanto, la concentración de hidronios será igual a:

[H3O+] =

Va $ Na $ fa − Vb $ Nb $fb

Vt pH = - log [H3O+]

Va = Volumen de ácido que hay en el vaso de precipitados. Na = Normalidad teórica del ácido fa = fáctor del ácido Vb = Volumen de base total añadido (o volumen acumulado) Nb = Normalidad teórica de la base fb = factor de la base Vd = Volumen de agua destilada añadida al iniciar la valoración Vt = Volumen total de líquido en el erlenmeyer (Vt = Va + Vb + Vd) 3. En el punto de equivalencia Calcular el volumen teórico de NaOH que se gastará para neutralizar todo el HCl. Se llama volumen de neutralización (Vn).

Va · Na · fa = Vb · Nb · fb Vn = .................. ml.

Lo que se tiene es una solución de NaCl, que es una sal neutra. Los iones OH- y H3O+

se han unido para formar agua y por tanto tendremos:

[OH-] = [H3O+] = 10-7 pH = - log [H3O

+] = - log 10-7 = 7

En el punto de equivalencia, el pH = 7, siempre que no exista dióxido de carbono. 4. Después del punto de equivalencia Después del punto de equivalencia habremos neutralizado todo el .............. y por tanto tendremos un exceso de ......................

Por tanto: [OH-] = Vb $ Nb $ fb − Va $ Na $fa

V t pOH = -log [OH-] pOH + pH = 14 pH = 14 - pOH


3.2 CURVA DE NEUTRALIZACIÓN DE ÁCIDO DÉBIL CON BASE FUERTE

1. En la bureta pondremos NaOH 0,1 N, previamente factorizado y en el vaso de precipitados 25 ml. del ácido ácético 0,1 N de factor conocido.

2. Si es preciso, añadir agua destilada hasta que la punta del electrodo de medida quede sumergida en la solución a valorar. Anotar la cantidad de agua añadida (Vd) para tenerla en cuenta en los cálculos de pH teórico.

3. Proceder durante la valoración de forma similar a la valoración anterior. 4. Calcular los pH teóricos en los siguientes puntos de la valoración: 1. Antes de iniciar la valoración: En el vaso de precipitados tendremos un ácido......................................

pH = - log [H3O+] ; Ka (CH3COOH)= 1,85 · 10-5

2. Antes del punto de equivalencia La reacción que tendrá lugar será: ...................... + ....................... -------------------> ............................ + ...................... Por tanto, en cada adición de NaOH tendremos en el erlenmeyer menos .................... y más .............................. En esta solución se produce, por tanto, un equilibrio entre un ácido débil..................... y la sal de su base conjugada .......................................... (solución tampón).

pH = pKa + log [sal]

[acido]

[sal] = no eq. sal formados

Vt=

no eq. base anadidos

V t=

Vb $ Nb $ fb

Vt

[ácido] = no eq. acido sin consumir

Vt=

no eq. acido − no eq. base

Vt

[ácido] = Va $ Na $ fa − Vb $ Nb $ fb

Vt 3. En el punto de equivalencia Calcular el volumen teórico de NaOH que se gastará para neutralizar todo el ácido acético. Se llama volumen de neutralización (Vn):

Va · Na · fa = Vb · Nb · fb Vn = .................. ml.

En el punto de equivalencia tendremos ....................... equivalentes de ácido acético y ........................ equivalentes de hidróxido de sodio. Lo que se tiene es una solución de ............................................ que es una sal que produce hidrólisis ........................................


En el punto de equivalencia,

nº eq. sal formados=nº eq. ácido iniciales=nº eq. base añadidos [sal] = Va $ Na $ fa

V t La reacción de disociación de la sal es: ...................... + ....................... -------------------> ............................ + ...................... La reacción de hidrólisis que se produce es: .................... + ....................... -------------------> ............................ + ...................... (1)

Kb = [CH3COOH] [OH−]

[CH3COO−] ; Kb = x2

c ; Kb = Kw

Ka

pOH = - log [OH-] ; pH = 14 - pOH 4. Después del punto de equivalencia Después del punto de equivalencia habremos neutralizado todo el ácido acético y por tanto tendremos un exceso de NaOH que al disociarse origina un aumento de la [OH-] lo que producirá que el equilibrio de la reacción (1) se desplace a la izquierda. El pH de la disolución quedará determinado únicamente por el NaOH presente en la disolución.

Por tanto: [OH-] =Vb $ Nb $ fb − Va $ Na $fa

V t pOH = -log [OH-]

pOH + pH = 14 pH = 14 - pOH

3 3 3 3 ---- ANÁLISIS VOLUMÉTRICO ANÁLISIS VOLUMÉTRICO ANÁLISIS VOLUMÉTRICO ANÁLISIS VOLUMÉTRICO 30

TITULACIONES DE PRECIPITACIÓN Bibliografía: H.AYRES. Análisis Químico Cuantitativo. Ed. Harla. Pag. 350-362 JOSEP Mª CASAS SABATA. Técnicas de Laboratotio Químico 4. Ed. Edebé. Pag. 217-226. SKOOG, D.A., WEST, D.M., Química Analítica. Ed. Mc Graw-Hill 6ª Ed. Pag. 227-234. BERMEJO. Química analítica general, cuantitativa e instrumental.Vol.1.Ed. Paraninfo.7ª Ed. Pag. 658-703. PRÁCTICA 13. PREPARACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN VALORADA DE NITRATO DE PLATA 0,1 N 1. Objetivos Preparación y factorización de una disolución de nitrato de plata. 2. Fundamentos de la determinación: Entre las volumetrías de precipitación tienen especial importancia las que utilizan nitrato de plata como solución valorada y que reciben la denominación de determinaciones

argentimétricas. 3. Procedimiento

1. Poner en la estufa a 120-150 ºC, aproximadamente 4 gr. de NaCl reactivo PA. Después de 1 hora, colocarlo en desecador para que se enfríe.

2. Pesar en balanza analítica la cantidad de AgNO3 precisa para preparar la

disolución.

3. Disolver en un vaso de precipitados de 250 ml., transvasar la disolución a un matraz

aforado. Lavar el vaso con agua destilada tres veces y transvasar al matraz, enrasar

y agitar para homogeneizar la disolución.

