UNIVERSIDAD DE SAN CARLOS DE GUATEMALA FACULTAD DE INGENIERÍA ESCUELA DE INGENIERÍA QUÍMICA AREA DE QUÍMICA LABORATORIO DE ANÁLISIS CUALITATIVO PRIMER SEMESTRE 2012

INSTRUCTIVO DE

LABORATORIO

INSTRUCTORES Ing. Adrian Antonio Soberanis Ibáñez

Inga. Mercedes Esther Roquel Chávez Inga. Adela María Marroquín Gonzales Inga. María Alejandra Cordova Tercero

Coordinador del Área de Química Ing. Victor Manuel Monzón Valdez

SOBRE LA REALIZACIÓN DE LA PRÁCTICA

Las prácticas de laboratorio de llevarán a cabo una vez por semana (cada sección) en el horario señalado. Se trabajará en grupos formados por afinidad y el grupo de integrantes por grupo será indicado por el instructor. Para la realización adecuada de las prácticas, deberán atenderse las siguientes indicaciones:

Es obligatorio presentarse a la hora en punto en el laboratorio, ya que a esa hora se cerrara la puerta. El examen corto será realizado en la semana siguiente a la realización de la práctica en el día asignado para el corto del curso correspondiente.

Exclusiones al derecho de laboratorio son: 1. Llegar despúes de haber cerrado la puerta. 2. Desconocimiento de la experiencia a realizar; en particular, requerimiento cognoscitivo y metodológico del mismo. 3. No tener puesta la bata del laboratorio, o no tener puestos los lentes de protección cuando sea necesario. 4. Si se observa la no- participación de algún miembro del grupo, se la hará u control de conocimiento de la práctica en ejecución, y si dicho estudiante no responde satisfactoriamente al cuestionario, se le expulsará, se hará acreedor a una inasistencia y o podrá reportar esa práctica. Es obligación del estudiante participar en las prácticas, aun teniendo el conocimiento teórico de las mismas. 5. Cada grupo debe de revisar cuidadosamente el equipo que se le suministra, ya que se le cargará al grupo cualquier faltante o rotura. Si durante la realización de la práctica se requiere de equipo adicional, deberá ser solicitado al encargado. 6. NO SE ACEPTAN VISITAS DURANTE LA REALIZACIÓN DE LA PRÁCTICA. 7. Seguir las normas de seguridad para el laboratorio, por lo tanto: SE PROHÍBE TERMINATEMENTE COMER O FUMAR EN EL LABORATORIO. 8. No se permitirá repetir ninguna práctica. El día que está programado debe de ser respetado y no se permitirá ningún cambio a menos que se presente una excusa certificada, explicando la causa de la falta; dicha reposición se le asignará o no al faltante, según el encargado. 9. Al final de cada laboratorio, los estudiantes deben de presentar su equipo lavado, guardado (dependiendo de lo que se les indique) y dejar limpio TODO el laboratorio.

     

 NORMAS PARA UN BUEN TRABAJO EN EL LABORATORIO 1. Mantenga su mesa de trabajo libre y ordenada. No ponga sobre ella libros o aparatos que no esté utilizando. 2. Vista bata de laboratorio y tenga un limpiador a la mano. 3. Deposite toda la basura, materiales sólidos, papeles, fósforos, etc. El canasto de la basura. Descarte los líquidos, previamente tratados, en el lavadero y luego drénelos con agua de la llave. 4. Evite los juegos y actividades violentas e beneficio de su seguridad personal y la de sus compañeros de trabajo. 5. Sea respetuoso con sus compañeros. Las buenas relaciones son muy importantes para su trabajo. 6. Adquiera el hábito de trabajar de erguido de pie, sin inclinarse demasiado sobre los tubos o aparatos. 7. No debe fumar ni consumir alimentos en el laboratorio. 8. Maneje con cuidado y precaución los aparatos calientes y las sustancias corrosivas como ácidos y bases fuertes. 9. Cuando trabaje con sustancias inflamables, asegúrese de que no haya llamas en su proximidad. 10. Trabaje con calma y sin precipitación. Actué con cautela cuando necesite detectar propiedades organolépticas de las sustancias. 11. Saque de las botellas de los reactivos únicamente la cantidad que va a necesitar. Evitar el desperdicio de reactivos que se tiene cuando la cantidad que se necesita es mucho menor que la que se saca del recipiente original. 12. Cuando transfiera un líquido de una botella de reactivo, deposite siempre la última gota que se quede pendiente de la boca de la botella en el recipiente colector, tocando levemente uno con otro. 13. NUNCA regrese el reactivo sobrante a la botella con el reactivo original. Descártelo. NUNCA introduzca varillas de agitar, pipetas, goteros, etc. en las botellas de reactivos. Trasfiera un volumen prudencial de la botella a un earlenmeyer o beaker y de allí tome lo que necesite. TRATE Y DESCARTE LO QUE NO USE.

