Producto del proyecto PAPIME 205416
Manual de Laboratorio: Química Analítica III
CARRERA:
Química Industrial
Autores: Alma Luisa Revilla Vázquez Pablo Hernández Matamoros Carmen Campo Garrido Moreno Martha Angélica Villegas
UNIVERSIDAD NACIONAL AUTONOMA DE MEXICO Facultad de Estudios Superiores Cuautitlán
Sección de Química Analítica
Vigencia: Semestre 2018-II
PRESENTACIÓN DEL MANUAL
El manual presenta una serie de prácticas relacionadas con los diferentes métodos de detección y
separación instrumentales, temas de apoyo para el mejor entendimiento y aplicación de los temas
a desarrollarse y también incluye el diseño y desarrollo de un proyecto experimental. Dichas
prácticas y proyecto tienen como objetivo el cumplir con los objetivos del curso apoyando de
manera constante a la enseñanza teórica.
El presente manual está estructurado en base al programa de la asignatura tres bloques:
1) Electroquímica.
a. Potenciometría
b. Conductimetría
c. Electrodeposición
2) Espectrofotometría Molecular y Atómica
a. Espectrofotometría Molecular UV y Vis
b. Espectrofotometría Atómica
3) Digestión de muestras y proyecto.
Para cumplir el objetivo de la asignatura, el alumno debe realizar y justificar las condiciones
experimentales planteadas en la práctica, además de efectuar el diseño de un proyecto en el que a
partir de datos teóricos o experimentales, debe de plantear la preparación de soluciones y sistemas,
así como el tratamiento de una muestra para llevar a cabo la cuantificación de un analito de interés.
El presente manual persigue mejorar la práctica docente de esta asignatura, así como en el
aprovechamiento de los alumnos, por lo cual los comentarios relacionados a su contenido son
bienvenidos empleando los buzones de sugerencias o bien directamente al responsable de
asignatura o jefe de sección.
CUAUTITLAN IZCALLI, ESTADO DE MÉXICO.
Organigrama simplificado relacionado a la Sección de Química Analítica
En caso de queja o inconformidad sobre la conducta de un profesor o laboratorista, favor de
dirigirse a la Jefatura de Sección para ser debidamente asesorados sobre lo que señala la legislación
universitaria para proceder en cada caso en específico. O bien, realizar su queja por escrito, de
manera anónima o no, en los buzones de sugerencia ubicados en la sección de química analítica.
INTRODUCCIÓN Y OBJETIVOS GENERALES DEL CURSO. Debido a la gran variedad de métodos analíticos instrumentales con los que se cuentan en la
actualidad y a su incesante desarrollo, el dominio de todos ellos es difícil abordar en su totalidad
en un curso de licenciatura por lo tanto es necesario adquirir conocimiento de una manera general
sobre ellos y efectuar la interpretación y manejo de la información obtenida
Si se trata de encontrar un punto en común entre los métodos de detección, es que todos ellos
persiguen tener las condiciones óptimas para detectar uno, dos o más analitos presentes en una
mezcla. Las técnicas a estudiar se utilizan básicamente para el Análisis Cualitativo, otras más en el
Análisis Cuantitativo y un buen grupo de ellas es capaz de cumplir con ambas funciones.
Los objetivos del curso pretenden que al finalizar el mismo el alumno sea capaz de:
• Enumerar, identificar y seleccionar en un método dado las variables más convenientes para
realizar la detección óptima de las sustancias de interés químico empleando las
herramientas adquiridas previamente y durante el curso de esta asignatura.
• Aprender el uso de instrumentación analítica (potenciómetro, electrodepositor,
espectrofotómetro molecular y de absorción atómica, etc.)
• Realizar la optimización e interpretación de experimentos encaminados a la identificación,
y/o cuantificación de sustancias puras o en mezclas, a partir de las herramientas adquiridas
previamente y durante el curso de esta asignatura.
Asignatura: Química Analítica III Grupo:______________
Carrera: Química Industrial Periodo: ______________________ Festivos: _________________
SEMANA/ETAPA ACTIVIDAD FECHA
1 Presentación del curso: manejo de la balanza, examen diagnóstico, reglamento, evaluación, etc.
2 PRÁCTICA 1: Valoración potenciométrica de Fe(II) en tabletas.
3 PRÁCTICA 2: Valoración potenciométrica de dos halógenos en mezcla.
4 PRÁCTICA 3: Valoración conductimétrica de sulfato en tabletas
5 PRÁCTICA 4: Electrodeposición
Ejercicios y Asesorías
6 Primer EXAMEN ESCRITO.
Asignación del proyecto
7 PRÁCTICA 5 Espectrofotometría UV-VIS
8 PRÁCTICA 6: Curva de adiciones patrón espectrofotométrica.
9 PRÁCTICA 7: Curva de valoración espectrofotométrica.
10 PRÁCTICA 8: Análisis espectrofotométrico de
mezclas por primera derivada.
Revisión del proyecto
11 PRÁCTICA 9: Espectrofotometría de absorción
atómica. Asesorías
12 Segundo EXAMEN ESCRITO.
Entrega del protocolo del proyecto
13 1ra Sesión de realización del proyecto
14 2ra Sesión de realización del proyecto
15 Exposición del proyecto (EXAMEN ORAL) Aplicación de cuestionario de calidad.
16 Entrega de calificaciones
UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO
FACULTAD DE ESTUDIOS SUPERIORES CUAUTITLÁN
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS QUÍMICAS
SECCIÓN DE QUÍMICA ANALÍTICA
CALENDARIZACIÓN
CODIGO: FPE-CQ-DEX-01-02; FPE-CQ-DEX-03-02; FPE-CQ-DEX-04-02.
No de REVISIÓN: 0
SISTEMA DE EVALUACIÓN PROPUESTO. El sistema de evaluación propuesto para el laboratorio de química analítica III de Química
Industrial I (Q.I.)., involucra varios aspectos a evaluar:
1) Cuestionario previo. Se evalúa la investigación previa relacionada a cada una de las
prácticas, así como algunos cálculos necesarios en la realización de todas las soluciones a
emplear en la práctica.
2) Trabajo de Laboratorio. Se asigna una calificación a la destreza adquirida en el manejo del
equipo y material de laboratorio.
3) Informe de trabajo. Consiste en evaluar las destrezas y el manejo de los resultados,
empleando los conocimientos adquiridos hasta el momento. Los parámetros a considerar
en éste rubro son:
a. Resultados experimentales: Se evalúa la calidad y adecuada presentación de los
resultados experimentales obtenidos, así como su tratamiento.
b. Valor de análisis de la muestra. Consiste en evaluar la consistencia entre los
resultados experimentales y el resultado del análisis reportado, con la finalidad de
estimar si la información se procesó adecuadamente.
c. Redacción, claridad y presentación del reporte.
4) Formato del Proyecto experimental. Se evalúa si el proyecto se llevará de manera adecuada
a la solución del problema planteado, en caso contrario el asesor hará las recomendaciones
del caso en la discusión del mismo.
5) Examen: En el curso se proponen dos exámenes. Es requisito acreditar al menos uno de ellos
(con una calificación mínima de 6.0)
Los parámetros de evaluación son:
Cuestionarios previos: 5 %
Reporte de prácticas: 30%
Exámenes: 35% (Escrito y/o oral)
Proyecto(s): 30% (Protocolo 20%, Reporte 10%)
La entrega del protocolo o reporte es en la fecha indicada, por cada día de atraso se
penalizará con un punto menos.
Hasta que sea aprobado el protocolo del proyecto por el asesor, se podrá comenzar la parte
experimental.
PUNTOS MÍNIMOS QUE DEBE DE INCLUIR UN REPORTE
La mejor experimentación del mundo puede tener poco o ningún valor si no se comunica a
otras personas, lo cual debe realizarse correctamente, con una redacción clara y atractiva. Aunque
la comunicación puede a veces ser oral, en la mayoría de los casos la gente se entera de nuestro
trabajo a través de páginas impresas. Es importante desarrollar las habilidades en la comunicación
tanto escrita como verbal, como una parte esencial e integral de la formación de nuestros alumnos.
Las secciones esenciales que debe contener un informe son:
1. Introducción
2. Procedimiento experimental
3. Resultados
4. Análisis de los resultados
5. Conclusiones
6. Referencias
Introducción
a) Indicación del tema
Si nuestro título es eficaz, podemos suponer que ya hemos atraído la atención del lector y
que él ha tomado nuestro informe para leerlo. Sin embargo, casi con certeza él comenzará de cero,
o casi, en lo que se refiere a nuestro experimento, y conforme se dispone a leer, nuestra primera
tarea es orientar su reflexión hacia nuestra particular área de estudio. Revisión de la información
existente.
En este punto, la reacción natural de nuestro lector será esperar algún tipo de recordatorio
sobre la información básica relativa a esta área en particular. Podemos atender esta necesidad
dándole un breve resumen del estado del conocimiento actual relativo a nuestro experimento.
c) Aplicación de la información al experimento específico
Basado en el contenido de la sección anterior, nuestro lector estará preparado para entender
todo lo que sigue del informe, y su reacción natural en este punto será preguntarse: ¿En qué forma
se refiere todo esto a este experimento en particular? Deberíamos, por tanto, presentar un párrafo
o dos que expliquen cómo la información básica, como la ecuación que representa el
comportamiento del modelo, puede transformarse para fundamentar nuestro experimento en
particular.
d) Resumen de la intención del experimento
Es muy satisfactorio para el lector si concluimos nuestra introducción con un resumen de
nuestra intención específica en el experimento.
e) Enunciado del propósito del experimento
En este apartado se incluye el objetivo de la investigación, el cual debe de estar redactado
en forma breve y concisa.
Procedimiento. Incluye los siguientes puntos:
a) Bosquejo del procedimiento: Debe de ser claro pero conciso.
b) Detalles de las mediciones que se van a realizar. Por ejemplo, si se va a utilizar un
espectrofotómetro indicar el intervalo de estudios de longitudes de onda, el espesor de la celda,
cada cuantos nanómetros (nm) se tomarán las lecturas, la velocidad de barrido, etc.
c) Precauciones. Este apartado es opcional. En él se incluye, generalmente, los cuidados que se
debe de tener en el manejo de la muestra o de los equipos que se van a utilizar.
Resultados
a) Valores medidos: Por lo general en esta parte se reportan en forma de tabla las variables
medidas, por ejemplo pH=f(mL de HCl).
b) Cálculo de las desviaciones estándar: Para este apartado no siempre es posible realizar el cálculo
de las incertidumbres de los valores medidos, pero siempre es bueno realizar varias mediciones,
ya que a partir de diversas lecturas para una misma perturbación del sistema nos pueden indicar
si alguna lectura no es correcta.
c) Gráficas: Hay que realizar la presentación de manera adecuada. Es decir, escoger correctamente
la escala de los ejes, en el caso de que sean varías representaciones en la misma gráfica es
necesario que se diferencien entre ellas y finalmente, colocar en cada eje lo que se está
graficando y el título.
Análisis de los resultados
a) Comparación entre el modelo propuesto y los resultados experimentales.
b) Consecuencias de las discrepancias entre el modelo y los resultados experimentales.
c) Explicar las discrepancias existentes
d) Obtención de la concentración de la solución problema (en el caso de que sea necesario
realizarla.
Conclusiones
Una vez que se llevó a cabo todo el experimento estamos en la posición de establecer unas
conclusiones. En éstas debe de incluirse las razones por las cuales el modelo teórico es explicado
o no por la información experimental (esto último en caso de que suceda).
Referencias.
Se deben de incluir todas las fuentes consultadas (incluyendo artículos, páginas web, libros, tesis,
etc.) utilizando el formato APA 2016.
GUÍA METODOLÓGICA o PROTOCOLO
1. Planteamiento del problema.
En este paso, los profesores definirán el problema que se desea solucionar y les proporcionarán
a los estudiantes la información necesaria para que se comprenda de manera clara y precisa los
objetivos que se desean alcanzar al término de cada proyecto. Es necesario que los estudiantes
apliquen la lógica y sus conocimientos de los métodos analíticos para lograr el cumplimiento
de los objetivos.
2. Investigación bibliográfica.
Una vez definido el problema, el estudiante se ayudará de la información contenida en la
bibliografía a su disposición (libros, artículos, tesis, etc), para obtener un conocimiento mayor
sobre el tema y con ayuda de esta información, planteará su hipótesis.
3. Hipótesis.
El estudiante planteará la hipótesis; es decir, una suposición que permite establecer relaciones
entre hechos. Su valor reside en su capacidad para establecer estas relaciones entre los hechos,
y de esa manera explicarnos porque se produce.
La hipótesis también es aquella explicación anticipada que permite tener una noción de la
realidad que ocurre en un fenómeno.