4. Si la disolución se prepara a partir de AgNO3 1 N, se mide con pipeta aforada la

cantidad necesaria y se coloca directamente en el matraz aforado, enrasando y

agitando la disolución.

5. Calcular la cantidad de NaCl (patrón primario) que se precisará para preparar 250 ml. de disolución 0,1 N.

6. Pesar con precisión 0,0001 g. la cantidad calculada de NaCl, disolver en un vaso de precipitados de 100 ml. enjuagar 3 veces y trasvasar al matraz las aguas de lavado. Enrasar y homogeneizar la disolución.

7. En tres erlenmeyers de 100 ml. pondremos, con pipeta aforada, 5 ml de disolución de NaCl y 1 gota de K2CrO4 al 5%. Valorar con el AgNO3 hasta aparición de una coloración rojiza. Para ver mejor el cambio de color, es recomendable colocar un papel blanco debajo del erlenmeyer.

8. Realizar una prueba en blanco con 10 ml. de agua destilada y 1 gota de indicador K2CrO4. El volumen consumido en la prueba en blanco se resta del volumen consumido en las valoraciones.


9. La disolución de AgNO3 se tiene que guardar en botella de color topacio, resguardada de la luz solar. Se puede guardar 12 meses. Se factoriza cada seis meses.

4. Eliminación de residuos Una vez alcanzado el punto de equivalencia, añadir 1 ml en exceso de disolución de AgNO3, Filtrar la solución. El filtrado se vierte al contenedor D. El precipitado recogido en el filtro se deja secar 24 h. y se recoge en el bidón "residuos AgCl".


PRÁCTICA 14. DETERMINACIÓN DE CLORUROS. MÉTODO MORH. 1. Objetivos Aplicación del concepto de producto de solubilidad a la valoración de haluros. Determinación del punto final de una titulación por el cambio de color del precipitado. Indicadores empleados en volumetrías de precipitación. Cálculos. 2. Fundamentos de la determinación: Mediante una sal de plata (AgNO3) se puede hallar la concentración de cloruro o bromuro de una disolución, usando cromato de potasio como indicador del punto de equivalencia: Br- , Cl- + Ag+ ------> AgBro(blanco), AgClo (blanco) Cuando se ha precipitado todo el haluro, comienza a precipitar el ion cromato con la plata: K2CrO4 + 2 Ag+ -----------> Ag2CrO4o(rojo) + 2 K+ Esta precipitación por fases de compuestos de la plata se debe al distinto producto de solubilidad de los mismos. La valoración debe hacerse en medio neutro o débilmente alcalino (pH 7,5 a 10) ya que, en medio ácido, disminuye la solubilidad del indicador y, en medio excesivamente alcalino, precipita el Ag OH antes que el Ag2CrO4. Aunque aparentemente debieran poderse determinar los yoduros y tiocianatos, no es posible por este método, debido a que el punto final queda enmascarado por un fenómeno de adsorción física. 3. Procedimiento

1. Pesar 0,25 g. de sal común con precisión 0,0001 g. Diluir con 50 ml. de agua destilada. Ajustar el pH entre 7,5 y 10 con disolución 0,1 N de NaHCO3. Transvasar a un matraz aforado de 100 ml., aforar con agua destilada.

2. Transferir a un erlenmeyer 10 ml.de la disolución preparada, medidos con pipeta aforada. Añadirle 1 gota de indicador (disolución de K2CrO4 5 %).

3. Con una bureta de 10 ml., valorar con el AgNO3 0,1 N hasta que el precipitado rojo desaparezca muy lentamente y permanezca un color pardo-rojizo1.

4. Anotar el volumen de AgNO3 consumido. Efectuar 3 ensayos y tomar el valor medio. 5. Realizar un blanco con 0,25 g. de CaCO3.

4. Eliminación de residuos Una vez alcanzado el punto de equivalencia, añadir 1 ml en exceso de disolución de AgNO3, Filtrar la solución. El filtrado se vierte al contenedor D. El precipitado recogido en el filtro se deja secar 24 h. y se recoge en el bidón "residuos AgCl". 5. Cuestionario

1. Porqué hay que ajustar el pH entre 7,5 - 10 2. Qué causas provocan un error sistemático positico en esta determinación.

PRÁCTICA 15. DETERMINACIÓN DE CLORUROS. MÉTODO VOLHARD.

1Para ver mejor el cambio de color, es recomendable colocar un papel blanco debajo del erlenmeyer.


1. Objetivos Aplicación del concepto de producto de solubilidad a la valoración de haluros. Valoración por retroceso. Determinación del punto final de una titulación por el cambio de color del precipitado. Indicadores empleados en volumetrías de precipitación. Cálculos. 2. Fundamentos de la determinación: Idénticamente al sistema de Mohr, se trata de una valoración de precipitación, sólo que ésta se determina por retroceso. La solución de haluro se trata con una cantidad conocida, en exceso de solución valorada de nitrato de plata, y este exceso se determina por tiulación con solución valorada de tiocianato de potasio. Las reacciones que transcurren son: Cl- + Ag+ ------> AgClo (blanco) P.S. AgCl = 1,2 · 10-10 Ag+ + SCN- ------> AgSCNo(blanco) P.S. AgSCN = 7,1 · 10-13 El punto final de la reacción se determina añadiendo una sal férrica, que con un ligero exceso de SCN-, forma el complejo sulfocianuro férrico-amónico de intenso color rojo: Fe+3 + SCN- -----> Fe(SCN)+2 color pardo-rojizo 3. Procedimiento

1. Pesar 0,1 g. con precisión 0,0001 g., de muestra de CaCl2 previamente secada (colocar 2h. en la estufa a 110 ºC).

2. Transvasar la muestra de sal a un matraz aforado de 100 ml. Aforar con agua destilada.

3. Transferir a un erlenmeyer 25 ml.de la disolución preparada, medidos con pipeta aforada.

4. Añadir 10 cc. de AgNO3 0,1 N. .Debe calcularse que esta solución esté en exceso, para precipitar todo el cloruro.

5. Agitar la disolución Comprobar que se ha precipitado todo el AgCl, añadiendo unas gotas de AgNO3 al líquido que sobrenada del precipitado.