14. Para transferir sólidos de una botella a un papel o a un recipiente: esto se logra con facilidad rotando la botella suavemente alrededor de su eje. Cuando tenga que transferir sólidos de una botella a cristalería de boca angosta, primero póngalos en u trozo de papel y luego páselos del papel al recipiente. 15. Para pesar en la balanza algún material, nunca lo haga directamente en el plato de la misma. Utilice para ello papel parafinado, papel aluminio o un recipiente de vidrio. 16. Todos los experimentos de este manual tienen sus instrucciones y procedimientos, los cuales deberá seguir fielmente par evitar e lo possible errores. Además deberá tomar notas, anotar observaciones en forma breve y concisa, pero completa. 17. El trabajo de laboratorio debe hacerse con cuidado y sentido común. Es importante conocer en cada etapa del procedimiento lo que se está haciendo. El seguir instrucciones de forma mecánica no es conducta propia de quien es normalmente inteligente. 18. En caso de duda de cualquier tipo consulte al instructor. 19. La hoja de datos originales, de la cual al final de cada práctica el instructor deberá tener una copia de los diferentes grupos de trabajo, deberá tener el nombre y el carné de cada uno de los integrantes, así como tener letra clara y limpia. NO SE ACEPTARAN HOJAS ARRACADAS DE CUADERNOS.

DISTRIBUCIÓN DE NOTA La nota del laboratorio de Análisis Cualitativo está distribuida de la siguiente manera:

Investigación 2 puntos Reportes 7 puntos Cortos 7 puntos Puntualidad y Desarrollo 1.5 puntos Reciclaje 1.5 puntos Examen parcial 3 puntos Examen final 3 puntos

TOTAL 25 puntos

PRÁCTICA No.1

DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO DE UN ÁCIDO DÉBIL

OBJETIVOS 1. Calcular el valor de la constante de equilibrio y el pKa de un ácido débil a partir de valores experimentales de potencial de hidrógeno de la neutralización del mismo con una base fuerte. 2. Conocer distinto métodos para encontrar el punto de equivalencia de una titulación. MATERIAL Y EQUIPO Reactivos Equipo y Cristalería -Acido acético -Soporte -Bureta de 25 ml -Hidróxido de sodio -Pinzas -Beacker de 250 ml -HCl estándar -Potenciómetro -Balón aforado de 50 ml -Fenolftaleína -Earlenmeyer de 250 ml GENERALIDADES El estudio de las titulaciones ácido-base implica considerar las reacciones que se producen entre ácidos y bases. Para este propósito conviene distinguir entre ácidos y bases fuertes y débiles. El término “fuerte” casi siempre se refiere a una sustancia que en solución está completamente disociada en sus iones, mientras que “débil” en general corresponde a una sustancia que está parcialmente disociada. El pH del punto de equivalencia depende del grado de disociación del ácido débil y de su concentración lo mismo que de la constante de ionización del agua. El punto de final de una titulación es una aproximación operacional del punto de equivalencia. PROCEDIEMIENTO 1. Prepare 50 ml de una solución 0.1 M de NaOH y 50 ml de una solución 0.1M de ácido acético. 2. Estandarice la solución de NaOH utilizado para ello una solución de HCl previamente estandarizada. 3. Vierta 20 ml de la solución estándar de ácido acético en un beacker y mídale el pH. 4. Vierta a la solución de ácido acético las cantidades de NaOH estipuladas en la tabla No 1, midiendo cada vez el pH respectivo. 5. Observe el volumen al que vira la fenolftaleína.