4. Metodología experimental.
Se pretende con esto, que los estudiantes propongan un trabajo experimental que les permita
evaluar la validez de su hipótesis. Para esto tendrán que considerar los métodos analíticos con
que cuentan en el laboratorio, así como el material y el tiempo para su desarrollo. Además, el
establecer las condiciones experimentales debe de estar sustentada con todas las
herramientas disponibles, tales como diagramas de zonas de predominio, de fases, de
Pourbaix, etc., así como las constantes de equilibrio de reacción a las condiciones elegidas,
etc. Por lo que deberán tener en cuenta los siguientes aspectos:
a) Reactivos: Es necesario verificar que los reactivos que se utilizarán existan en el
laboratorio, o bien en el almacén de la Sección de Química Analítica. De no ser así,
consultar con los profesores la posibilidad de sustituirlo por otro equivalente.
b) Preparación de soluciones: Considerar cuidadosamente las cantidades que se utilizarán
durante el desarrollo experimental para evitar el desperdicio o la falta de soluciones.
c) Procedimiento experimental: Basado en la información encontrada en la literatura, o bien,
propuestas personales, se realizará la descripción detallada de la experimentación.
d) Diagrama de flujo: El diagrama de flujo deberá incluir la asignación de actividades para
cada una de las personas que integran el equipo de trabajo, así como una estimación del
tiempo que tomará cada actividad. No olvidar que existen actividades que se pueden realizar
en forma paralela, lo que nos permite optimizar el tiempo.
e) Recolección de resultados: Esta recolección podrá presentarse en tablas o gráficas, las
cuales deberán llenarse en el transcurso del desarrollo experimental.
5. Referencias. Libros, revistas, pagina web, etc. (utilizar preferentemente el formato APA)
REGLAMENTO INTERNO DE LABORATORIO
1.- En todas las sesiones es obligatorio el uso de bata, lentes de seguridad y zapato cerrado.
2.- Se deberán conservar limpias las instalaciones (en especial las campanas de extracción,
canaletas y tarjas de las mesas de laboratorio), el material y el equipo de trabajo (incluyendo las
balanzas analíticas) al inicio y al final de cada sesión experimental.
3.- Se deberá guardar orden y disciplina dentro del laboratorio y durante la sesión experimental y
queda prohibida la entrada a personas ajenas al mismo, incluyendo los inter-laboratorios.
4.- Queda estrictamente prohibido fumar, consumir alimentos y bebidas dentro del laboratorio, ya
que muchas de las sustancias químicas que se emplean son inflamables y/o tóxicas.
5.- Es importante que antes de trabajar, el estudiante conozca las características de las sustancias
químicas que va a utilizar para que pueda manipularlas adecuadamente (se deberá apoyar en la
consulta de las fichas de seguridad).
6.- Para la extracción de reactivos líquidos, se deberán emplear perillas de hule y nunca succionar
con la boca.
7.- Los reactivos químicos no deberán ser manipulados directamente, sino mediante implementos
tales como propipetas, pipetas, espátulas, cucharas, etc.
8.- Después de manipular sustancias químicas es necesario lavarse las manos con agua y jabón.
9.- Si se utilizan mecheros, parrillas o cualquier otro aparato, se deberá estar atento en su manejo
para evitar un accidente.
10.- En caso de ingestión, derrame o inhalación de algún reactivo por parte de algún estudiante,
deberá ser notificado al asesor del grupo, el cual tomará las acciones pertinentes, previa consulta
de las fichas de seguridad.
11.- Al término de la sesión experimental, el asesor de grupo, deberá regresar las disoluciones
empleadas a su lugar de resguardo ubicado en el anaquel.
12.- Todas las personas que elaboren disoluciones y/o generen residuos deben etiquetar
correctamente los frascos que se utilicen para este propósito utilizando la etiqueta del Sistema de
Gestión de Calidad.
13.- Los residuos de cada experimento deberán tratarse y eliminarse adecuadamente por los
alumnos, previa consulta del diagrama ecológico incluido en el manual de prácticas y con el apoyo
del asesor.
14.- Cuando el residuo no pueda ser eliminado, el alumno deberá resguardarlo, en un contenedor,
debidamente etiquetado y cerrado, y colocarlo en el anaquel destinado para ello.
15.- Antes de iniciar las actividades experimentales se le solicitará al laboratorista el material y
equipo necesarios, para ello, una persona responsable del equipo dejará su credencial (únicamente
de la UNAM) en depósito y firmará un vale por el material y equipo recibidos. En caso de que
existiera un defecto en el material o equipo recibido, éste deberá ser anotado en el vale.
16.- Es responsabilidad del alumno revisar el estado en que recibe el material, ya que al término de
la sesión experimental lo debe regresar en las mismas condiciones en las que lo recibió y
perfectamente limpio.
17.- En caso de extravío o daño del material o equipo de laboratorio, se resguardará el vale de
solicitud de material y la credencial del estudiante responsable del daño o extravío hasta su
reposición con iguales características.
18.- Los alumnos que adeuden material de laboratorio, deberán reponerlo a la mayor brevedad
posible o a más tardar el último día de realización de prácticas, de lo contrario los deudores serán
reportados al Departamento de Servicios Escolares y no podrán inscribirse en el siguiente.
19.- El número máximo de alumnos que podrán permanecer en el cuarto de balanzas será el mismo
que el número de balanzas disponibles.
20.- Cuando sea asignada, una gaveta a los alumnos y por razones de olvido o pérdida de la llave,
queda prohibido forzarla. En tal situación los alumnos deberán solicitar su apertura, por escrito, al
responsable del laboratorio, previa autorización del profesor del grupo.
21.- La gaveta podrá usarse hasta la semana 15 del semestre por lo que, el grupo de estudiantes
deberán desocuparla a más tardar en la semana 16.
22.- No se permitirá el uso de balanzas y equipos a personas ajenas al laboratorio o fuera del horario
de su sesión experimental.
NORMAS OPERATIVAS EN EL LABORATORIO
El alumno deberá ser puntual y ordenado en las horas programadas para el laboratorio, anotando
en una libreta exclusiva para esto todos los cálculos, mediciones y datos experimentales obtenidos
a lo largo de la sesión experimental.
El equipo que se use para cada una de las prácticas podrá utilizarse después de que el profesor haya
dado la explicación para su manejo, y bajo la asesoría de un profesor, cuidando siempre de
mantener en las mejores condiciones posibles el equipo.
Con lo que respecta a reactivos, nunca debe regresar la porción de un reactivo que no haya sido
utilizado al frasco de origen. Manejar en la campana los reactivos tóxicos, ácidos, disolventes, etc.
El alumno efectuará los cálculos de preparación de soluciones en el cuestionario previo, a
partir de reactivos analíticos con que se cuente en el laboratorio.
Las muestras problemas deberán proveerlas los alumnos que conforman un equipo, a excepción de
que los profesores les indiquen que se cuenta con ellas.
PRACTICA 1. VALORACION POTENCIOMETRICA DE FE(II) CON PERMANGANATO
EN TABLETAS
OBJETIVOS
• Conocer y aplicar los criterios necesarios en el montaje y calibración de un potenciómetro para realizar una valoración REDOX.
• Construir una gráfica de = F (mL MnO4¯) y a partir de ella conocer los criterios para obtener el Volumen de Punto de Equivalencia.
• Determinar experimentalmente los Eo’’ de las especies redox involucradas y la Keq”, justificar en base a DZP las especies químicas predominantes a las condiciones de trabajo.
• Cuantificar el contenido de FeSO4 experimental y compararlo con el reportado por el fabricante.
INTRODUCCIÓN Para llevar a cabo una valoración óxido-reducción, se debe emplear una reacción espontánea y cuantitativa en las condiciones de trabajo. Además, es importante se debe conocer la estequiometría de la reacción. La propiedad por medir en las reacciones REDOX es el potencial
() producido por la reacción.
El potenciómetro es el equipo comúnmente empleado para medir las diferencias de potencial ()
entre dos electrodos (indicador y referencia), estos se relacionan con las concentraciones molares de oxidante y reductor y la transferencia de electrones entre ellos. El electrodo indicador da una respuesta con respecto al de electrodo de referencia. El potencial generado por el electrodo de referencia es constante durante las mediciones, por lo que se
pueden expresar las lecturas obtenidas como = ind – ref, donde el potencial de referencia se
considera como CONSTANTE, entonces se puede aproximar ind. Las curvas obtenidas son bi-logaritmicas, involucran dos pares redox y se rigen por la ecuación
de Nerst: 𝐸 = 𝐸𝑜 +0.06
𝑛log
𝑂𝑥
𝑅𝑒𝑑 .
Cerca del punto de equivalencia en cuestión, se observa un cambio brusco del potencial experimental, debido a que el sistema se encuentra en una zona de potencial mixto. El volumen de punto de equivalencia se determina tomando en cuenta el número de electrones intercambiados en la reacción. CUESTIONARIO PREVIO. 1. Explicar las características de un electrodo indicador REDOX (oxido-reducción) 2. Explique las características de un electrodo de referencia. Mencionar 2 ejemplo de electrodos
de referencia. 3. Investigar la composición química de un electrodo de calomel y en que condiciones se
convierte en un electrodo de referencia. 4. Investigar la composición química de un electrodo combinado de platino e indicar porque es
posible utilizarlo como un electrodo indicador. 5. Escribir y balancear correctamente la reacción de valoración entre: Fe2+ + MnO4¯
Si sus pares redox son: Fe3+ / Fe2+ con E° = 0.77 V y MnO4¯ / Mn2+ con E° = 1.51 V
6. Esbozar la curva de = F (mL MnO4¯) y discutir ¿Cuántos puntos de equivalencia y cuántos puntos de equilibrio se pueden localizar sobre la curva?
7. Realizar los calculos para preparar todas las soluciones que se utilizarán en la práctica.
PARTE EXPERIMENTAL
Preparación de soluciones:
0.1L de Permanganato de potasio (KMnO4) de concentración conocida (0.1N)
0.1L de Ácido sulfúrico (H2SO4) 1.0 M
Solución Problema: Pesar 10 tabletas y obtener la masa promedio. Pulverizar 2 tabletas con
ayuda de un mortero. Pesar aproximadamente exacto 0.1 g de polvo en un vaso de precipitados,
empleando la balanza analítica. Agregar 10 mL de H2SO4 1.0 M, la barra magnética y agitar por
10 minutos. Preparar 4 soluciones problema.
Valoración volumétrica utilizando la solución de KMnO4 0.1 N como autoindicador.
Colocar la solución de KMnO4 0.1 N en la bureta y comenzar la valoración y agregar KMnO4 hasta
observar el cambio de color (vire) de incoloro a rosa. Anotar la lectura del volumen de valorante
consumido al momento del vire. Realizar otras dos replicas.
Valoración potenciométrica
1.- Conectar el potenciómetro y calibrarlo cerrando el circuito (pedir apoyo al profesor).
2.- Conectar los electrodos al potenciómetro e introducirlos a la muestra disuelta
3.- Con agitación constante, registrar la primera lectura de potencial del sistema inicial.
4.- Comenzar a agregar de 0.2 mL en 0.2 mL la solución valorante de KMnO4 0.1N y anotar en la
Tabla 1 las lecturas de potencial correspondientes a cada volumen agregado. Considerar como
volumen final el doble del volumen de punto de equivalencia donde se detectó el cambio brusco
en la propiedad medida (E).
5.- Graficar los datos obtenidos.
RESULTADOS
Tabla 1. Resultados de la valoración volumétrica Replica 1 Replica 2 Replica 3
MnO4 (mL)
MATERIAL POR EQUIPO REACTIVOS
1 soporte universal completo 1 mortero con pistilo 1 bureta de 10 mL 1 pipeta graduada de 10 mL 4 vasos de precipitados de 50 mL 1 piseta con agua destilada 1 propipeta 1 agitador magnético c/ barra magnética Potenciómetro con electrodo de platino y de calomel saturado
Muestra: comprimidos/tableta de FeSO4 (Hemobion 200, fumarato ferroso, etc) Permanganato de potasio (KMnO4) Ácido sulfúrico (H2SO4)
Tabla 2. Resultados de la valoración potenciométrica
MnO4 (mL) E (mV) MnO4 (mL) E(mV)
0.20 3.20
0.40 3.40
0.60 3.60
0-80 3.80
1.00 4.00
1.20 4.20
1.40 4.40
1.60 4.60
1.80 4.80
2.00 5.00
2.20 5.20
2.40 5.40
2.60 5.60
2.80 5.80
3.00 6.00
Graficar E = f(mL de MnO4) y por medio del método de las tangentes determinar el volumen al punto de equivalencia.
0
0.5
1
1.5
0 0.5 1 1.5 2 2.5 3 3.5 4 4.5 5 5.5 6
E(V)
Volumen de MnO4 (mL)
El Informe de trabajo debe de contener lo siguiente, empleando un formato de reporte.
1. Escribir y balancear la reacción de valoración a las condiciones de trabajo (pSO4´, pH).
2. Establecer la Tabla de Variación de Cantidades Molares (PARTICULAR)
De la gráfica de potenciométrica:
3. Corregir los valores de potencial con respecto al Electrodo Normal de Hidrogeno (ENH)
4. Determinar el volumen de punto de equivalencia (VPE) de la valoración. Explicar los
criterios utilizados para determinarlo. (en el grafico señalar el volumen y el potencial al
punto de equivalencia)
5. Establecer las ecuaciones válidas de ” = F(mL MnO4¯)) para cada etapa de la valoración
(inicio, APE, PE, DPE) en indicando las especies presentes en las condiciones de trabajo.