6. Filtrar la disolución (papel filtro 5893) , lavar con agua destilada. (ver gestión de residuos ap. 2)

7. Acidificar la disolución con HNO3 1:1 8. Añadir 1 ml de alumbre de hierro2. 9. Valorar la disolución con KSCN 0,1 N hasta viraje a pardo-rojizo. 10. Anotar el volumen de KSCN consumido. (ver gestión de residuos ap. 3, 4) 11. Efectuar tres ensayos y tomar el valor medio.

4. Eliminación de residuos

2El alumbre de hierro es Fe2(SO4)3 · (NH4)2SO4 · 24 H2O. Se prepara disolviendo 10 g de cristales en 100 cc de agua destilada y añadiendo suficiente cantidad de HNO3 2 M para clarificar la disolución y prevenir la hidrólisis.


1. La disolución de CaCl2 se tira al fregadero. 2. El precipitado recogido en el filtro, se deja secar 24 h. y se recoge en el bidón "residuos

AgCl". 3. Filtrar la disolución obtenida en la valoración con KSCN . El precipitado se deja secar 24

h. y se elimina en "residuos sólidos AgSCN". El filtrado se tira en el contenedor D. 4. La solución sobrante de KSCN (en bureta) se devuelve a la botella (uso interno

laboratorio). 5. Cuestionario

1. Explica qué función desempeña acidificar la solución con HNO3 1:1 2. Justifica porqué hay que filtrar el precipitado antes de la valoración.

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TITULACIONES COMPLEXOMÉTRICAS Bibliografía: H.AYRES. Análisis Químico Cuantitativo. Ed. Harla. Pag. 363-370, 645-648. JOSEP Mª CASAS SABATA. Técnicas de Laboratotio Químico 4. Ed. Edebé. Pag. 227-229. SKOOG, D.A., WEST, D.M., Química Analítica. Ed. Mc Graw-Hill 6ª Ed. Pag. 237-254. BERMEJO. Química analítica general, cuantitativa e instrumental.Vol.1.Ed. Paraninfo.7ª Ed. Pag. 658-703. PRÁCTICA 16. PREPARACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN VALORADA 0,01 M DE EDTA Na2 · 2H2O. 1. Objetivos Preparación y factorización de una disolución de EDTA 0,01 M. 2. Fundamentos de la determinación: El ácido etilendiaminotetracético abreviado comunmente como EDTA, es el titulante complejométrico más utilizado. El ácido libre y el dihidrato de la la sal sódica EDTA Na2 · 2 H2O grado reactivo, se pueden obtener fácilmente en el comercio. Bajo condiciones atmosféricas normales, el EDTA Na2 · 2 H2O contiene un exceso de 0,3 % de humedad respecto a la cantidad estequiométrica. No obstante, para la mayoría de trabajos, se puede corregir en el peso de la sal y preparar directamente la solución patrón. 3. Procedimiento

1. Pesar en balanza analítica con la mayor exactitud la cantidad de EDTA Na2 · 2 H2O calculada. Pasarlo a un vaso de precipitados de 100 ml., añadir agua destilada. Disolver y trasvasarlo a un matraz aforado de ¼ litro. Aforar con agua destilada, embotellar en botella de plástico y etiquetar.

2. Pesar con exactitud alrededor de 0,19 g. de ZnO, pasarlo a un vaso de precipitados de 100 ml., añadir agua destilada. Añadir HCl 1N y agitar hasta disolución total. Trasvasarlo a un matraz aforado de ¼ litro. . Aforar el matraz con agua destilada.

3. Pipetear 25 ml de la disolución anterior, añadir unos 75 ml de agua destilada, dos gotas de disolución negro de eriocromo T y 10 ml. de disolución tampón pH = 10.

4. Valorar con la disolución de EDTA hasta viraje a azul puro. Realizar 3 determinaciones y calcular y anotar el factor en la etiqueta de la botella.


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PRÁCTICA 17. DETERMINACIÓN COMPLEXIOMÉTRICA DE LA DUREZA DEL AGUA. 1. Objetivos Introducción al análisis de agua. Tipos de aguas. El grado hidrotimétrico frances (ºHTF). 2. Fundamentos de la determinación: Las sustancias que hacen que un agua sea dura son las sales de calcio y magnesio: carbonatos, bicarbonatos, sulfatos, cloruros, etc. Estos compuestos están solubilizados en el agua y pueden determinarse con complexonas. 3. Procedimiento 1. Colocar 100 ml de H2O problema medidos con pipeta aforada en erlenmeyer de 250 ml. 2. Añadir 2 ml. de disolución tampón pH=10 + 2 gotas de indicador Erio T (Negro de

Eriocromo T). La disolución tomará color rojizo. 3. Valorar con EDTA 0,01 M, hasta viraje a azul débil persistente. 4. Efectuar tres ensayos y tomar la media del volumen consumiddo de EDTA 0,01M. 4. Eliminación de residuos Las disoluciones diluidas de ácidos, bases y sales se vierten en el contenedor D. 5. Cálculos � Cada ml de complexona EDTA 0,01 M contiene: 1 mol Na2EDTA 1 mol Ca2+ Na2EDTA + Ca2+ --------> CaEDTA --------------------- ----------------- 1 mol Ca2+ 1 mol CaCO3 � 1 ml. EDTA----> nº moles EDTA = V·M = 1·10-3 l. · 0,01 mol/l = 1·10-5 moles EDTA =

1·10-5 moles CaCO3

100 g.1 mol CaCO3 =0,001 g. CaCO3.

Para cada litro de agua, habiendo tomado inicialmente 100 ml, representan:

g CaCO3 =

0,001 g CaCO3

ml disolucion EDTA$

1000 ml agua

100 ml agua =0,01 g CaCO3/ml EDTA y como 0,01 g CaCO3 equivalen a 1 ºHTF (1 grado hidrotimétrico francés) de dureza,

podemos resumir el cálculo en:

1 ml complexona EDTA 0,01 M consumida =

0,01 g CaCO3

litro de agua =1 ºHTF

6. Cuestionario

1. Qué sustancias se determinan en esta titulación 2. Porqué se tampona la disolución a pH 10 3. Porqué se elige como indicador el negro de Eriocromo T.