TABLA No. 1

CORRIDA ml de NaOH pH

No. Volumen (mL) pH 1 1 2 2 3 3 4 4 5 5 6 6 7 7 8 8 9 9

10 10 11 11 12 12 13 13 14 14 15 16 16 18 17 20 18 22 19 24 20 25 21 26 22 28

CÁLCULOS 1. Realizar una gráfica ΔpH/Δml en función de los ml de base agregados. 2. Realizar una gráfica del pH en función del volumen de base agregado. 3. Determinar el punto de equivalencia a partir de las gráficas 1 y 2. 4. Calcular la constante de equilibrio a partir de los incisos 1,2 y 3. 5. Calcule la Ka a partir del pH en el punto de equivalencia encontrado con un método diferente del inciso 3.

PRÁCTICA No. 2 DIAGRAMA DE FLOOD

OBJETIVOS 1. Realizar el estudio de ionización de ácidos y bases mediante la construcción del diagrama de Flood para explicar el equilibrio químico en solución acuosa. 2. Desglosar el diagrama de Flood para su mejor comprensión. GENERALIDADES 1. La disociación del agua y el pH. El agua pura conduce débilmente la corriente; esta conductividad se debe ala presencia de pequeñas cantidades de H+ (protones o hidrónios) y de OH-

(oxidrilos), provenientes del agua que se disocia según la reacción:

!!!   ↔ !! + !"! Por lo que aplicando las leyes del equilibrio se obtiene:

!! =!! !"!

!!!

Donde !! y !"! indican la concentración de los protones y oxidrilos respectivamente. Como la concentración !!! permanece prácticamente constate, la relación anterior puede escribirse como:

!! = !! !"! = 1!10!!"  !  !!! = 14  !  25  º! 2. Los ácidos: Según la definición tradicional, los ácidos son sustancias que, disueltas en agua, producen iones hidronio. Por lo tanto estas sustancias determinan un aumento e la concentración de los mismos en el agua. Como el producto iónico del agua debe permanecer constante, la concentración de oxidrilos debe disminuir. 3. Las bases: Las bases so sustancias que disueltas en agua , produce iones oxidrilo. Por lo tanto, determinan un aumento en la concentración de los mismos en el agua.

4. Diagrama de Flood: Para ilustrar gráficamente el significado de los conceptos y de las formulas del pH, es muy útiles diagrama de Flood, que da los valores de pH de soluciones ácidas o básicas en función de la concentración. Tal diagrama puede servir para determinar el pH de soluciones de ácidos y base fuertes o débiles, de sales hidrolizables, etc., en función de la concentración. También en los casos en los que la fórmula aproximada no es aplicable, el diagrama de Flood es una herramienta que facilita llegar al resultado, el cual es muy difícil de calcular con las ecuaciones correspondientes. El diagrama de Flood indica en la ordenada los valores de pH, mientras que en la abscisa los valores de pC. Para las bases no se considera las constante Kb sino las constantes Ka de los ácidos conjugados correspondientes a estas constantes, que según la teoría de Bronsted, se deducen de la relación:

!" =!"!"