6. Estimar los valores experimentales de E°” de los pares Fe”(III)/Fe”(II) y Mn”(VII)/Mn”(II) y
a partir de estos E°” calcular la Keq” experimental.
7. Cuantificar la cantidad de Fe2+ por una tableta y calcular el porcentaje en relación con el
marbete.
Valoración Volumétrica (Visual)
8. Para cada VPE calcular el contenido de Fe2+ por tableta y obtener el promedio.
9. Comparar los resultados de la valoración potenciométrica y visual.
REFERENCIAS
1. Harris, D. C., “Análisis Químico Cuantitativo”, 3ª ed., Reverte, México, 2007
2. Ringbom, A. “Formación de complejos en Química Analítica”, Alhambra, España, 1979
3. Vogel, A., “Textbook of Quantitative Chemical Analysis” 5ª ed., Longman Scientific and
Technical, Gran Bretaña, 1989
4. Charlot, G., “Análisis Cuantitativo rápido de cationes y de aniones, 3ª ed., Alhambra, España,
1982
DIAGRAMA ECOLÓGICO
R1* y R2*: Reducir el MnO4, neutralizar el pH y desechar en la tarja.
PRACTICA 2. VALORACION POTENCIOMETRICA DE DOS HALOGENOS EN MEZCLA
OBJETIVOS
• Comprender el fundamento teórico y los criterios que explican porque reacciones de precipitación pueden ser seguidas mediante la potenciometría. Además, justificar debidamente cada parte del montaje experimental.
• Construir una gráfica de = F (mL Ag+) y a partir de ella conocer los criterios para obtener los Volúmenes de Punto de Equivalencia.
• Estandarizar al valorante (Ag+) por medio del Método de Mohr. Justificar químicamente el método.
• Determinar la concentración de yoduro y cloruro en una solución que contiene una mezcla de ambos aniones por medio de una valoración potenciométrica utilizando Ag+ estandarizado.
INTRODUCCIÓN Las medidas potenciométricas proveen métodos altamente selectivos para la determinación cuantitativa de numerosos cationes y aniones y también se emplean en estudios fundamentales para determinar constantes de equilibrio termodinámicas como Ka y Kps. Una celda electroquímica se puede representar como sigue:
Electrodo de referencia | puente salino | solución de analito | electrodo indicador Eref Ej Eind
El electrodo de referencia es la media celda con un potencial de electrodo conocido con exactitud y es independiente de la concentración del analito o cualquier especie presente en la solución. El electrodo indicador es por lo general altamente selectivo para el analito a ser estudiado; está sumergido en la solución del analito y desarrolla un potencial que depende de la actividad del analito. El tercer componente de la celda es el puente salino. Éste separa el componente del electrodo de referencia de los componentes de la solución del analito, manteniendo la electroneutralidad de la solución del analito mediante la migración de iones, contenidos en el gel del puente salino, hacia la solución. Se genera un potencial entre los extremos del puente salino, conocido como potencial de unión líquida (junction potencial). Si los iones en el puente salino se desplazan a la misma rapidez, éste potencial se cancela. De esta manera, el potencial de la celda será:
E celda = E ind – E ref El intercambio de electrones entre los pares conjugados (que se forman en el sistema de valoración) se realiza en la superficie del electrodo indicador. Es importante destacar que todos los elementos de una semirreacción deben de estar físicamente presentes para realizar la medición de potencial eléctrico. CUESTIONARIO PREVIO 1. Investigar las características de los electrodos indicadores de primera especie. 2. Investigar las características de los electrodos indicadores de segunda especie. 3. Mencionar dos ejemplos concretos de electrodos que se utilicen como indicadores de
segunda especie y sus características principales. 4. Escribir los equilibrios electroquímicos balanceados y sus ecuaciones de Nernst de los pares
oxidante-reductor: a) Ag+/Ag°, b) AgCl(s)/Ag0 y c) AgI(s)/Ag0.
5. Si el electrodo es plata metálica (Ag°), de acuerdo con lo investigado en el punto 2. ¿cuáles pares electroquímicos serian de 2ª especie? Explique brevemente su respuesta.
6. Escribir las reacciones en orden cronológico que ocurren al mezclar 30 mL de una solución de [AgNO3] = 0.05 M con 15 mL de una mezcla de [NaI] = 0.02 M y [NaCl] = 0.01 M. Considere a las sales como electrolitos fuertes, AgI tiene un pKs = 16.08 y AgCl tiene un pKs =9.75
7. Describir brevemente en qué consiste el método de Mohr. 8. Realizar los calculos para preparar todas las soluciones que se utilizarán en la práctica.
PARTE EXPERIMENTAL
Soluciones a preparar
a) 25 mL de disolución de yoduro de sodio aproximadamente 0.035 M y cloruro de sodio aproximadamente 0.05 M.
b) 50 mL de disolución de nitrato de plata aproximadamente 0.04 M. c) 10 mL de cromato de potasio 5 %. d) 10 mL de nitrato de potasio 1% p/V
Equipo
1 Potenciómetro 1 electrodo de plata 1 agitador magnético 1 electrodo de calomel
Procedimiento 1. Pesar en la balanza analítica aproximadamente 50 mg de cloruro de sodio, reactivo
analítico, (patrón primario). Disolver el sólido en agua destilada y preparar 25 mL de
solución.
2. Medir de manera exacta 5 mL de la solución de cloruro de sodio y agregarle 3 gotas de la
solución diluida de cromato de potasio.
3. Realizar la valoración agregando con una bureta la solución de nitrato de plata; detener la
valoración hasta el cambio de coloración del sistema (de amarillo a naranja) y anotar el
volumen al vire.
4. Repetir nuevamente el procedimiento, al menos dos veces más.
5. Medir una alícuota de 5 mL de la solución de yoduro de sodio y cloruro de sodio.
6. Calibrar el potenciómetro.
7. Preparar el montaje para llevar a cabo la valoración potenciométrica (fig 1):
MATERIAL POR EQUIPO REACTIVOS
1 soporte universal completo 1 bureta de 25 mL 1 pipeta graduada de 10 mL 3 vasos de precipitados de 50 mL 1 piseta con agua destilada 1 matraz volumétrico: 10, 25 y 50mL 1 pipeta volumétrica de 5Ml 1 piseta 2 espátulas 1 puente de agar
Yoduro de sodio Cloruro de sodio Cromato de potasio Nitrato de potasio Nitrato de plata
Sumergir el electrodo de plata en la solución que tiene la mezcla de yoduro y cloruro, en otro contenedor colocar alrededor de 10 mL de la solución de KNO3 y sumergir el electrodo de referencia en ella. Unir ambas soluciones mediante un puente de Agar-KNO3 y conectar los electrodos al potenciómetro. La bureta debe dirigirse hacia el contenedor que tiene la mezcla.
8. Llevar a cabo la valoración registrando los valores de potencial antes de agregar el
valorante y durante las adiciones del mismo.
9. Graficar E=f(V).
Figura 1. Montaje experimental (a) completo y (b) ubicación de los electrodos.
DATOS
Cloruro de plata pKs = 9.75 Yoduro de plata pKs = 16.08 Cromato de Plata pKs = 11.95 Ag+/Ag° E° = 0.799 V
RESULTADOS Masa exacta de NaCl: _____________ Concentración real: __________
Tabla 1. Estandarización de la solución de nitrato de plata
Sistema Vol. alícuota de NaCl Volumen de vire
1
2
3
Vol. Promedio: ________________ Concentración real:_____________ Observaciones:
Tabla 2. Curva de valoración de la mezcla de yoduro y cloruro con plata.
Figura 2. Curva de valoración de la mezcla de yoduro – cloruro, con plata
Volumen de AgNO3
E (ECS) Volumen de
AgNO3 E (ECS)
Volumen de AgNO3
E (ECS)
El Informe de trabajo debe de contener lo siguiente, empleando un formato de reporte.
Para la estandarización de Ag+
1. Escribir la reacción de valoración entre el nitrato de plata y el cloruro de sodio y determinar
su respectivo valor de Keq.
2. Determinar el volumen promedio de cambio de coloración de las tres valoraciones visuales
realizadas.
3. Realizar el cálculo de la concentración exacta de nitrato de plata.
4. Justificar en detalle ¿por qué la solución diluida de cromato de potasio funciona como
indicador de fin de valoración?
Para la Valoración Potenciométrica
5. Justificar ampliamente el montaje experimental de la valoración, explicar ¿porque es
necesario separar el electrodo de referencia?
6. Escribir las reacciones que ocurren en la valoración de la mezcla y su Keq teórica en
estricto orden de espontaneidad.
7. Establecer la Tabla de Variación de Cantidades Molares (PARTICULAR)
8. Graficar, corregir los E con respecto al ENH y determinar los volúmenes de punto de
equivalencia (VPE) de la valoración. Explicar los criterios utilizados para determinarlos (en
el grafico señalar los volúmenes y los potenciales a los puntos de equivalencia).
9. Establecer las ecuaciones de = F (mL Ag+) y el equilibrio electroquímico redox, para las
siguientes etapas de la valoración: inicio, APE (1), PE (1), APE (2), PE (2) y DPE (2).
10. Con las funciones del punto 9, explicar en qué zonas de la gráfica el electrodo de Plata se
comporta como electrodo de segunda especie y en qué zona es de primera especie. ¿qué
es lo que hace posible que una reacción de precipitación se pueda seguir
potenciométricamente?
11. Con los volúmenes de Punto de equivalencia, calcule las concentraciones molares
iniciales de yoduro y cloruro en la solución mezcla.
12. Mencionar dos ejemplos de otras determinaciones que se efectúen por potenciometría,
que no sean reacciones del tipo redox.
REFERENCIAS
1. Harris, D. C., “Análisis Químico Cuantitativo”, 3ª ed., Reverté, México, 2007
2. Ringbom, A. “Formación de complejos en Química Analítica”, Alhambra, España, 1979
3. Vogel, A., “Textbook of Quantitative Chemical Analysis” 5ª ed., Longman Scientific and Technical, Gran Bretaña, 1989
4. Charlot, G., “Análisis Cuantitativo rápido de cationes y de aniones, 3ª ed., Alhambra,
España, 1982
DIAGRAMA ECOLOGICO
Tratamiento de residuos: R1 Máximo 15 mL por equipo de mezcla heterogénea (AgCl, Na+, NO3
– ). Resguardar en un frasco etiquetado como residuos de plata para su posterior disposición.
R2 Máximo 25 mL por equipo de mezcla heterogénea (AgCl, AgI, Na+, NO3–).
Resguardar en el frasco etiquetado como residuos de plata para su posterior disposición.
Si hay sobrante de las soluciones de NaCl, KNO3 se pueden desechar a la tarja, a menos que el profesor indique otra cosa. Si hay sobrante de la solución de AgNO3 no desechar a la tarja, siga indicaciones del profesor, que pueden ser resguardarlo en un frasco debidamente etiquetado o si el volumen es muy pequeño, verterlo junto los residuos de plata.
VALORACIÓN
POTENCIOMÉTRICA
Valorar por triplicado 5 mL de la solución estándar de NaCl
con AgNO3 hasta aparición de color amarillo.
ESTANDARIZACIÓN
R1
Armar el montaje
experimental.
DETERMINACIÓN DE
SOLUCIÓN MEZCLA
R2
Valorar potenciométricamente
5 mL con AgNO3 hasta
adicionar alrededor de 15 mL.
PRACTICA 3. VALORACIÓN CONDUCTIMÉTRICA DE SULFATO EN TABLETAS DE FeSO4
OBJETIVOS
• Conocer y aplicar los criterios necesarios en el montaje y calibración de un conductimetro para realizar una valración.
• Determinar la cantidad de sulfato por medio de una valoración conductimétrica, en una tableta de FeSO4.
• Determinar indirectamente la cantidad de Fe(II) presente en la tableta.
INTRODUCCIÓN Se puede entender que la conducción de una solución de un electrolito, se da cuando las especies cargadas positivamente y negativamente migran hacia el cátodo y el ánodo respectivamente. Así bien, la conductancia en una solución está definida como la medida del flujo de corriente, resultado de aplicar una fuerza eléctrica, y esta a su vez depende del número de partículas cargadas dentro de la solución, es decir que la concentración está relacionado directamente el valor de la conductancia de la solución. Así, el valor de la conductancia puede ser utilizado para obtener la concentración total de electrolito, por lo que es útil para poder realizar la cuantificación de distintos tipos de analitos y reacciones. Esto se lleva a cabo por medio de las valoraciones conductimétricas, en las que la medición de dicha conductancia se utiliza para obtener el punto final de la valoración. Este tipo de valoraciones tiene algunas ventajas sobre otras como las potenciométricas, ya que se pueden aplicar a soluciones diluidas (recomendable) y/o sistemas donde la reacción puede llegar a ser incompleta, así mismo se puede aplicar en soluciones que cuentan con color, ya que este no afecta a la medición de la conductancia, y también en soluciones en las que se tenga o se forme un sólido durante la valoración. Pero como toda técnica, tiene sus limitaciones, y la principal es que al aumentar la concentración de electrolitos dentro de la solución este se vuelve menos precisa en la obtención de dicho punto de final de valoración. En esta práctica se llevará a cabo una reacción de solubilidad, para cuantificar dos iones dentro de la misma reacción, hierro y sulfato, pero antes se llevará a cabo igualmente una reacción de solubilidad entre el sulfato y bario. CUESTIONARIO PREVIO
1. Defina el término de conductividad 2. Compare la conductividad términa con la eléctrica. 3. Defina a que se refiere la conductividad eléctrica de una disolución. 4. Explique las diferencias entre un soluto de las siguientes características: electrolitos y no
electrolitos. 5. Explique que le sucede a un soluto covalente al disolverse en agua, por ejemplo, la glucosa. 6. Indique las unidades de la conductividad 7. ¿Qué relación matemática relaciona la resistencia con la conductividad? 8. Explique como es posible determinar la dureza del agua mediante una medición
conductimétrica. 9. Realice los cálculos para preparar las soluciones indicadas en la práctica.