PRÁCTICA 18. DETERMINACIÓN COMPLEXIOMÉTRICA DE UNA SAL DE

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CALCIO. 1. Objetivos Encontrar la riqueza de una sal de calcio. Indicadores para llevarlo a cabo. Reacción de quelación. Cálculos. 2. Fundamentos de la determinación: A pH neutro la disolución de Calceína es fluorescente, mientras que a pH básico desaparece la fluorescencia. Además, el complejo Calceína-Ca+2, también es fluorescente, incluso a pH básico. De esta forma y trabajando a pH básico, en el punto final, tendrá lugar un cambio de color y la desaparición de la fluorescencia. No se utiliza Calceína directamente, sinó un indicador mixto que evita la permanencia de cualquier fluorescencia residual después del punto final. 3. Procedimiento

1. Pesar exactamente alrededor de 0,25 g de Ca(NO3)2·4H2O, introducirlo en un matraz de 100 ml, añadir 50 ml de agua destilada, agitar hasta disolución total, diluir con agua destilada hasta aforar el matraz y homogenizar agitando durante 5 minutos.

2. Pipetear 10 ml de la disolución anterior en un erlenmeyer de 250 ml. Añadir 90 ml de agua destilada, 2 ml de NaOH 1 N. y una punta de espátula de indicador mixto de calceína3 y agitar hasta disolución total. La disolución es de color verde amarillento fluorescente.

3. Valorar con EDTA Na2 0,01 M hasta color lila no fluorescente.


3INDICADOR MIXTO DE CALCEÍNA. En un mortero, mezclar 0,2 g de calceína y 0,12 g de timolftaleína. Añadir en pequeñas porciones 20 g de nitrato de potasio. Triturar y mezclar hasta que presente aspecto homogéneo.

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PRÁCTICA 19. DETERMINACIÓN COMPLEXIOMÉTRICA DE UNA SAL DE COBRE. 1. Objetivos Conocimiento del mecanismo de formación de complejos. Utilización del hidróxido de amonio como agente precipitante. Utilización de disoluciones tampón. Calculos. 2. Fundamentos de la determinación: El catión Cu+2 reacciona con NH4OH dando Cu(OH)2, el cual sigue reaccionando con el NH4OH y forma el complejo Cu(NH3)4

+2, la estabilidad del cual es más grande cuanto más alta es la concentración de NH4OH. Por ello es fundamental añadir el NH4OH suficiente para redisolver el Cu(OH)2, pero no un exceso innecesario, a fin de evitar que la estabilidad del complejo Cu(NH3)4

+2 sea comparable a la del complejo CuEDTA. La disolución se tampona con hexametilentetramina para evitar la precipitación de las sales básicas insolubles. El color inicial es azul-liláceo. A medida que avanza la valoración, desaparece el complejo Cu(NH3)4

+2, y queda el complejo murexida-Cu+2 y el color va cambiando a amarillo verdoso y en el punto final a lila. 3. Procedimiento

1. Tomar 25 ml. de la disolución problema de CuSO4·5H2O, añadir 100 ml. de agua destilada y agitar hasta disolución total.

2. Añadir suficiente hidróxido de amonio 25 % (gota a gota) hasta redisolución del precipitado formado.

3. Añadir 2 g de hexametilentetramina, 5 mg de murexida (punta espatula) y agitar hasta total disolución. La disolución será de color azul liláceo.

4. Valorar con EDTANa2 0,1 M. La disolución cambia progresivamente de color, desde el azul violáceo hasta el amarillo verdoso, para cambiar rápidamente a violeta en el punto final.

5. Hacer tres valoraciones y calcular el % de Cu+2 y el % de CuSO4·5 H2O 4. Eliminación de residuos Las disoluciones diluidas de ácidos, bases y sales se vierten en el contenedor D. 5. Cuestionario

1. Escribe la reacción entre Cu+2 y el NH4OH. 2. ¿Porqué se ha de añadir un pequeño exceso de NH4OH? 3. ¿Porqué se añade la hexametilentetramina? Escribe la reacción en que interviene. 4. Escribe la reacción de la valoración de Cu+2 y EDTA 5. Cómo se determina el final de la titulación. Escribe la reacción entre el indicador y

EDTA e indica los colores que adopta en cada caso. 6. ¿A que cantidad de cobre equivale un ml de EDTA 0,1 M?

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TITULACIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN Bibliografía: H.AYRES. Análisis Químico Cuantitativo. Ed. Harla. Pag. 363-370, 649-662. JOSEP Mª CASAS SABATA. Técnicas de Laboratotio Químico 4. Ed. Edebé. Pag. 231-247. SKOOG, D.A., WEST, D.M., Química Analítica. Ed. Mc Graw-Hill 6ª Ed. Pag. 257-281, 284-303, 305-324. BERMEJO. Química analítica general, cuantitativa e instrumental.Vol.1.Ed. Paraninfo.7ª Ed. Pag. 704-744. PRÁCTICA 20. PREPARACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN VALORADA DE PERMANGANATO DE POTASIO 0,1 N. 1. Objetivo Titulaciones con transferencia de electrones. Equivalente red-ox. Patrones red-ox. Reactivos oxidantes y reductores. Indicadores red-ox. La importancia del pH en las reacciones red-ox. 2. Fundamentos de la determinación: Las titulaciones red-ox que utilizan como reactivo el permanganato de potasio se denominan permanganimetrías. El KMnO4 es uno de los oxidantes más potentes de mayor campo de aplicación en análisis químico. Es autoindicador, ya que pasado el punto de equivalencia, una sola gota en exceso torna a la solución de color violeta. La valoración se lleva a cabo en medio ácido, generalmente H2SO4, reduciéndose el ion MnO4

- a Mn2+.

2 KMnO4 + 5 Na2C2O4 + 8 H2SO4 -----> K2SO4 + 2 MnSO4 + 5 Na2SO4 + 10 CO2 + 8 H2O 3 - Cálculos iniciales � Calcular la cantidad de permanganto de potasio necesaria para preparar 0,1 l. de

KMnO4 0,1 N. � Calcular la cantidad de oxalato de sodio necesaria para determinar el factor,

suponiendo que en la valoración no se quiere gastar más de 10 ml. de la disolución de permanganato

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3. Procedimiento

1. Poner a secar en la estufa a 110 ºC, dos gramos de oxalato de sodio, reactivo PA, patrón primario, pesado de forma aproximada, durante una hora y a continuación dejarlos enfriar en el desecador.