!"# = 14− !"#

El diagrama de Flood es particularmente muy útil para el calculo del pH de ácidos y bases de intensidad media; en tales casos, de hecho, las formulas ordinarias no dan resultados correctos. 5. Usos del diagrama de Flood: Entre las aplicaciones del diagrama de Flood se encuentran: 5.1 Ácidos Fuertes: el pH en función de la concentración viene dado por el punto de la ordenada que pasa por la abscisa pC de la curva AB. 5.2 Ácidos débiles: El pH viene dado por el punto de la ordenada de la curva correspondiente al pKa del ácido que tiene por abscisa pC. 5.3 Bases Fuertes: el pH es dado por la ordenada del punto de la curva I-L que tiene por abscisa pC. 5.4 Bases Débiles: el pH viene dado por la ordenada del punto de la curva correspondiente al pKa del ácido conjugado, que pasa por la abscisa pC. REPORTAR 1. Elaborar el diagrama de Flood, agregando gráficas de pα vs pK, pα vs pH, pH vs pK, pK vs pC, etc., utilizado las ecuaciones simples y completas cuando pueda hacerlo. Cada gráfica debe de tener al menos 3 líneas trazadas. 2. Analizar los errores relativos de utilizar las ecuaciones simple, cuadrática y cúbica en los límites del diagrama de Flood.

PRÁCTICA No.3 HIDRÓLISIS

OBJETIVOS 1. Evaluar un sistema químico salino débil en sus propiedades hidrolíticas. 2. Determinar el porcentaje de hidrólisis basándose e las concentraciones salinas y el pH. MATERIAL Y EQUIPO Reactivos Equipo y Cristalería -Acetato de Sodio -Potenciómetro -Probeta de 25 ml -Cloruro de Amonio -Balón aforado de 50 ml -Beacker de 250 ml GENERALIDADES Cuando una sal se disuelve en agua, el proceso fundamental que se lleva a cado es la remoción de sus iones de la fase sólida y su dispersión a través de toda la solución. Si éste fuera el único proceso, toda la solución salina sería neutra. Un rápido examen con un medidor de pH muestra que la soluciones de ciertas sales (acetato de sodio, carbonato de sodio, sulfuro de sodio, etc.) son alcalinas y otras soluciones de otras sales (cloruro de amonio, sulfato de aluminio) son ácidas. Es evidente que, además del simple proceso de solución, muchas sales sufren reacciones químicas que alteran la concentración del ión hidrógeno de la solución. Estas reacciones entre la sal y uno de los iones de los iones de la sal con el agua reciben el nombre de HIDRÓLISIS. PROCEDIMIENTO 1. Prepare 50 ml de solución 1M de NH4Cl y CH3COONa y mídales el pH a cada una. 2. Por aparte, tome 5 ml de la muestra original de la sal a utilizar. 3. Coloque los 5 ml de la muestra del inciso 2 en un balón de 50 ml y afore, utilizando para ello cuyo pH este estabilizado a 7. Mida el pH de la solución anterior. 4. Con la solución del inciso 3 continúe haciendo soluciones sucesivas hasta llegar a una dilución de 1/1,000,000; mida en cada ocasión el pH de la solución diluida.

Tabla No. 2 CORRIDA DILUCIÓN pH

Corrida Dilución pH

1 1/1 2 1/10 3 1/100 4 1/1000 5 1/10000 6 1/100000 7 1/1000000

CÁLCULOS 1. Determinar los valores teóricos de pH de cada una de las soluciones preparadas a partir de las diferentes diluciones. 2. Evaluar el error promedio utilizando los valores experimentales y los teóricos de pH para las distintas diluciones.

PRÁCTICA No.4 DILUCIONES Y DIAGRMA DE SILLEN

OBJETIVOS 1. Analizar el comportamiento soluto-solvente. 2. Comparar el comportamiento experimental del efecto de dilución y el esperado según el Diagrama de Sillen. MATERIAL Y EQUIPO Reactivos Equipo y Cristalería -Acido acético -Balón de 100 ml -Hidróxido de amonio -Potenciómetro -Beacker de 250 ml -Probeta de 25 ml PROCEDIMIENTO 1. Tome una alícuota de 5 ml de solución de ácido acético, de concentración 0.1 M. 2. Verifique que el pH del solvente a utilizar(agua destilada) se estabilice el pH=7 3. Proceda a diluirla tantas veces como se indica en la tabla siguiente, midiendo el pH de la solución en cada corrida.