PARTE EXPERIMENTAL
Material por equipo Reactivos / Soluciones Equipos /Instrumentos
Soporte universal completo Bureta de 25 ml Piseta Propipeta Pipeta volumétrica 20 ml. 5 Vasos de precipitados (50 y/o 100 ml) 1 Espátula
Muestra: comprimidos/tableta de FeSO4 Cloruro de bario Agua destilada Buffer de 1413 µS para calibrar el conductímetro
Conductímetro Thermo Scientific Orion con electrodo Starter OHAUS STCON3 Parrilla de agitación/calentamiento.
Procedimiento Experimental
Figura 1. Procedimiento para la estandarización del BaCl2 con K2SO4 *
Figura 2. Procedimiento para la valoración de Fe(II) con BaCl2
*Considerar que las valoraciones se tienen que realizar por triplicado
1.- Preparar una solución de BaCl2 0.0125 M
2.-Preparar una solución de K2SO4 0.00455 M
3.- Llenar la bureta con BaCl2.
4.-Realizar la valoración, agregando 0.5 ml de valorante
en cada medición
5.- Detener la valoración al tener suficientes puntos después del
volumen al punto de equivalencia.
1.- Preparar soluciones de BaCl2 y FeSO4
muestra comercial.
2.- Pesar mg de tableta (equivalente a 116 mg
de sulfato ferroso)
3.- Disolver, agitar, calentar, filtrar y aforar
con 100 ml de agua.
5.- Llenar la bureta con el valorante (BaCl2
previamente estandarizado*).
6.-Tomar una alicuota de 20 ml de la sol. de
sulfato ferroso (muestra).
6.- Realizar la valoración, agregando 0.5 ml de valorante en
cada medición.
7.- Detener la valoración al tener suficientes puntos
después del volumen al punto de equivalencia.
RESULTADOS Estandarización con K2SO4
Valoración de sulfato ferroso (tabletas).
BaCl2 (mL) Conductividad
(1) Conductividad
(2) Conductividad
(3)
BaCl2 (mL) Conductividad
(1) Conductividad
(2) Conductividad
(3)
Valoración Volumen punto
equivalencia Promedio
Conc. SO4
2-
Conc. Fe (II)
% Fe (II) con respecto al marbete.
1
2
3
Datos Peso molecular del BaCl2- 2H2O; 244.27 g/mol. Peso molecular del FeSO4; 278.05 g/mol. Cada tableta contiene 200 mg de Hierro (II). El Informe de trabajo debe de contener lo siguiente, empleando un formato de reporte.
Para la estandarización del cloruro de bario
1. Escribir la reacción de valoración entre el cloruro de bario y el sulfato de potasio,
determinar su respectivo valor de Keq.
2. Determinar el volumen promedio de cambio de coloración de las tres valoraciones
realizadas.
3. Realizar el cálculo de la concentración exacta de cloruro de bario.
Para la Valoración de Sulfato
4. Establecer la Tabla de Variación de Cantidades Molares (PARTICULAR)
5. Graficar k=f(V) y determinar los volúmenes de punto de equivalencia (VPE) de la
valoración. Explicar los criterios utilizados para determinarlos (en el grafico señalar los
volúmenes).
6. Con los volúmenes de punto de equivalencia, calcule la concentración molar inicial de
sulfato y relacionelo con la cantidad de fierro en las tabletas.
7. Compare la cantidad de hierro experimental con la reportada en el marbete del fármaco.
Referencias 1.- Brunatti, P., De Nápoli, H. Titulaciones conductimétricas [versión electrónica]. Consultado http://www.ciens.ucv.ve:8080/generador/sites/martinezma/archivos/Titulaciones%20Conductimetricas.pdf febrero 01 de 2017. 2.- Cáñez- Carrasco M.G., García-Alegría A.M., Bernal-Mercado A.T., Federico-Pérez R.A., Wicochea-Rodríguez J.D. Conductimetría y titulaciones, ¿cuándo, por qué y para qué? Educación Química. 22(2). (2011). 166-169. 3.- García Jennifer, Schultz D. Linda. Determination of Sulfate by Conductometric Titration: An Undergraduate Laboratory Experiment. Chem Educ, J. 93. (2016). 910-914. 4.- Thermo Fisher Scientific Inc. Thermo Scientific Orion Star™ and Star Plus Meter User Guide. [versión electrónica]. Consultado por última vez en noviembre 16 de 2016 de la URL. https://static.thermoscientific.com/images/D01188~.pdf 5.- Brown, T. L.; Lamay, H. E., Jr.; Bursten, B. E.; Murphy, C. J.; Woodward, P. M.; Stoltzfus, M. W. Chemistry: The Central Science, 13th ed.; Pearson/Prentice Hall: Upper Saddle River, NJ, 2015; pp 792, 1103
PRACTICA 3. ELECTRODEPOSICION DE COBRE
OBJETIVOS
• Identificar las diferentes técnicas para llevar a cabo una electrodeposición, así como los
principios en que se basan estas técnicas.
• Determinar el método electrogravimétrico que permita llevar a cabo la separación
selectiva y cuantitativa de una mezcla de cationes, en disolución acuosa.
• Evaluar si la electrodeposición se realiza con rendimiento adecuado para fines
cuantitativos.
INTRODUCCION En el análisis electrogravimétrico, el analito se deposita cuantitativamente en forma de un sólido
sobre el cátodo o el ánodo. El aumento de masa del electrodo mide directamente la cantidad del analito. Es necesario aplicar corriente o potencial eléctrico para hacer el electrodeposito y se deben de monitorear ambos parámetros (Fig. 1) pues al cambiar la concentración de los iones en solución, ambos cambian. Para saber que la electrodeposición ha terminado, se puede observar la desaparición del color de la disolución o sumergir un poco más el electrodo en la disolución y ver si se ha producido un depósito en esta nueva zona. Un tercer método es tomar una pequeña muestra de la disolución y hacer un análisis cualitativo para ver si queda aún analito. En la práctica, hay más de una especie electroactiva, que pueden interferir de diversas maneras. Por ejemplo, el agua es electroactiva, puede reducirse a H2 o bien oxidarse a O2, a un determinado valor de voltaje. Las burbujas de gases interfieren en la deposición de sólidos, a causa de esto, es importante controlar el potencial del electrodo.
Figura 1. Partes de un electrodepositador y tipos de electrodos de platino.
CUESTIONARIO PREVIO 1 - ¿Qué es una reacción electroquímica? 2.- Enunciar la primera Ley de Faraday. 3.- Explique los procesos electroquímicos que suceden durante una electrodeposición.
Amperímetro Voltímetro
Ánodo
(malla de Pt)
Cátodo
(malla de Pt)
Fuente de
Poder
-+
H2O
M+
A-
Amperímetro Voltímetro
Ánodo
(malla de Pt)
Cátodo
(malla de Pt)
Fuente de
Poder
-+
Amperímetro Voltímetro
Ánodo
(malla de Pt)
Cátodo
(malla de Pt)
Fuente de
Poder
-+
H2O
M+
A-
4.- Explique la diferencia entre una electrodeposición a potencial y a intensidad controlada. 5.- ¿Qué es un dominio de electroactividad y de qué depende? 6.- Las reacciones electroquímicas del agua, ¿son lentas o rápidas sobre el electrodo de
platino? 7.- Si alguno de los muros del dominio de electroactividad está determinado por alguna reacción
electroquímica del agua, ¿cómo afecta el pH a la posición del muro en la curva de i vs. E? 8.- Realice los cálculos necesarios para preparar 100mL de una solución que contenga 50mg
de cobre y 25mg de níquel a partir de las sales presentes en el laboratorio.
PARTE EXPERIMENTAL
EQUIPOS: Electrodepositador Potenciómetro con un electrodo de calomel saturado y un puente de agar ELECTRODEPOSICIÓN A INTENSIDAD CONTROLADA
En un vaso de precipitados de 200 mL se colocan 50 mL de una mezcla de Cu(II) y Ni(Il) de concentraciones conocidas (25mg de cada metal) y se añade 1 mL de H2S04 1:1. Introducir dos electrodos de rejilla de platino (limpios y previamente pesados) dentro del vaso y agregar agua destilada hasta que el nivel de la solución quede aproximadamente 3.0 cm por debajo de la parte superior de los electrodos. Se enciende el agitador, y si es necesario se alinean los electrodos, de tal manera que en la agitación no se toquen entre ellos. Se aplica intensidad a 0.5 amperes (A) durante todo el proceso. Después de 10 minutos, añadir agua destilada para elevar el nivel de la solución y observar si continúa realizándose el depósito en la superficie recién cubierta de agua del electrodo, si es así se continua el proceso por 20 minutos más, o hasta que se observe la desaparición de color en la solución. AI finalizar el proceso se sacarán los electrodos de la solución y se enjuagan con agua sin interrumpir la fuerza electromotriz. Después, se interrumpe la fuerza electromotriz, se retira el cátodo del equipo, se enjuaga con etanol, se seca en la estufa durante unos minutos a 110 °C, se enfría y se pesa. Disolver el depósito del metal introduciendo el electrodo en HN03 1:1, caliente de preferencia, por unos cuantos segundos solamente. (En este proceso se desprenden óxidos de nitrógeno, los cuales son tóxicos, por lo que esta operación debe realizarse en la campana de extracción encendida). Finalmente, el electrodo se enjuaga con agua y se seca.
MATERIAL POR GRUPO REACTIVOS
1 pipeta volumétrica de 50 mL
1 pipeta graduada de 1mL
4 vasos de precipitados de 200 mL
4 vasos de precipitados de 50 mL
1 piseta con agua destilada
1 propipeta
1 parrilla
Sulfato Niqueloso
Sulfato de Cobre
Ácido Nítrico (HNO3)
Ácido sulfúrico (H2SO4) 1:1
ELECTRODEPOSICION A POTENCIAL CONTROLADO En un vaso de precipitados de 200 mL se colocan 50 mL de una mezcla de Cu(II) y de Ni(II) de concentraciones conocidas, añadir 1 mL de H2SO4 1:1. Colocar otro vaso con agua destilada y añadir un poco de NaCl u otra sal, colocar en electrodo de calomel y un puente de agar para unir los dos vasos. El electrodo de calomel y el cátodo de platino se conectan mediante caimanes a un potenciómetro (Corning modelo 7 preferentemente) a fin de controlar el potencial del cátodo. Introducir los dos electrodos de rejilla de platino (limpios y previamente pesados) dentro del vaso y agregar agua destilada hasta que el nivel de la solución alcance aproximadamente 3.0 cm por debajo de la parte superior de los electrodos. Se enciende el agitador, y si es necesario, se alinean los electrodos de tal manera que en la agitación no se toquen entre ellos. Se enciende el agitador y se ajusta el potencial del cátodo de platino a -300 mV (ECS). El ajuste del potencial se hace con la perilla del electrodepositador, pero se observa en la pantalla del potenciómetro. Después de 20 minutos, añadir agua destilada para elevar el nivel de la solución y observar si continúa realizándose el depósito en la superficie recién cubierta de agua del electrodo, si es así se continua el proceso por 20 minutos más, o hasta que se observe la desaparición de color en la solución. AI finalizar el proceso, se sacan los electrodos de la solución y se enjuaga con agua sin interrumpir la fuerza electromotriz. Después se interrumpe la fuerza electromotriz, se retira el cátodo, se enjuaga con etanol, se seca en la estufa durante unos minutos a 110 °C, se enfría y se pesa. Disolver el depósito del metal introduciendo el electrodo en HN03 1:1 por unos cuantos segundos. (En este proceso se desprenden óxidos de nitrógeno, por lo que debe realizarse en la campana de extracción encendida). Finalmente, el electrodo se lava con agua y se seca. El Informe de trabajo debe de contener lo siguiente, empleando un formato de reporte. 1.- Un diagrama de flujo con las actividades desarrolladas 2.- Incluir los cambios realizados al protocolo de trabajo a lo largo de la experimentación 3.- Justificar por qué mediante el control de pH es posible llevar a cabo la separación. 4.- Explicar cada una de las condiciones experimentales seguidas en la técnica. 5.- Establecer las reacciones electroquímicas que tienen lugar en cada uno de los electrodos durante el análisis. 6.- Explicar de qué manera influye la composición del electrolito en la cuantitatividad del electrodeposito. 7.- En el método a potencial controlado, justificar los valores de potenciales a los que se controló el potencial del cátodo. 8.- Proponer un esquema sencillo y completo de los circuitos eléctricos empleados en las electrodeposiciones efectuadas en la práctica. 9.- Calcular el porcentaje de metal electrodepositado en ambos experimentos y comentar al respecto. REFERENCIAS 1. Erwing, G. W., "Métodos Instrumentales de Análisis Químicos", Mc Graw-Hill, México. 2. Vassos, B.H., y Ewing G.W., "Electroquímica Analítica", Limusa, México. 3. Charlot, G. "Química Analítica General", Toray-Masson, Barcelona (España), Tomos I al IV. 4. Koryta, Dvorak, Kavan, “Principles of Electrochemistry”, 2a Ed., J Wiley & Sons Inc., 1993, NY,
USA 5. Crow D.R., “Principles and Applications of Electrochemistry”, 3a Ed., Chapman &Hall, 1988,
USA.