2. En un vaso de precipitados de 250 ml, pesar en la balanza granatario la cantidad calculada de permanganto de potasio, disolver en 100 ml. de agua destilada.

3. Mantener a ebullición suave durante 30 min.. Colocar un vidrio de reloj para evitar salpicaduras. Reponer de forma aproximada el agua perdida por evaporación.

4. Dejar enfriar y reposar un día; a continuación se filtra con placa filtrante haciendo el vacío. (Las etapas de calentamiento (3) y filtración (4) pueden omitirse si la disolución de permanganato se estandariza y se usa el mismo día).

5. La disolución se coloca en una botella de color topacio. Etiquetar. 6. Pesar una muestra de oxalato de sodio, del peso que se haya determinado en los

cálculos previos con precisión de 0,0001 g., colocarlos en un vaso de precipitados de 600 ml.

7. Añadir 90 ml. de agua destilada y 10 c.c. de H2SO4 1:1. 8. Colocar la solución en una placa calefactrora, y con agitación continua calentar hasta

80 ºC. 9. La exactitud de la valoración depende en gran parte de la técnica empleada al añadir

el KMnO4. 10. Inicialmente, se añaden unos mililitros de una sola vez sobre el oxalato de sodio,

agitando lentamente. Se deja en reposo hasta desaparecer el color rosado (30-40 seg.) 11. Manteniendo la solución a unos 60 ºC se sigue añadiendo el KMnO4 lentamente.

Lavar las paredes del vaso antes de alcanzar el punto de equivalencia. Si aparece una coloración marronosa, debida a la formación de MnO2, hay que detener la adición de permanganato y agitar hasta que haya desaparecido dicha coloración.

12. El punto final de la valoración es cuando la coloración rosa es persistente. 13. Efectuar tres ensayos y tomar el valor medio. 14. Hacer una prueba en blanco.

4. Observaciones � La disolución de KMnO4 tiene una duración de 1 mes, si se tiene que hacer servir pasado

ese plazo de tiempo, se tendrá que volver a factorizar. Si la disolución presenta un color marronoso es debido a la formación de MnO2 y será necesario filtrar la solución con placa filtrante antes de volver a factorizarla.

5. Normas de seguridad � El ácido es corrosivo y por tanto se ha de hacer servir con precaución. Su mezcla con

agua es muy exotérmica; para evitar salpicaduras SIEMPRE HAY QUE AÑADIR EL ÁCIDO SOBRE EL AGUA y muy lentamente, agitando la disolución para evitar grandes concentraciones locales.

� La ebullición del permanganato puede producir salpicaduras. 6. Eliminación de residuos

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� Disolución obtenida en la valoración: Neutralizar la disolución con sosa cáustica

comercial y tirarla en el contenedor Mn. � Disolución de KMnO4: Tirarla en el contenedor Mn.

7. Cuestionario 1. Es estable el KMnO4 frente al agua. Escribe la reacción e indica sus características. 2. Qué condiciones catalizan la descomposición del KMnO4. 3. Porqué la disolución de KMnO4 recien preparada se hierve y se filtra a las 24 h. 4. Qué estabilidad tiene dicha disolución.En que condiciones hay que mantenerla. 5. Porqué añadimos H2SO4 en la valoración. 6. Qué problemas surgen si la valoración se realiza a más de 80 ºC o a menós de 60 ºC. 7. Porqué está indicado añadir de golpe el 90 % del KMnO4 que se calcula vamos a

consumir. 8. Qué problemas pueden surgir durante la valoración debido a una insuficiente agitación. 9. Como se determina el punto final de la valoración. 10. El punto final es inestable. Explica las causas de dicho comportamiento. 8. Bibliografía: H.AYRES. Análisis Químico Cuantitativo. Ed. Harla. Pag. 417-419, 649-650. JOSEP Mª CASAS SABATA. Técnicas de Laboratotio Químico 4. Ed. Edebé. Pag. 231-235. SKOOG, D.A., WEST, D.M., Química Analítica. Ed. Mc Graw-Hill 6ª Ed. Pag. 312-318, 582-588. BERMEJO. Química analítica general, cuantitativa e instrumental.Vol.1.Ed. Paraninfo.7ª Ed. Pag. 874-880.

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PRÁCTICA 21. VALORACIÓN DE H2O2 CON KMnO4 1. Objetivo Determinación de la riqueza en % p/v de un agua oxigenada. La riqueza expresada en volúmenes. 2. Fundamentos de la determinación: La determinación de la concentración del H2O2 comercial es un caso típico de valoración por permanganimetría. Al agregar solución de KMnO4 a una solución de H2O2, acidificada con ácido sulfúrico, se produce la siguiente reacción: 2 KMnO4 + 5 H2O2 + 3 H2SO4 --------> K2SO4 + 2 MnSO4 + 5 O2 + 8 H2O Se trata de una valoración entre dos compuestos usados normalmente como oxidantes, KMnO4 y H2O2, pero en esta determinación el KMnO4 posee mayor poder oxidante y actúa como tal, mientras el H2O2 es el reductor. 3. Procedimiento La valoración debe realizarse respetando las siguientes normas: � No mantener el H2O2 destapada, puesto que pierde gas O2 y su composición se altera. � Al tratarse de una valoración con KMnO4 deben tenerse en cuenta las precauciones

ya indicadas en temas anteriores, o sea, agitar durante la valoración y adicionar un volumen considerable de KMnO4 al principio, para terminar gota a gota, en el punto de equivalencia.

1. Medir con pipeta aforada 10 ml. de H2O2 comercial y transvasarlos a un matraz

aforado de 250 ml., añadir agua destilada hasta aforar. 2. Medir con pipeta aforada 10 ml de dicha disolución y verterla en un erlenmeyer de

100 ml. Añadir 50 ml. de agua destilada y 5 ml de H2SO4 1:1. 3. Valorar la disolución con KMnO4 0,1 N hasta color rosa persistente.

4. Cálculos

� 1 miliequivalente de H2O2 : Peso molecular

2 % 1000 =34

2%1000 = 0,017 g � Pureza en volúmenes: 2 H2O2 ----> 2 H2O + O2 Volumen de O2 desprendido:

V = 2 g/100 ml. H2O2 com. · 22,4 l/mol

2%34 g/mol H2O2 = 0,660 litros/100 ml H2O2 com. En 1 litro de disolución = 6,6 l. de O2 = 6,6 volúmenes.