Tabla No. 3

CORRIDA DILUCIÓN pH

Corrida Dilución pH 1 1/1 2 1/10 3 1/100 4 1/1000 5 1/10000 6 1/100000 7 1/1000000

4. Repita los pasos 1 al 3 utilizando solución de NH4OH al 0.1 M. CÁLCULOS 1. Encontrar el valor de pC en cada dilución realizada. 2. Según el diagrama de Sillen, calcular el pH teórico de cada solución preparada por las diluciones realizadas. 3. Trazar gráficas teóricas y prácticas de pH e función del pC para cada electrolito analizado. 4. Calcular el error promedio de los datos experimentales de pH para cada electrolito analizado.

PRÁCTICA No.5 SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

OBJETIVOS 1. Analizar los diferentes efectos de adicionar alícuotas de ácidos o bases, a una solución amortiguadora. 2. Comparar el comportamiento experimental con el teórico en soluciones amortiguadoras. MATERIAL Y EQUIPO Reactivos Equipo y Cristalería -Acido acético -Balón de 250 ml -Acetato de Sodio -Potenciómetro -Buretas de 25 ml -Acido clorhídrico -Earlenmeyer de 50 ml -Hidróxido de Sodio -2 probetas de 10 ml GENERALIDADES Al mezclar ácido acético con acetato de sodio (una sal con u ácido acético altamente ionizada) se produce el efecto del ión común. Este efecto hace que la solución se regule. El sistema ácido acético-acetato de sodio, tiene una baja concentración de iones hidrógeno, que se ve afectada en pequeña escala, con la adición de pequeñas cantidades de un ácido o de una base. En el primer caso, los iones hidrógeno agregados simplemente se unen con los iones acetato para dar origen a moléculas de ácido acético, cuya ionización se reprime por el ión acetato. De forma similar, la basicidad de una solución amortiguadora de amonio (sistema formado por hidróxido de amonio y una sal de amonio), no se ve afectado grandemente con la adición de pequeñas cantidades de un álcali fuerte, como el hidróxido de sodio o un ácido fuerte; como el ácido clorhídrico. La cantidad de acido o base que será capaz la solución de amortiguar, depende de la concentración de los componentes de la misma, así como de su constate de equilibrio y el pH donde se encuentre la solución. PROCEDIMIENTO 1. Prepare una solución buffer de acido acético-acetato de sodio. 0.1 M respecto a ambos, en un balón de 25 ml. 2. Mida el pH de la solución preparada y estabilícelo al valor indicado por su instructor. 3. Afore una bureta de 25 ml con una solución de NaOH y otra con la solución de HCl, identificado cada una de estas.

4. Tome en un earlenmeyer una alícuota de 10 ml de solución amortiguadora y añádale 10 ml de agua destilada. Luego añádale lo indicado en la tabla No. 4 de ácido clorhídrico midiéndole el pH en cada corrida. 5. Tome en otro earlenmeyer una alícuota de 10 ml de solución amortiguadora y agréguele 10 ml de agua destilada, añadiéndole a continuación lo indicado por la tabla No. 4 de hidróxido de sodio, midiéndole el pH e cada corrida.

Tabla No 4

CORRIDA Volumen de HCL pH CORRIDA Volumen

de NaOH pH

REPORTAR 1. Determinar el pH teórico para cada una de las soluciones preparadas. 2. Construir las graficas de pH en función de volumen de HCl y pH en función de NaOH teórica y experimental. 3. Calcular el error promedio de los datos experimentales al agregar HCl y al agregar NaOH. 4. Calcular la máxima capacidad buffer de la solución preparada, teórica y experimental.