DIAGRAMA ECOLÓGICO Y TRATAMIENTO DE RESIDUOS
R1. Evaporar con calor. R2. Neutralizar con algún hidróxido (se sugiere cal común) y desechar a la tarja (pH 5.5 a 7.0).
Lavar el cátodo. Secar, enfriar y pesar.
50 mL de una mezcla de Cu(II) y Ni(Il) de conc. conocida.
1 mL de H2S04 1:1
Introducir los electrodos de rejilla de platino dentro del vaso.
Encender el agitador. Aplicar intensidad o corriente según se desee.
Agua destilada para elevar el nivel de la solución
Agua hasta 3 cm por debajo la parte superior de las rejillas.
Continuar hasta que se demuestre la desaparición del cobre en la solución
Lavar los electrodos con agua sin interrumpir la corriente. Conservar la solución.
Etanol
R2 50mL HN03 1:1 caliente
Almacenar para su uso en otros grupos
Lavar el cátodo, secar y pesar.
R1
Introducir el electrodo para disolver el depósito.
Etanol
PRACTICA 4: ESPECTROFOTOMETRIA UV-VIS (MOLECULAR Y ATOMICA)
OBJETIVOS
• Conocer los fundamentos, partes básicas y el manejo general de un espectrofotómetro de absorción molecular y un espectrofotómetro de absorción atómica
• Reproducir el espectro de absorción molecular y atómico de una solución de cobre y compararlos.
• Identificar las diferencias y similitudes que existen entre los resultados de los diferentes espectrofotómetros.
INTRODUCCIÓN La espectrofotometría abarca un número considerable de técnicas que proveen de información química sobre la composición de una solución y/o mezclas. Estas técnicas se pueden clasificar en tres grupos principales dependiendo del tipo de partícula que detectan: espectrofotometría óptica que se basa en la detección de la intensidad de energía de fotones (absorción, emisión y fluorescencia); la espectrometría de masas, donde el número de iones atómicos se determina como función de su relación masa-carga y la espectroscopia electrónica donde el número de electrones expulsados de una muestra se miden de acuerdo a su energía cinética que está directamente relacionada con la energía de enlace del electrón correspondiente a un cierto átomo. Los métodos espectrofotométricos ópticos UV-Vis son los más ampliamente usados como métodos de detección, debido a que se puede decir que la mayoría de las sustancias químicas presentan la propiedad de absorber radiación electromagnética en la región ultravioleta y/o visible. La espectrofotometría de absorción se da tanto a nivel atómico como molecular, ambas poseen el mismo principio fisicoquímico pero los espectros son muy diferentes, debido a que se relacionan de manera directa con la especie química del analito al momento de obtener el espectro. Ambos equipos, espectrofotómetro de absorción molecular (fig. 1) y de absorción atómica (fig. 2) poseen en general los mismos componentes, pero hay diferencias, sobretodo en la parte donde la muestra se pone en contacto con la fuente de radiación, pero también en cuanto a su aplicación y en el tratamiento de la muestra antes de ser analizada.
Figura 1. Componentes básicos de un espectrofotómetro de absorción molecular
Figura 2. Componentes básicos de un espectrofotómetro de absorción atómica.
Fuente de
radiación
Selector de
longitud onda
Fotomultiplicador
(detector)
Porta-
celda
Dispositivo de
Lectura
CUESTIONARIO PREVIO 1. Explicar el fundamento fisicoquímico de la espectrofotometría de absorción 2. ¿Qué tipos de espectrofotometría de absorción existen? De una breve explicación 3. Mencione algunos de los usos y aplicaciones de la espectrofotometría UV/Vis 4. Explique los siguientes términos: absorción, emisión, ionización. 5. Ejemplificar un espectro de absorción molecular y otro de absorción atómica. 6. Realizar los cálculos para la preparación de soluciones necesarias en la práctica. PARTE EXPERIMENTAL EQUIPOS: Espectrofotómetro UV-Vis, Lamdba 18 (Perkin Elmer). Espectrofotómetro Visible (Genesys, Bausch&Lamb, Thermo, etc) Espectrofotómetro de absorción atómica, SpectrAA800 (Varian, Australia).
Preparar las siguientes soluciones: a) Solución de cobre 0.01M en EDTA 0.03M b) Solución 0.03M de EDTA
Tabla 1. Preparación de la curva de calibración
ABSORCIÓN MOLECULAR: 1) Espectrofotómetro Visible
10. Colocar en una celda de vidrio, aprox. 5ml de EDTA y en la otra 5ml de la solución de
cobre 0.01M de cobre en 0.03M EDTA. Seleccionar la longitud de onda () de 600 nm, calibrar el equipo con el blanco reactivo y después medir la absorbancia de la solución de cobre. Variar la longitud en incrementos de 10nm y calibrar después de cada cambio de longitud de onda. Medir la absorbancia y el porcentaje de transmitancia en cada longitud de onda; anotar los datos obtenidos en la tabla 1 y elaborar el gráfico inmediatamente.
Tabla 1. Resultados obtenidos para el espectro de absorción molecular para el cobre*
*El intervalo depende del equipo, poner atención a los resultados que se van obteniendo.
MATERIAL POR EQUIPO REACTIVOS
1 pipeta volumétrica de 1, 2, 3, 4, 5 y 6 mL 4 vasos de precipitados de 50 mL 1 piseta con agua destilada 1 propipeta 1 agitador magnético c/ barra magnética
EDTA Cloruro de cobre (CuCl2) Ácido clorhídrico (HCl)
Sistema Bco A B C D E F
CuY (mL) 0 2 3 4 5 6 7
EDTA (mL) 1 1 1 1 1 1 1
Vaforo 10 10 10 10 10 10 10
(nm) A % T (nm) A % T (nm) A % T
600 730 820
620 740 840
640 750 860
660 760 880
680 770 900
700 780
710 790
720 800
11. Identificar la longitud de onda de mayor absorbancia, en base al espectro de absorción,
seleccionarla en el equipo, calibrar con el blanco. Medir todos los sistemas de la curva de calibración sin necesidad de calibrarlo de nuevo.
12. Medir la absorbancia de los sistemas que conforman la curva de calibración, iniciando con
el sistema más diluido hacia el más concentrado, enjuagando la celda de lectura con el sistema a medir. Los datos obtenidos se anotan en la tabla 2, graficar inmediatamente y realizar el análisis de regresión lineal.
Tabla 2. Resultados obtenidos para la curva de calibración
13. Una vez comprobada la linealidad de la curva de calibración (calculando r2), se mide la
absorbancia a los sistemas relacionados con la solución problema; anotar los datos también en la Tabla 2. El valor de absorbancia de la solución problema debe de estar dentro de los valores que se obtuvieron para la curva de calibración para ser aceptable y llevar a cabo la cuantificación.
2) Espectrofotómetro UV/Vis (Perkin Elmer). Colocar en una celda de cuarzo aprox. 3ml de agua y en otra la solución de cobre (sistema F). Obtener el espectro de absorción de cobre programando adecuadamente el equipo (según las indicaciones del profesor). Realizar el barrido de 190 a 1000nm. Obtener los datos y/o la gráfica del equipo. Seleccionar una longitud de onda en el UV y otra en la región del Visible y medir las soluciones de la curva de calibración y la solución problema. Los datos obtenidos se anotan en la tabla 3, se grafica inmediatamente y se realiza el análisis de regresión lineal.
Tabla 3. Resultados obtenidos para la curva de calibración EAM
Sistema Conc. Molar A %T
A
B
C
D
E
F
Prob1
Prob 2
Sistema Conc (ppm) A (UV) A (Vis)
A
B
C
D
E
F
Prob1
Prob2
El espectro de ABSORCIÓN ATÓMICA se obtiene directamente con la lámpara del metal. Encender el equipo y la computadora. Colocar la lámpara de cátodo hueco de cobre y anotar su ubicación. Entrar al software SpectrAA. Ingresar a Worksheet y presionar new. Llenar el nombre o iniciales del profesor y comentarios como grupo y materia. Seleccionar nuevo método. Se dará doble click en el método hecho y se llenan las siguientes ventanas: 1) Ventana type-mode: se selecciona elemento deseado, matriz (vacío), forma de muestreo
(manual), modo de instrumentación (absorbancia), tipo de flama y de gas (el equipo lo da por default).
2) Ventana measurement: se selecciona el modo de medición (integración), minimum reading (default), smoothing (default), tiempo (read delay será 5s).
3) Ventana optical: se selecciona la posición donde se colocó la lámpara y los otros valores los dará por default el equipo.
Las demás ventanas se dejar sin modificar y se presionara 'ok' para guardar los ajustes hechos. Posteriormente se optimizará la señal de la lámpara, esto se hace entrando a la pestaña 'instrument' y se seleccionara 'optimize' , ahí se selecciona el método que se desea optimizar, aparecerá una ventana donde indica la posición de la lámpara e indica que esta activa, se selecciona y se da click en 'ok' de esta forma se prendera la lámpara y el equipo.
a) con los dos botones negros que se encuentran del lado izquierdo detrás de la base de la lámpara seleccionada se giran hasta obtener la mejor respuesta (la gráfica verde da el mayor número posible)
b) Se busca que la mayor cantidad de luz pase por el objetivo, usando la ayuda de una tarjeta especial que se coloca en la rendija, y en donde el haz de luz debe incidir en el círculo marcado como 'target area', ajustar la altura del quemador con los botones ubicados en la parte inferior del quemador.
Una vez optimizada la lámpara, se procede a obtener el espectro de absorción atómica. 1) Dar click en el menú 'instrument' y se seleccionara 'Wavelenght Scan'. Seleccionar el rango
en el que se desea la gráfica y presionar 'ok'. 2) Aparecerá otra ventana confirmando posición y elemento y dar 'ok'. Se espera unos
instantes en lo que el equipo obtiene el espectro y lo presenta en un gráfico de intensidad contra longitud de onda (nm).
3) Al terminar se abrirá una ventana informándonos que el escaneo se detuvo y se le da clic a 'ok'. El gráfico obtenido permitirá dar Zoom a la zona de interés.
Medir a continuación los sistemas de la curva de absorción a la longitud que marque el equipo como primera opción; este equipo pide primero calibración con agua y después con blanco reactivo. Los datos obtenidos se anotan en la tabla 4, se grafica inmediatamente y se realiza el análisis de regresión lineal.
Tabla 4. Resultados obtenidos para la curva de calibración EAA
Sistema Conc (ppm) A
A
B
C
D
E
F
Prob1
Prob2
Se mide la absorbancia a los sistemas relacionados con la solución problema; anotar los datos también en la Tabla 4. El valor de absorbancia de la solución problema debe de estar dentro de los valores que se obtuvieron para la curva de calibración para ser aceptable y llevar a cabo la cuantificación.
El Informe de trabajo debe de contener lo siguiente, empleando un formato de reporte. 1.- Un diagrama de flujo con las actividades desarrolladas y desglosar el procedimiento de cada actividad (puede emplear dibujos).
2.- Hacer las gráficas de los espectros de absorción, A=f(), obtenidos con los diferentes equipos. 3.- Calcular el coeficiente de absortividad molar de cada espectro, en la(s) longitud(es) de onda máxima(s), indicando la especie química presente a las condiciones de trabajo.
4.- Con los datos de los espectros de absorción, graficar = f(), en una misma figura. 5.- Grafique los resultados de las diferentes curvas de calibración: A= f(Conc). Puntos experimentales (como puntos) y línea de regresión lineal (como línea). 6.- Realice el análisis de linealidad de las curvas de calibración por el método de mínimos cuadrados; establecer las ecuaciones de cada gráfico. 7.- Indique los cálculos correspondientes para la determinación de la concentración de cobre en la muestra problema, empleando todas las curvas de calibración obtenidas. 8.- Comparar los resultados de la concentración de cobre obtenidos con las diferentes curvas. 9.- Explique las observaciones en cuanto a las diferencias encontradas entre los espectros de absorción atómica y molecular 10.- Conclusiones y referencias. 11.- Anexos. Por ejemplo, diagramas de zonas de predominio u otro material necesario para explicar las especies químicas predominantes en las condiciones de trabajo. REFERENCIAS 1.- Ramette R., Equilibrio y Análisis Químico. Editorial Fondo educativo Interamericano., pag. 72-74. 2.-Willard H., Métodos Instrumentales de Análisis, Editorial Grupo Editorial Iberoamérica., pag. 115, 166,167 3.- Skoog/ West, Química Analítica, editorial Mc Graw Hill, pag. 451-453
PRACTICA 5. CURVA DE ADICION PATRON (CON Y SIN EFECTO DE DILUCION)
OBJETIVOS
• Obtener el espectro de absorción del complejo Fe(Ofen)3 para seleccionar la longitud de
onda óptima de trabajo.