6. Normas de seguridad

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� El ácido es corrosivo y por tanto se ha de hacer servir con precaución. Su mezcla con


6. Eliminación de residuos � Disolución obtenida en la valoración: Neutralizar la disolución con sosa cáustica

comercial y tirarla en el contenedor Mn.

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PRÁCTICA 22. PREPARACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN VALORADA DE TIOSULFATO DE SODIO 0,1 N 1. Objetivo Factorización de un reactivo reductor frente a un patrón primario. Titulaciones yodométricas. 2. Fundamentos de la determinación: El ion tiosulfato es un agente reductor moderado ampliamente utilizado en la determinación de agentes oxidantes mediante un procedimiento en el que el yodo actúa como intermediario. En presencia de éste, el ion tiosulfato se oxida cuantitativamente al ion tetrationato, según la reacción siguiente: 2 S2O3

2- <=====> S4O62- + 2 e-

Yodimetría y yodometría: Todos los procesos yodimétricos-yodométricos se fundan en la reacción siguiente:

I2 + 2e- <Yo dim etr©a

Yodometr©a > 2 I- Que es reversible y con un potencial normal de reducción de +0,536 V. La yodimetría comprende las determinaciones efectuadas con soluciones valoradas de yodo. La yodometría consiste en la valoración del yodo que se libera por oxidación del yoduro. Por tanto todas las sustancias que tienen un potencial normal inferior al sistema yodo-yoduro, se oxidan con el yodo y se pueden determinar por valoración con solución patrón de yodo. Algunas de estas reacciones yodimétricas pueden ser las siguientes: Sn+2 + I2 ---> Sn+4 + 2I- 2 S2O3

2- + I2 <=====> S4O62- + 2 I-

En cambio en los sistemas fuertemente oxidantes el yoduro ejerce una acción reductora, con formación de una cantidad equivalente de yodo. El yodo liberado se valora con tiosulfato de sodio. Algunas de las principales reacciones yodométricas son: 2 Ce+4 + 2I- ----> 2 Ce+3 + I2 2 MnO4

- + 16 H+ + 10 I- ----> 2 Mn+2 + 5 I2 + 8 H2O Cr2O7

2- + 14 H+ + 6 I- -----> 2 Cr+3 + 3 I2 + 7 H2O Reacciones en la valoración del tiosulfato de sodio:

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Inicialmente el dicromato de potasio es reducido por la solución ácida de yoduro de potasio a sal crómica verde, liberándose una cantidad equivalente de yodo, según la reacción molecular: K2Cr2O7 + 6 KI + 14 HCl ----> 8 KCl + 2 CrCl3 + 3 I2 + 7 H2O Finalmente el yodo liberado se titula con solución de tiosulfato de sodio, segun la reacción: I2 + 2 Na2S2O3 ---------> Na2S4O6 + 2 NaI Normas a seguir durante la práctica:

1. La disolución de tiosulfato de sodio se prepara con agua destilada recien hervida, puesto que el CO2 que pueda existir en el agua destilada normal transforma el tiosulfato en hidrogenosulfito y azufre:

S2O3

2- + 2 CO2 + 2 H2O --------> HSO3- + S + 2 HCO3

- + H+

Se aconseja agregar a la disolución de tiosulfato de sodio, 10 mg de yoduro de mercurio (II) o 1 ml de cloroformo para mejorar su conservación. Una vez preparada la disolución, debe mantenerse en cuarto oscuro o en recipientes de color topacio

2. El almidón no debe agregarse a la solución al iniciarse la valoración puesto que

formaría con el yodo un complejo insoluble en agua. Se adiciona cuando la mayor parte del yodo ha reaccionado, lo que se reconoce porque la solución toma un color verde amarillento. Al adicionar el almidón, la solución se torna azul y se continúa la valoración hasta la aparición de un color verde pálido.

Preparación del indicador de almidón: Se pulveriza finamente 1 g. de almidón y se hace una papilla con un poco de agua fría y

finalmente se le añaden 100 ml de agua hirviendo en un vaso de precipitado. Se sigue hirviendo unos dos minutos, se deja enfriar y se filtra, en caso de no estar completamente limpida.

Finalmente se le agregan 3 g. de yoduro de potasio. Esta solución se conserva unos pocos días. Si se pretende mantenerla por más tiempo se deben adicionar unos miligramos de yoduro de mercurio (II).

3. Procedimiento

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1. Poner a secar en la estufa en un pesasustancias con K2Cr2O7 durante 2 horas a 120 ºC, a continuación pasarlos al desecador para que se enfríen.

2. Hervir 0,1 litro de agua destilada para eliminar el dióxido de carbono y dejarla enfriar. 3. Pesar la cantidad calculada de Na2S2O3·5 H2O, para preparar 0,1 litros de disolución

0,1 N. Disolver en el agua hervida y fría e introducir en un matraz aforado de 100 ml, añadir 1 mg de yoduro de mercurio (II) o 0,1 ml de cloroformo. Enrasar y colocar en una botella color topacio.

4. Pesar en la balanza analítica la cantidad calculada de K2Cr2O7 para preparar 50 ml de disolución 0,1 N (patrón primario). Disolver en un vaso de precipitados con agua destilada y pasar la disolución a un matraz aforado de 50 ml. Enjuagar tres veces con agua destilada y pasar las aguas de lavado al matraz aforado. Enrasar con agua destilada y agitar para homogeneizar la disolución. La disolución se puede guardar unos 6 meses, pero se debe factorizar a los 3 meses.

5. Hacer hervir 0,5 l. de agua destilada y dejarlo enfriar. 6. Colocar en un erlenmeyer de 250 ml, 1,5 g. de KI, 1 g. de NaHCO3 y añadir 50 ml de

agua destilada acabada de hervir y fría, agitar hasta que todo el sólido se haya disuelto y añadir 3 ml. de HCl concentrado y 10 ml. de la disolución de dicromato medidos con pipeta aforada. Dejarlo 10 minutos en un lugar oscuro (armario).

7. Diluir con 50 ml. más de agua destilada hervida y valorar el yodo que se ha formado con la disolución de tiosulfato de sodio hasta que la disolución tome una coloración verdosa-amarillenta. Añadir 1 ml de disolución de almidón, acabada de preparar y seguir valorando hasta que la coloración pase a azul-lila.