PRÁCTICA No.6 TITULACIÓN DE ÁCIDOS PÒLIPROTICOS

Y CURVAS DE DISOCIACIÓN OBJETIVOS 1. Ilustrar la ionización múltiple de ácidos polipróticos típicos. 2. Introducir el concepto de curvas de disociación para explicar el comportamiento experimental de la disociación de ácidos polipróticos. MATERIAL Y EQUIPO Reactivos Equipo y Cristalería -Acido Sulfúrico -Bureta -Ácido oxálico -Potenciómetro - 2 earlenmeyer -Acido Fosfórico -Acido cítrico -Hidróxido de Sodio GENERALIDADES Un ácido poliprótico es aquel que contiene 2 o mas protones por molécula. Estos protones pueden ser ionizados por etapas, siendo la primera etapa más extensa que la segunda, y esta a su vez más extensa que la tercera y así sucesivamente, dependiendo de cuantos protones tenga el ácido. Cada etapa es caracterizada por su propia constante de ionización. La titulación de estos ácidos permite determinar esas constantes de ionización mediante el recurso gráfico. Se podrá observar en una grafica pH en función de volumen de base agregado una serie de saltos de pH, correspondientes a cada etapa de ionización. La visualización de esos saltos depende de ciertas condiciones, una de ellas es que la relación Kn/Kn+1 sea al menos igual a 104. PROCEDIMIENTO 1. Prepare 100 ml de una solución de NaOH 0.1M y 50 ml de cada una de las siguientes soluciones: H2SO4 0.1 M, H2C2O4 0.2 M, H3PO4 0.1M y H3C6H5O7

0.1M. 2. Proceda a titular cada ácido con el NaOH 0.1 M, teniendo cuidado de medir y anotar el pH correspondiente a cada volumen de base agregado que especifique su instructor. CÁLCULOS 1. Realizar una gráfica ΔpH/ΔV en función del volumen de base agregado. 2. Realizar una gráfica pH en función del volumen de base agregado. 3. Calcule el pH en los puntos de equivalencia a partir de los incisos 1 y 2 obteniendo valores de las constantes de equilibrio si es posible. 4. Compare los calores obtenidos de pH de equivalencia con los datos teóricos.

PRÁCTICA No.7 Kps del hidróxido de Aluminio

OBJETIVOS 1. Analizar la influencia del pH sobre la solubilidad del Hidróxido de aluminio, en función de su producto de solubilidad. MATERIAL Y EQUIPO Reactivos Equipo y Cristalería Solución de Al(OH)3 -Beacker de 250 ml HCl 0.1 M(pH<2) -Potenciómetro -2 Buretas de 25 ml NaOH 0.1 M(pH>11) -Soporte -Varilla de agitación -Pinzas para bureta -probeta de 25 ml GENERALIDADES Los hidróxidos de todos los metales excepto los de los alcalinos, de Ca, Sr, Ba y del Ti(I) son poco solubles y se precipitan en las soluciones poco solubles de las sales correspondientes:

!"!!!!"!,!!

!" !" !!"!,!!

!" !" !!

Si una solución acida de una salde aluminio de trata con iones OH- (Por ejemplo NaOH), se forma un precipitado blanco gelatinoso Al(OH)3. Este se re disuelve por adición de un exceso de álcali cáustico, o de un ácido. PROCEDIMIENTO 1. Tome 50 ml de la solución a analizar y viértalos en un beacker de 350 ml, midiéndole el pH inicial. 2. Proceda a titular la solución de Al(OH)3, teniendo cuidado de medir y anotar el pH correspondiente a cada volumen de ácido agregado que especifique el instructor. Anote todas sus observaciones. 3. Luego que el pH de la solución sea del orden de 2, proceda a retro titular la muestra, teniendo cuidado de medir y anotar el pH correspondiente a cada volumen de base agregado que especifique su instructor. CÁLCULOS 1. Determine el pH experimental de precipitación, así como los de disolución de las especies presentes en la muestra. 2. Determine el pH teórico de precipitación, así como los de disolución de las especies presentes en la muestra. 3. Trace las graficas pH e función del volumen de ácido agregado y pH en función del volumen de base agregado, delimitado las regiones en las cuales se presentan las distintas especies en cuestión.