• Aplicar los conocimientos teóricos para analizar de manera correcta las curvas de adición
patrón con y sin dilución, con el fin de cuantificar adecuadamente Fe(II) en una muestra
comercial.
INTRODUCCIÓN Una de las maneras más fáciles de realizar una cuantificación es a través de la construcción de una curva de calibración, la cual implica la preparación de una serie de diluciones de un reactivo estándar concentrado (solución stock) de la misma naturaleza del analito. Sin embargo, cuando la matriz de la muestra a analizar es muy compleja, es conveniente adicionar además del estándar, una cantidad constante de la muestra misma con el objetivo de compensar distintos tipos de interferencias, a esta curva se le conoce como curva de adición patrón. Una vez preparados los sistemas de la curva de adición patrón, se colocan en el instrumento de medición y se obtiene su respuesta (P). Los resultados se grafican P=f(concentración del estándar), esperando una respuesta lineal que no parte del origen y realizando el tratamiento matemático adecuado es posible determinar la concentración del analito de interés. En la presente práctica se realizará una curva de adición patrón para cuantificar espectrofotométricamente la cantidad de hierro(II) presente en una muestra comercial, para ello se aprovechará la característica de éste para formar un complejo estable (rojo-naranja) al reaccionar con o-fenantrolina, que absorbe a una longitud de onda de 510 nm. El complejo puede formarse en un intervalo de pH de 2 a 9, y aunque éste es suficientemente amplio, se recomienda adicionar acetato de sodio o amonio para mantener el pH en un valor adecuado, además se recomienda el adicionar algún reductor con el fin de asegurarse que todo el hierro presente se encuentre como hierro (II). CUESTIONARIO PREVIO
1. ¿Cuáles serían las condiciones experimentales adecuadas para la reacción entre Fe(II) y
o-fenantrolina?
2. Explicar cómo se prepara una curva de adición patrón
3. Explicar las diferencias entre una curva de calibración y una curva de adición patrón
4. ¿Cómo se debe de realizar la corrección de la propiedad medida para eliminar el efecto
de dilución?
5. Investigar por qué es necesario adicionar clorhidrato de hidroxilamina.
6. Realizar los cálculos para la preparación de soluciones necesarias en la práctica PARTE EXPERIMENTAL Equipos: Espectrofotómetro Visible, Balanza Analítica.
Preparación de soluciones Solución Stock de Fe(II): Pesar aproximadamente 50 mg de sulfato ferroso amoniacal, agregar aproximadamente 5 mL de agua, 5 gotas de ácido sulfúrico concentrado y aforar con agua destilada a 10 mL (por grupo). De la solución anterior tomar con micropipeta 0.110 mL (110 µL) y aforar a 25 mL para obtener una concentración aproximada de Fe(II) de 3 ppm (por equipo).
Clorhidrato de hidroxilamina 5 %: Pesar aprox. 1.25 g de reactivo y aforar a 25 mL con agua.
O-fenantrolina 0.2%: Pesar aproximadamente 50 mg de orto-fenantrolina, disolver en 20ml de agua y adicionar 10 gotas de ácido sulfúrico concentrado antes de aforar, para facilitar la solubilidad y aforar a 25 mL con agua destilada.
Acetato de sodio 0.2 M: Realizar los cálculos necesarios para preparar por equipo 25 mL.
Solución problema: Se requiere de una muestra comercial que contenga sulfato ferroso. Realizar el tratamiento adecuado y las diluciones necesarias, de tal manera que se tengan 25 mL de solución problema de concentración 3 ppm de Fe(II) aproximadamente. Preparación de las curvas de adición patrón. De acuerdo a las tablas 1 y 2, preparar los sistemas, adicionando las soluciones en el orden establecido. Para la curva de adición patrón sin dilución (tabla 1) utilizar matraces volumétricos de 10 mL.
Tabla 1. Curva de adición patrón SIN dilución.
Sistema 1 2 3 4 5
Fe(II) Stock (mL) 0 1 2 3 4
Fe(II) Prob (mL) 2 2 2 2 2
Hidroxilamina (mL) 1 1 1 1 1
Acetato de sodio (mL) 1 1 1 1 1
o-fenantrolina (mL) 1 1 1 1 1
Aforo agua destilada (mL) 10 10 10 10 10
Para la curva de adición patrón con dilución (tabla 2) utilizar tubos de ensayo para su preparación.
MATERIAL POR EQUIPO REACTIVOS
5 matraces volumétricos de 10ml
3 matraces volumetricos de 25ml
1 gradilla con 10 tubos de ensayo
1 pipeta volumétrica de 1 mL, 2 mL, 3 mL y 4 mL 1 micropipeta de 20-200 µL
1 varilla de vidrio
3 vasos de precipitados de 50 mL
1 piseta con agua destilada
1 propipeta o perilla
1 agitador magnético c/ barra magnética
Muestra: comprimidos de FeSO4
Sulfato ferroso amoniacal
Clorhidrato de hidroxilamina
O-fenantrolina
Ácido sulfúrico (H2SO4)
Tabla 2. Curva de adición patrón CON dilución.
Sistema Blanco 1 2 3 4 5
Fe(II) Stock (mL) 0 0 1 2 3 4
Fe(II) Prob (mL) 0 2 2 2 2 2
Hidroxilamina (mL) 1 1 1 1 1 1
Acetato de sodio (mL) 1 1 1 1 1 1
o-fenantrolina (mL) 1 1 1 1 1 1
Una vez preparados los sistemas de las curvas, se recomienda esperar al menos 20 min, para favorecer el desarrollo máximo del color característico del complejo (rojo-naranja). Obtención del espectro de absorción. Una vez transcurrido el tiempo, seleccionar el sistema 5 de la curva de adición patrón sin dilución (Tabla 1) y realizar el espectro de absorción de 600 a 400 nm calibrando con el blanco en cada cambio de longitud de onda (encender el espectrofotómetro 5 min antes de utilizarlo). Seleccionar la longitud de onda de máxima absorción.
Tabla 3. Espectro de absorción del complejo hierro(II)-o-fenantrolina
λ (nm) 600 590 580 570 560 550 540 530 520 510 500
A
λ (nm) 490 480 470 460 450 440 430 420 410 400
A
Figura 1. Espectro de absorción del complejo Fe(II)-o-fenantrolina
0
0.1
0.2
0.3
0.4
0.5
0.6
400 420 440 460 480 500 520 540 560 580 600
A
Longitud de onda (nm)
Medición de la absorbancia para cada sistema de las curvas. Medir a la longitud de onda seleccionada cada uno de los sistemas de ambas curvas empezando del sistema más diluido al más concentrado, enjuagando la celda en cada lectura con el sistema siguiente. Anotar los resultados en las tablas 4 y 5 y realizar el tratamiento de datos adecuado.
Tabla 4. Resultados obtenidos para la curva de adición patrón SIN dilución.
Sistema [Fe] (ppm) [Fe](mol/L) A Ecuación de la recta [Fe] prob
1 A=f(Fe) ppm
mol/L
ppm
mol/L
2
3
4
5
Figura 2. Curva de adición patrón sin dilución para Fe(II)-o-fenantrolina.
Tabla 5. Resultados obtenidos para la curva de adición patrón CON dilución.
Sistema [Fe] (ppm) Fe (mol/L) A A corr Ecuación de la recta [Fe] prob
1 Acorr=f(Fe) ppm
mol/L
ppm
mol/L
2
3
4
5
0
0.1
0.2
0.3
0.4
0.5
0.6
0 0.2 0.4 0.6 0.8 1 1.2 1.4 1.6 1.8 2
A
[Fe(II)] std (ppm)
Figura 3. Curva de adición patrón con dilución para Fe(II)-o-fenantrolina.
El Informe de trabajo debe de contener lo siguiente, empleando un formato de reporte.
1. El procedimiento experimental de cada actividad realizada durante la sesión experimental.
2. Las tablas de resultados.
3. Los gráficos de: (a) espectro de absorción A=f(λ) y especificar la longitud de onda
seleccionada, (b) curvas de adición patrón con y sin dilución A=f(concentración de Fe(II)
std en ppm).
4. Análisis de la linealidad de las curvas por el método de mínimos cuadrados.
5. Establecer las ecuaciones que relacionan cada una de las variables con su gráfico
correspondiente, especificar el valor de la pendiente y la ordenada al origen indicando sus
unidades.
6. Los cálculos realizados para determinar la concentración de Fe(II) std en cada sistema de
la curva, la corrección de la absorbancia, así como los cálculos correspondientes para la
cuantificación en la muestra problema.
7. Calcular la concentración de Fe(II) cuantificada por ambas curvas y compararlas con la
reportada en el marbete de la muestra.
8. Conclusiones y referencias.
0
0.1
0.2
0.3
0.4
0.5
0.6
0 0.2 0.4 0.6 0.8 1 1.2 1.4 1.6 1.8 2
A y
Aco
rr
[Fe(II)] std (ppm)
MANEJO DE RESIDUOS
• Medir el pH de la solución sobrante de Fe(II)std y si éste se encuentra entre 5 y 8 desechar
a la tarja con abundante agua.
• La solución sobrante de Fe(II) problema así como de acetato de sodio pueden verterse a
la tarja.
• Todos los sistemas de la curva así como las soluciones restantes de o-fenantrolina y
clorhidrato de hidroxilamina, deben almacenarse en un frasco de residuos perfectamente
etiquetado.
REFERENCIAS
1. Harris, D. C., “Análisis Químico Cuantitativo”, 3ª ed., Iberoamericana, México, 1992
2. Skoog/ West, “Química Analítica”, editorial Mc Graw Hill
3. Determinación colorimétrica del hierro [en línea] disponible en:
http://sgpwe.izt.uam.mx/files/users/uami/jpn/file/Quimica_Inorganica/1_Determinacion_C
olorimetrica_del_Hierro.pdf
4. Determinación de hierro por el método 1-10-fenantrolina [en línea] disponible en:
http://es.calameo.com/read/000279659a3e6c7d28e06
PRACTICA 6: VALORACION ESPECTROFOTOMÉTRICA
OBJETIVO GENERAL
• Determinar espectrofotométricamente la concentración de Fe(III) en disolución mediante una valoración con EDTA.
OBJETIVOS PARTICULARES
• Verificar la aplicación de las condiciones de amortiguamiento en un sistema de reacción para el análisis químico.
• Establecer la reacción química a las condiciones de amortiguamiento impuestas a través de DZP, para efectuar el cálculo de la constante de reacción condicional.
• Afianzar los conocimientos sobre el manejo y cuidados del espectrofotómetro.
• Identificar a partir de la forma de la curva de valoración obtenida, las especies que absorben a la longitud de onda de trabajo.
• Identificar a partir de la forma de la curva de valoración obtenida si la reacción es o no cuantitativa.
• Obtener el volumen de punto de equivalencia mediante un método gráfico y uno analítico a partir de la curva de Acorr = f(V)
• Obtener los coeficientes de absortividad molar (experimentales) de las especies absorbentes
INTRODUCCIÓN La cuantificación de un catión metálico mediante una valoración espectrofotométrica empleando la formación de un complejo es posible midiendo una propiedad fisicoquímica que tiene una relación lineal con la concentración de la especie que presenta color. El efecto de la dilución que se presenta durante una valoración es importante, en esta práctica se realiza la valoración de una solución de Fe(III) con una solución de EDTA (en un medio doblemente amortiguado) y se mide la absorbancia (a una longitud de onda fija) durante el proceso de valoración; matemáticamente se hace el tratamiento de los resultados para eliminar el efecto de dilución. Si recordamos los requisitos mínimos necesarios que hasta ahora hemos cumplido para efectuar una valoración: conocer una de las cantidades y/o concentraciones de los reactivos implicados, conocer la ecuación química balanceada de la reacción de valoración, que esta reacción sea cuantitativa y, de cinética rápida, además de contar con una técnica para determinar el volumen de punto de equivalencia; veremos que una de las grandes ventajas de las valoraciones seguidas espectrofotométricas es que ya no es requisito fundamental que la reacción sea cuantitativa puesto que aún en reacciones poco cuantitativas es factible encontrar el volumen de punto de equivalencia y también no es fundamental que la reacción sea de cinética rápida ya que se puede construir una curva de valoración sin dilución mediante la preparación de sistemas que mantengan el volumen de la solución por valorar, pero que varíen en el volumen de titulante y pueden ser aforados a un mismo volumen, lo que nos da la posibilidad de, en caso de ser necesario, calentarlos, controlar la temperatura y el tiempo.