4. Normas de seguridad � El ácido es corrosivo y por tanto se ha de hacer servir con precaución. Su mezcla con


5. Eliminación de residuos � Disolución obtenida en la valoración: Neutralizar la disolución con sosa cáustica

comercial y tirarla en el contenedor Cr. 6. Bibliografía: H.AYRES. Análisis Químico Cuantitativo. Ed. Harla. Pag. 657-658 JOSEP Mª CASAS SABATA. Técnicas de Laboratotio Químico 4. Ed. Edebé. Pag. 643-644. SKOOG, D.A., WEST, D.M., Química Analítica. Ed. Mc Graw-Hill 6ª Ed. Pag. 309-311, 589, 591-594. BERMEJO. Química analítica general, cuantitativa e instrumental.Vol.1.Ed. Paraninfo.7ª Ed. Pag. 921-930. PRÁCTICA 23. DETERMINACIÓN DEL CLORO ACTIVO EN LEJÍAS 1. Objetivo

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Determinación de la concentración en gramos de cloro activo por litro de una lejía mediante una yodometría. 2. Fundamentos de la determinación: Los polvos de blanqueo y las lejías empleadas en la limpieza de ropas, son unos compuestos de cloro e hipocloritos que deben su acción al poder decolorante (oxidante) del cloro.

El hipoclorito desprende gas cloro, que debido a su elevado potencial redox (�o=+1,36 V) oxida el yoduro a yodo y éste se valora con solución patrón de tiosulfato de sodio. La concentración suele darse en gramos de cloro activo por litro. Reacciones: El hipoclorito en medio ácido desprende cloro, según la reacción: 2 ClO-

+ 4 H+ ------> Cl2 + 2 H2O El cloro oxida el ion yoduro a yodo: Cl2 + 2 I- ------> 2 Cl- + I2 Finalmente el yodo liberado se titula con solución de tiosulfato de sodio, segun la reacción: I2 + 2 Na2S2O3 ---------> Na2S4O6 + 2 NaI 3. Observaciones. � Hay que valorar cada muestra inmediatamente después de la adición del ácido. � Comprobar mediante cálculos que se añade suficiente exceso de ioduro.

4. Normas de seguridad � No acidificar nunca una disolución concentrada de lejía. Se desprende gas cloro, que

es un gas tóxico por inhalación y que irrita los ojos, la piel y el aparato respiratorio. En caso de disoluciones diluidas, para llevar a cabo el análisis, hay que seguir

estrictamente el orden de adición de los reactivos indicado en el procedimiento. 5. Procedimiento

1. Colocar 5 ml de lejía medidos con pipeta en un matraz aforado de 100 ml. 2. Pipetear 10 ml. de la solución anterior en un erlenmeyer, añadir 25 cc. de agua

destilada, 2 ml. de KI al 10 % p/v, 5 c.c. de ácido acético y 1 g. de hidrógeno fosfato de sodio.

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3. Valorar la solución con Na2S2O3 0,1 N, hasta tomar color amarillento o a café claro. Adicionar 2 c.c. de solución de almidón y continuar la valoración hasta viraje de azul-verdoso a verde pálido.

4. Efectuar tres ensayos y calcular la media de volumen de Na2S2O3 consumido. 5. Eliminación de residuos � Disolución obtenida en la valoración: Neutralizar la disolución con sosa cáustica

comercial y tirarla en el contenedor D.

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DETERMINACIONES GRAVIMÉTRICAS PRÁCTICA 24. DETERMINACIÓN DEL CaO EN UNA CALIZA 1. Objetivo Determinar gravimétricamente la riqueza expresada en % de CaO en una muestra caliza. 2. Fundamento de la determinación: Se disuelve la muestra en HCl diluido y se agrega a la solución oxalato de amonio con lo que se precipita el calcio como oxalato de calcio por neutralización gradual del ácido mediante amoníaco: CaCO3 + 2 HCl -----------> CaCl2 + CO2m + H2O CaCl2 + (NH4)2C2O4 -----------> CaC2O4o(blanco) + 2 NH4Cl Determinación como CaCO3 o como CaO: � Como CaCO3. El oxalato de calcio obtenido se calcina en horno eléctrico a

temperatura regulada, entre 450 y 525 ºC.

CaC2O4 + calor -------------> CaCO3 + CO

� Como CaO. La calcinación se lleva a cabo a unos 1100 ºC:

2 CaC2O4 + O2 -------------> 2 CaO + 4 CO2m

Deben tomarse precauciones para evitar la absorción de humedad y de CO2. Se debe colocar inmediatamente en el desecador y pesarlo con una balanza totalmente exenta de humedad.

Normas a seguir durante el ensayo Seguir el proceso práctico de la figura anéxa, observando estas normas:

1. Es necesario colocar un vidrio de reloj sobre el vaso para evitar salpicaduras de líquido y muestra, arrastrados por el abundante desprendimiento de CO2.

2. El indicador rojo de metilo se adiciona para conocer el punto de neutralización, al añadir el amoníaco.

3. Determinar si la precipitación con oxalato de amonio ha sido completa, adicionando gotas del mismo sobre el líquido que sobrenada.

4. La calcinación debe proseguirse hasta obtener constancia de peso (dos pesadas consecutivas no deben diferir de 0,0004 g.).

Reacciones: Disolución : CaCO3 + 2 HCl ----------> CaCl2 + CO2m + H2O Precipitación: Ca+2 + C2O4

2- --------------> CaC2O4o blanco

Calcinación a 1100 ºC: 2 CaC2O4 + O2 calor

> 2 CaO + 4 CO2m

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3. Procedimiento.

4. Eliminación de residuos � Disolución obtenida en el procedimiento: Neutralizar la disolución y tirarla en el

contenedor D. PRÁCTICA 25. DETERMINACIÓN DEL HIERRO EN UN MINERAL

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1. Objetivo Determinar por gravimetría la riqueza expresada en % de Fe2O3 y en % de Fe de una muestra. 2. Fundamento de la determinación: La determinación de varios metales, entre ellos el hierro, que forman hidróxidos muy insolubles, se efectúa mediante la precipitación cuantitativa con amoníaco acuoso. Véanse algunas de estas reacciones y el pH a que empiezan a precipitar los hidróxidos.

Reacción de precipitación pH a que empieza a precipitar Fe+3 + 3 OH- -----> Fe(OH)3o pardo 3 Al+3 + 3 OH- -----> Al(OH)3o blanco 5 Cr+3 + 3 OH- -----> Cr(OH)3o azul pálido 6

Todos estos precipitados son de tipo gelatinoso. Una vez precipitados, se calcinan y pesan en forma de óxidos. Determinación de hierro: Disolución : 2 Fe + 6 HCl -----> 2 FeCl3 + H2 Oxidación: 3 Fe2+ + NO3

- + 4 H+ ------> 3 Fe+3 + NO + 2 H2O Precipitación: Fe+3 + 3 NH3 --------------> Fe(OH)3o pardo + 3 NH4

+ Lavado con NH4NO3. Para eliminar sales del precipitado.

Calcinación a 1100 ºC: 2 Fe(OH)3 + calor

> 2 Fe2O3 + 3 H2O El óxido férrico es propenso a reducirse en la calcinación con la materia orgánica del papel de filtro, dando: Fe2O3 + C -----> 2 Fe + 3 CO Normas a seguir durante el ensayo Seguir el proceso práctico de la figura anéxa, observando estas normas:

1. Para comprobar si todo el hierro se ha disuelto, se imprime a la disolución un movimiento de rotación, con lo que las partículas no disueltas se reúnan en el centro.

Si ha quedado algún residuo, será de SiO2 y convendrá filtrarlo. 2. La precipitación no se debe iniciar a menos que se disponga de un tiempo no inferior

a dos horas. 3. El precipitado gelatinoso de Fe(OH)3 tiene tendencia a pasar al estado coloidal y, por

esta razón, debe lavarse con solución de NH4NO3 al 1 %. Recoger las partículas adheridas al vaso y añadirlas al precipitado.

Procedimiento.

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contenedor D. PRÁCTICA 26. DETERMINACIÓN DEL NIQUEL EN SALES Y ACEROS. 1. Objetivo Determinar por gravimetría de la riqueza expresada en % de Ni que contiene una muestra.

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2. Fundamento de la determinación: El ion níquel precipita, al agregarle solución alcohólica de dimetilglioxima, a una solución ligeramente ácida y caliente de una sal de níquel con adición posterior de un débil exceso de solución

amoniacal. El precipitado obtenido se lava y seca a unos 120 ºC, pesándolo finalmente como bis (dimetilglioximato) de níquel (II). Interferencias en la determinación de níquel. Si en la muestra se halla presente el ion Fe3+ (aceros al níquel) es necesario eliminarlo con un reactivo que capture al catión, como es el ácido tartárico. El ion Fe+2 no interviene. Determinación de níquel: Disolución de la muestra (suponiendo que se parte de un sulfato doble de amonio y níquel): (NH4)2SO4·NiSO4 + 2 HCl -----> NiSO4 + H2SO4 + 2 NH4Cl Precipitación con dimetilglioxima: NiSO4 + 2 C4H8O2N2 ----> Ni(C4H7O2N2)2o rojo + H2SO4 dimetilglioxima bis(dimetilglioximato) níquel (II) Normas a seguir durante el ensayo Seguir el proceso práctico de la figura anéxa, observando estas normas:

1. Si se parte de un acero al níquel, una vez disuelta la muestra se deben adicionar unos 3 ml de HNO3 concentrado para oxidar el ion ferroso a férrico.

2. Asismismo para aceros al níquel, antes de la precipitación con dimetilglioxima se deben añadir 5 g. de ácido cítrico o tartárico, neutralizando la acidez con disolución diluida de NH3 y, finalmente, acidulándula con HCl diluido.

3. El crisol de placa filtrante se calienta previamente a 110 ºC, se deja enfriar en un desecador y se tara.

Procedimiento.

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contenedor D.

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PRÁCTICA 27. DETERMINACIÓN DE SULFATOS 1. Objetivo Determinar por método gravimétrico la riqueza expresada en % y ppm. de SO4

2- que contiene una muestra. 2. Fundamento de la determinación: El ion sulfato en disolución se determina por precipitación con cloruro de bario en una disolución caliente, débilmente acidificada con ácido clorhídrico. Interferencias en la determinación de sulfatos. Esta determinación presenta muchas dificultades a causa de la coprecipitación de otras sustancias. Determinación de níquel:

Disolución de la muestra (suponiendo que se parte de un sulfato de sodio): Na2SO4 + 2 HCl -----> SO4

2- + 2 H+ + 2 NaCl Precipitación con BaCl2 : SO4

2- + Ba2+ --------> BaSO4o Procedimiento.

1. Pesar una muestra de 0,5 g (sulfatos), ó 1 g. (cemento), ó 2 g. (mortero), con precisión 0,0001, pasarlo a un vaso de precipitados de 250 ml., añadir 100 ml de agua y 10 ml. de ácido clorhídrico R.A.

2. Hacer hervir durante 5 min. y dejar enfriar. Filtrar si hubiera materia insoluble. 3. Diluir a 200 ml. con agua destilada. 4. Calentar a ebullición y añadir lentamente con agitación, 10 ml. de cloruro de bario al

10 %. Prolongar la ebullición unos 5 min., dejar reposar y filtrar al día siguiente a traves de papel Whatman nº 42 o Albet 242.

5. Lavar el precipitado con agua caliente hasta que 1 ml. de filtrado no precipite con solución de nitrato de plata 1%.

6. Calcinar en crisol de porcelana a 800 ºC, previamente tarado, hasta peso constante. 4. Eliminación de residuos � Disolución obtenida en el procedimiento: Neutralizar la disolución y tirarla en el

contenedor D.

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Bibliografía: H.AYRES. Análisis Químico Cuantitativo. Ed. Harla. Pag. 209-257. JOSEP Mª CASAS SABATA. Técnicas de Laboratotio Químico 4. Ed. Edebé. Pag. 248-268. SKOOG, D.A., WEST, D.M., Química Analítica. Ed. Mc Graw-Hill 6ª Ed. Pag. 96-115. BERMEJO. Química analítica general, cuantitativa e instrumental.Vol.1.Ed. Paraninfo.7ª Ed. Pag. 121-384.

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