CUESTIONARIO PREVIO 1. Investigar el tratamiento y cuidados que deben tenerse para el uso del EDTA como patrón
primario. 2. Escribir el equilibrio generalizado correspondiente a la reacción de valoración y construir la
TVCM.
3. Investigar algunas propiedades físicas y químicas del catión Fe (III) en solución acuosa, como su color en solución, a qué condiciones comienza a precipitar, complejos que forma con acetato y/o EDTA.
4. ¿Cuál sería el blanco apropiado para la determinación de la práctica? 5. Realizar los cálculos para preparar 200 mL de solución buffer de una concentración total de
acetatos (AcO’) 0.5 M y pH = 4.7, además describir el procedimiento experimental para prepararla.
6. Realizar los cálculos para preparar todas las soluciones de la práctica.
PARTE EXPERIMENTAL Soluciones a preparar por grupo:
1) 200 mL de solución amortiguadora de pH=4.7 de ácido acético/acetato 0.5 M. 2) 50 mL de solución problema de cloruro férrico aproximadamente 0.01 M, aforada con
solución amortiguadora de Ac’ pH=4.7. 3) 50 mL de solución estándar de Na2H2Y 0.01M aproximadamente, pero conocida con
exactitud, disuelta y aforada en solución amortiguadora de Ac’ pH=4.7.
Material Reactivos
1 bureta de 10 mL 4 vasos de precipitados de 50 mL 1 matraz volumétrico de 200 mL 2 matraz aforado de 100 mL 1 matraz aforado de 50 mL 1 pipeta volumétrica de 5 mL 1 pipeta graduada de 10 mL soporte universal completo 1 piseta
Ácido acético Acetato de sodio Cloruro férrico EDTA
Equipo: Potenciómetro con un electrodo combinado de vidrio. Espectrofotómetro Visible y dos celdas de plástico o vidrio, agitador magnético Calibración del Espectrofotómetro
1. Encender el espectrofotómetro y dejarlo encendido al menos 10 minutos antes de utilizarlo.
2. Preparar un “blanco” según su respuesta del cuestionario previo y de la discusión con el profesor.
3. Se ajusta el espectrofotómetro a la longitud de onda de trabajo (465 nm) y, se calibra a
cero de Absorbancia ( 0A ), utilizando la solución “blanco”.
Valoración 1. Medir 5 mL de la solución acuosa de Fe (III) 0.01 M, y colocarlos en un vaso de
precipitados de 50 mL. 2. Valorar con EDTA 0.01. Realizar adiciones en incrementos de 0.2 a 0.25 mL hasta llegar
a 10 mL. 3. Cada que se realice una adición, permitir la agitación, tomar el volumen necesario del
sistema de valoración para llenar la celda a ¾ de su volumen total y realizar la medición
en el espectrofotómetro a =465 nm. 4. Devolver el contenido de la celda al sistema de valoración, cuidando el no perder volumen
en cada cambio de contenedor. 5. Registrar los datos de la valoración en la tabla 1. 6. Graficar los resultados.
RESULTADOS pH experimental de la solución amortiguadora: _______________
Masa exacta medida de Na2H2Y: _____________ Concentración real: __________
Masa exacta medida de FeCl3: _______________
Tabla 1. Resultados para la curva de valoración de Fe (III)’’ con Y’’
Volumen de Y’
Absorbancia (A)
Absorbancia Corregida
(Ac)
Volumen de Y’
Absorbancia (A)
Absorbancia Corregida
(Ac)
Observaciones Registrar en este espacio los cambios de color observados:
Gráfica 1. Curva de valoración de Fe (III)’’ con Y’’ a = ________ El Informe de trabajo debe de contener lo siguiente, empleando un formato de reporte.
1. Trazar, sobre la misma hoja, las curvas experimentales de la
valoración y, explicar en detalle, cuál de las dos curvas es la más apropiada para determinar la posición del punto de equivalencia de la valoración.
2. Mediante el tratamiento apropiado de los datos )(VFAC
, esto es, una regresión de los
datos de la zona de antes del punto de equivalencia (APE) y, el promedio aritmético de
los datos de la zona de después del punto de equivalencia (DPE), determinar
PE CPE Ay V ,
3. En base a la figura 1, escribir la ecuación química representativa de la reacción de valoración con su correspondiente constante condicional de equilibrio.
4. Explicar por qué es necesario amortiguar a pH=4.70 la valoración del sistema Fe(III)-EDTA.
5. Calcular la concentración inicial (en molaridad) de la solución de Fe (III) así como la pureza de Fe y/o FeCl3 en la muestra sólida.
6. En base a la forma de la curva de valoración )(VFAC
, explicar: cuántas y cuáles
especies absorben y, si la reacción de valoración es o no cuantitativa.
)()( VFA y VFA C
7. A través del parámetro de cuantitatividad clasificar a la reacción en cuantitativa o poco cuantitativa y comentar sus conclusiones.
8. Determinar los valores experimentales de los coeficientes de absortividad molar de las especies que absorben.
9. Establecer la tabla de variación de concentraciones molares.
10. Establecer las ecuaciones válidas de = f(V) para cada etapa de la valoración.
11. Trazar la curva teórica de la valoración )(VFAC
y comparar con la obtenida
experimentalmente. DATOS
Fe(OH)n3-n log1 = 11, log2 = 21.7
Fe(OH)3 pKs = 38.6
Fe(Ac)n3-n log1 = 3.4, log2 = 6.1, log3= 8.7
FeHY pKa = 1.4 FeY – pKc = 25.1 FeOHY 2 – pKb = 6.5 H4Y pKa’s = 2.07, 2.75, 6.24, 10.34
Figura 1. Diagrama de zonas de predominio para Fe (III)’’ en el espacio pAcO’ = f (pH)
REFERENCIA
1. Harris, D. C., “Análisis Químico Cuantitativo”, 3ª ed., Iberoamericana, México, 1992 2. Ringbom, A. “Formación de complejos en Química Analítica”, Alhambra, España, 1979 3. Vogel, A., “Textbook of Quantitative Chemical Analysis” 5ª ed., Longman Scientific and
Technical, Gran Bretaña, 1989 4. Kolthoff, I. M., et. al. “QUANTITATIVE CHEMICAL ANALYSIS”. 4ª. ed. The Macmillan
Company. Estados Unidos de América, 1969
DIAGRAMA ECOLOGICO
Tratamiento de residuos R1 Máximo 15 mL por equipo de mezcla (FeY’’, Y’’’, AcO’’) a pH = 4.7. Neutralizar con cal a valores de pH entre 5.5 y 8 y desechar en la tarja. Si hay sobrante de las soluciones preparadas, se pueden juntar con los R1, a menos que el profesor indique otra cosa y prefiera resguardarlas en un frasco debidamente etiquetado.
VALORACIÓN ESPECTROFOTOMÉTRICA
Buffer AcO’ 0.5 M
Fe (III)’’ 0.01 M
Y’’ 0.01 M experimental.
PREPARACIÓN DE SOLUCIONES
Valorar 5 mL de solución de Fe (III)’’ con Y’’ hasta adicionar
alrededor de 10 mL.
CALIBRACIÓN DEL ESPECTROFOTÓMETRO
R1
TITULACIÓN ESPECTROFOTÓMETRICA
PRACTICA 7
ANALISIS DE MEZCLAS POR ESPECTROFOTOMETRIA DERIVATIVA
OBJETIVOS. ✓ Conocer el fundamento del análisis de mezclas binarias mediante espectrofotometría de
primera derivada. ✓ Obtener los espectros de absorción puros y sus derivadas de Cu (II) y Ni (II) con la
finalidad de reconocer los puntos de anulación (zero-crossing) donde es posible cuantificarlos sin una separación previa.
✓ Efectuar tratamiento matemático de los datos obtenidos experimentalmente para realizar adecuadamente la cuantificación de la mezcla binaria Cu (II)” y Ni (II)” mediante una curva de calibración en medio amonio/amoniaco usando el concepto de punto de anulación (zero-crossing).
✓ Cuantificar Cu(II) y Ni(II) de una muestra problema mediante la espectrofotometría derivada.
INTRODUCCION
La espectrofotometría es por mucho una de las técnicas más utilizadas en la determinación de sustancias capaces de absorber radiación electromagnética. Debido a la facilidad en el manejo del equipo es posible cuantificar analitos en muestras que no presenten interferencias. La principal limitante que presenta esta técnica radica en que cuando se tiene dos o más analitos que absorban radiación, se dificulta su análisis debido a las interferencias espectrales. Una posibilidad de eliminar estas interferencias es utilizando la Espectrofotometría de primera derivada o segunda derivada. Esta variante de técnicas espectrofotométricas se selecciona debido a que tiene la posibilidad de determinar los componentes de una mezcla binaria y/o ternaria sin la necesidad de tener un método de separación. Un espectro de primera derivada es un gráfico de gradiente de la dA / dλ de la dotación de absorción en comparación con la longitud de onda y dispone de un máximo y un mínimo. La distancia vertical entre estos es la amplitud, que es proporcional a la concentración del analito. La diferenciación que hace el espectro derivado discrimina contra las bandas anchas, haciendo hincapié en las características más nítidas en medida que se incrementa con el orden creciente de derivados [2]. Por esta razón, la utilización de los espectros derivados puede aumentar la sensibilidad de la detección de menores características espectrales (por ejemplo, los hombros) y reducir el error causado por la superposición de la banda espectral de la sustancia analizada por bandas de interferencia de otras especies, en la muestra. El principal inconveniente de la técnica derivada es que la relación señal-ruido se vuelve cada vez peor por órdenes superiores [2].
Para el análisis cuantitativo, la ley de Lambert -Beer (A = εاC) se cumple para el espectro normal,
la ecuación para primera derivada se puede obtener de la siguiente manera:
Donde A es la absorbancia, ε es el coeficiente de absortividad molar, ا es la longitud de la celda
y C es la concentración molar de la sustancia analizada. Esto forma la base de las determinaciones analíticas [4]. En una mezcla binaria (M) de los componentes A y B que absorben en la región UV-Visible se expresan por las ecuaciones de la ley de Beer y aditividades:
Es posible medir el valor absoluto de los incrementos de absorbancia de una serie de
sistemas y relacionarlos con los incrementos de concentración para el componente A, siempre que exista un valor en el eje de las abscisas que le corresponda un valor de cero para el componente B y viceversa. Este punto se denomina punto de anulación o zero-crossing y se
aplica el concepto a la primera derivada. En otras palabras debe existir una donde se cumple simultáneamente que:
dB=0 por lo tanto independiente de CB y dA 0 en consecuencia dependiente de la CA.
d d
Por lo anterior se puede aplicar el concepto de punto de anulación a mezclas binarias como se muestra en la figura 1.
Figura 1. (a) espectro de absorción, (b) espectro de primera derivada de dos analitos A y B (mostrando su paso por cero), y (c) espectro de primera derivada donde se muestra los puntos donde la señal depende únicamente de uno de los analitos [4].
La espectroscopia de primera derivada se ha utilizado para resolver problemas reales en una variedad de campos, con especial interés en aplicaciones farmacéuticas ya que se puede determinar el contenido de dos principios activos que se encuentran en mezcla en la formulación sin realizar un tratamiento de separación, lo que tiene un impacto económico importante en esta industria ya que reduce la cantidad de consumibles en el tratamiento de la muestra además de tiempo en la determinación de la misma.
CUESTIONARIO PREVIO.
1. Decir en forma breve ¿en qué casos sería justificable el uso de la espectrofotometría derivativa? 2. En la espectrofotometría derivativa ¿cómo se afecta la relación señal/ruido? 3. Si se considera la mezcla de dos componentes 1 y 2 a concentraciones C1 y C2 y un paso
óptico de 1=ا cm y tomando en cuenta que la ley de aditividades A=ε1اC1 + ε2اC2 se cumple,
expresar la primera y la segunda derivadas.
PARTE EXPERIMENTAL EQUIPO: Espectrofotómetro PERKIN ELMER UV/Vis Lambda 18 con celdas de vidrio o cuarzo y pH metro con electrodo combinado de vidrio.
Material Reactivos
1 Matraz aforado de250 mL. 3 Matraces aforados de 10 mL. Gradilla y 10 tubos de ensayo Pipetas volumétricas de 1, 2, 3, 4, 5 mL. Micropipeta (0.2 a 2 mL.)
Amoniaco RA, Sulfato o cloruro de Cu(II), Sulfato o cloruro de Ni(II) HCl HNO3
PREPARACIÓN DE SOLUCIONES: Prepare 250 mL de buffer de amonio-amoniaco 1.5 M y pH = 9.7 Solucion STOCK Cu(II) de concentracion 0.1M. Pesar la cantidad necesaria, disuelva en el buffer,
lleve al aforo de 10 mL con buffer. Solucion STOCK Ni(II) de concentracion 0.2M. Pesar la cantidad necesaria, disuelva en el buffer,
lleve al aforo de 10 mL con buffer.
OBTENCIÓN DE ESPECTROS DE LAS SOLUCIONES PURAS.
Espectro de Absorción del Complejo Cu(NH3)42+ (conc 0.01M): Con una micropipeta tome 1
mL de la solucion STOCK de Cu(II) y lleve al aforo de 10 mL con el buffer de amonio/amoniaco.
Obtener el espectro de absorción correspondiente en un intervalo de longitud de onda () de 400-850 nm (blanco buffer)
Espectro de Absorción del Complejo Ni(NH3)62+ (conc 0.1M): Con una pipeta volumetrica tome
5 mL de la solucion STOCK de Ni(II) y lleve al aforo de 10 mL con el buffer de amonio/amoniaco.
Obtener el espectro de absorción correspondiente en un intervalo de longitud de onda () de 400-850 nm (blanco buffer)
CURVA DE CALIBRACIÓN Prepare la curva de calibracion como indica la tabla 1. Para cada sistema se obtiene su espectro de absorción en un intervalo de 400-850 nm (blanco buffer).
Tabla 1. Preparación de la curva de calibración*.
Sistema STOCK Ni (II)” (mL)
STOCK Cu (II)” (mL)
Conc. Cu(II) M Conc. Ni(II) M
1 1 0.20 2 2 0.40 3 3 0.60 4 4 0.80 5 5 1.00
*Todos los sistemas se llevan al aforo de 10 mL con buffer.
MUESTRA PROBLEMA 1 (proporcionada por el profesor): Tome 1 mL de la muestra y afore a 10 mL con solucion buffer. Obtenga el espectro de absorción en un intervalo de 400-850 nm (blanco buffer). MUESTRA PROBLEMA 2 (parte central de una moneda de 10 pesos). El alumno previamente debe traer pequeños trozos de la parte central de una moneda de $10.00. Pesar alrededor de 0.200-0.250 g de moneda y digerir con la minima cantidad de Acido Nitrico, una vez disuelta la moneda evaporar a sequedad; los residuos obtenidos disolverlos en buffer de Amonio/Amoniaco, de ser necesario filtre y llevar a un aforo de 10 mL Determinación de Ni (II). Obtener el espectro de absorción DIRECTAMENTE de la MUESTRA PROBLEMA 2 en un intervalo de 400-850 nm (blanco buffer) para cuantificar Ni(II) Determinación de Cu (II). Tomar 2 mL de la MUESTRA PROBLEMA 2 y llevar a un aforo de 10 mL con buffer , posteriormente obtener el espectro de absorción en un intervalo de 400-850 nm (blanco buffer) para cuantificar Cu(II). El Informe de trabajo debe de contener lo siguiente, empleando un formato de reporte. 1. En una misma grafica sobreponer los espectros puros de Cu(II)” y Ni(II) en medio
amonio/amoniaco, identificar la especie que da la propiedad, mencionar la máxima para cada catión.
2. De los espectros puros obtener la primera derivada (dA/d) y graficarlos juntos; identificar los puntos de anulación (zero-crossing) para discutir la posibilidad de una determinación simultánea. Para cada punto identificado reconocer el catión que se puede cuantificar y cual no.
3. De los puntos de anulación; seleccione el más adecuado para cuantificar Cu(II)” y el más conveniente para cuantificar Ni(II)”
4. Obtenga la derivada de los espectros de los sistemas 1-5 y con los puntos de anulación
seleccionados en el inciso anterior; elabore la curva de correspondiente, graficando los dA/d= f(M) para Cu(II) y Ni(II).
5. Discuta sobre la linealidad de la curva de calibración utilizando regresión lineal y sus parámetros estadísticos.
6. Obtenga la derivada de las muestra problema y cuantifique Cu(II) y Ni(II) de la muestra problema. Datos:
Ligante= NH3 Ni(II) Cu(II) Zn(II)
Log B1 2.75 4.13 2.27
Log B2 4.95 7.61 4.61
Log B3 6.64 10.48 7.01
Log B4 7.79 12.59 9.06
Log B5 8.50 --
Log B6 8.49 --
NH4
+ tiene un pKa = 9.25
Ligante= OH ¯ Ni(II) Cu(II) Zn(II)
Log B1 4.60 6.0 4.40
Log B2 -- -- --
Log B3 -- -- 14.4
Log B4 -- -- 15.5
REFERENCIAS.
1. Douglas A. Skoog, F.James Holler. (2001). “Principios de análisis instrumental.” McGraw Hill. Quinta edición. México D.F.,(141,142).
2. F. Aberasturi (2001). “UV–Visible First-Derivative Spectrophotometry Applied to an Analysis of a Vitamin Mixture”. Journal of Chemical Education (2001), 78, 793-795.
3. Alma Luisa Revilla Vázquez, Pablo Hernández Matamoros. ”Determinación Simultánea de Cafeína Y Ácido Acetilsalicílico en Tabletas por Espectrofotometría de La Primera Derivada (UV-Vis)”. Memorias en extenso XXII Congreso Nacional de Química Analítica. Editadas por la Asociación Mexicana de Química Analítica. A. C.México, 2008. ISBN 978-968-9400-01-1.
4. F. Aberásturi, A. I. Jiménez, F. Jiménez, and J. J. Arias.”UV–Visible First-Derivative SpectrophotometryApplied to an Analysis of a Vitamin Mixture”. Departamento de Química Analítica, Nutrición y Bromatología, Universidad de La Laguna, Facultad de Química,E-38071, La Laguna, Tenerife, Spain.
PRACTICA 9. DETERMINACIÓN DE BISMUTO POR ESPECTROFOTOMETRIA DE ABSORCION ATOMICA EN PEPTOBISMOL
OBJETIVOS
✓ Reforzar los conocimientos de curva de calibración y espectrofotometría de absorción atómica.
✓ Cuantificar bismuto en un producto farmacéutico empleando una curva de calibración y comparar el resultado con lo indicado en el marbete y en la legislación nacional.
✓ Realizar adecuadamente el tratamiento de la muestra para garantizar la destrucción de la materia orgánica presente
CUESTIONARIO PREVIO
1. Explique ¿en qué consisten los fenómenos de Absorción, Emisión y Fluorescencia a nivel atómico?
2. ¿Cuál es el efecto de la temperatura en la Absorción y Emisión atómica? Explique en relación a la distribución de Boltzman
3. Describa brevemente los diferentes tipos de interferencia que existen en la técnica de absorción atómica empleando flama.
4. Dibuje y describa brevemente la función de los componentes básicos de un espectrofotómetro de absorción atómica.
5. Realice los cálculos para la preparación de las soluciones para esta práctica y traer 5 pastillas de PEPTO-BISMOL o 10ml de jarabe, por equipo.
PARTE EXPERIMENTAL EQUIPOS: Espectrofotómetro de absorción atómica, SpectrAA800 (Varian, Australia). Parrilla con agitación. Balanza Analítica.
Material Reactivos
1 Matraz aforado de 500 mL. 3 Matraces aforados de 25 mL. Gradilla y 10 tubos de ensayo Pipetas volumétricas de 1, 2, 3, 4, 5 mL. Micropipeta (0.2 a 2 mL.)
Nitrato de Bi(III), HNO3
Preparación de soluciones. HNO3 0.01M. Preparar 500mL de ácido nítrico 0.01M (disolución ácida).
Soln de Bismuto Stock: preparar 100 ml de una solución estándar de 100 g/mL de Bismuto elemental a partir del reactivo analítico Bi(NO3)3·5H2O, utilizando para el aforo la disolución ácida. Preparación de la muestra: Pesar 5 tabletas de Pepto-Bismol (Subsalicilato de Bismuto) y calcular el peso promedio por tableta; triturar las tabletas en un mortero. Pesar la cantidad de 68 mg de polvo de tableta en un vaso de precipitado y disolver con 5ml de HNO3 conc. caliente utilizando de 40 a 60 mL de la disolución ácida y agitando aproximadamente de 5 a 10 minutos. Por último filtre hasta que la disolución se presente transparente y afore a 100 ml (utilizando para el aforo la disolución ácida).
Prepare la curva de calibración, como indica la tabla 1.
TABLA 1. Preparación de la Curva de Calibración.
SISTEMA BCO 1 2 3 4 5 Muestra VSTOCK(mL) 0 1 2 3 4 5 0
VMUESTRA(mL) 0 0 0 0 0 0 3
VAFORO( mL) 10 10 10 10 10 10 10
Recuerde que los volúmenes se miden con pipetas volumétricas. Todos los sistemas se aforan con la disolución ácida
• Determinar la absorbancia de cada sistema en las condiciones de funcionamiento óptimo previsto en el manual del equipo para el Bismuto, empleando flama como sistema de atomización. Anotar los datos de absorbancia en la tabla II.
• Determinar la absorbancia de la solución problema. 4. RESULTADOS
TABLA III . Datos obtenidos para la curva de calibración
Sistema [Bi]std (ppm) Absorbancia
0
1
2
3
4
5
Muestra
m =
b =
r =
Cada tableta de Pepto Bismol contiene mg de Subsalicilato de Bismuto Curva de calibración. 1. Construir una curva de calibración de Abs = f([Bi]std). 2. Determinar si la curva de calibración presenta un comportamiento lineal, si no lo es, explicar
las posibles causas de la no-linealidad. 3. Determinar la concentración de Bismuto en la muestra y determinar la cantidad de principio
activo (Subsalicilato de Bismuto) por tableta. 4. ¿Cuál es el % de pureza de Subsalicilato de Bismuto en la muestra? 5. ¿Cuál es el % de principio activo con respecto al marbete? 6. ¿Cuál de los dos resultados es importante para un análisis de Control de Calidad? 5. BIBLIOGRAFIA
1. Métodos Instrumentales de Análisis. Habart H. Willard y Lynne L. Merrit, Jr. Grupo Edit. Iberoamericana. 1991, México D. F.
2. Análisis Instrumental. Douglas A. Skoog y James J. Leary, 4° edición. Mc Graw Hill Interamericana de España. 1994.
3. Instrumentación Química, Howard A. Strobel. Editorial Limusa. México,1974. 4. Analytical Chemistry. Principles and Techniques. Larry G. Hargis. Prentice Hall. 1988. 5. Métodos Instrumentales de Análisis en Química analítica. Gary T. Bender, Ph. D.
editorial Acribia, S.A. España 1987 6. Chemistry Experiments for Instrumental Methods. Donald T. Sawyer, William R.
Heineman. John Wiley & Sons, Inc. 1984 7. Química Analítica. Gary D. Christian. Noriega Editores. Editorial Limusa. 1990, 2ª
Edición. 8. Análisis Químico cuantitativo. Daniel C. Harris. Editorial Reverté S. A. 2001, 2a. edición. 9. Química Analítica Contemporánea. Judith F. Rubinson, Kenneth A. Rubinson. Prentice-
Hall. Hispanoamericana, S. A. 1a. Edición, 2000. 10. Química Analítica 2° edición. Donald J. Pietrzyk. Nueva Editorial Interamericana S. A.
De C. V. México, D.F. 198 ANEXO. Subsalicilato de Bismuto (C6H5BiO4). Peso molecular de 362.11 g/mol
PRACTICA OPTATIVA DETERMINACION POLAROGRAFICA
OBJETIVOS ❖ Conocer el fundamento y el uso de un polarógrafo ❖ Identificar las reacciones electroquímicas asociadas a cada meseta y muro bajo las
condiciones experimentales. ❖ Determinar el potencial normal aparente de diversos pares redox con base al polarograma
experimental. ❖ Determinar la concentración de una solución problema de bismuto mediante una curva de
valoración con EDTA como valorante. INTRODUCCIÓN Las reacciones electroquímicas involucran el intercambio de electrones, (reacciones redox), por lo que cuando estos se hacen fluir por un circuito eléctrico, es posible obtener información acerca de la reacción. La electroanalítica abarca una amplia variedad de técnicas, basadas en los diversos fenómenos que tienen lugar dentro de una celda electroquímica. Todas las mediciones eléctricas básicas, (Corriente, Resistencia y Voltaje), se han empleado solas o en combinación para propósitos analíticos. Componentes básicos que integran un polarógrafo.
Fig 1. Esquema de una celda polarográfica. Fig 2. Electrodo goteante de mercurio
CUESTIONARIO PREVIO 1.- Defina la Voltamperometría y particularmente la Polarografía Clásica. 2.- Explique lo que es una curva intensidad vs potencial (i vs E). 3.- Defina los conceptos de macro y micro electrólisis 4.- ¿Qué es la corriente residual y cuál es su naturaleza? 5.- Defina: corriente de convección, corriente de migración, corriente de difusión y explique cuál de ellas es proporcional a la concentración del analito. 6.- Explique qué es un electrolito soporte y su función primordial. 7.- ¿Qué es una onda polarográfica y qué factores la determinan? 8.- ¿Qué es el potencial de media onda y su relación con el potencial normal? 9.- Explique las formas de las curvas i vs E para un sistema rápido y lento. 10.- ¿Qué es un electrodo de gota de mercurio?
PARTE EXPERIMENTAL
Material: Equipo: Pipeta volumétrica de 5mL Polarógrafo POL110 Pipeta volumétrica de 20mL Electrodo Indicador: gota de mercurio Propipeta Electrodo referencia: electrodo de calomel Piseta con agua destilada Contraelectrodo: Electrodo de Platino
Micropipeta 100-1000L Preparación de soluciones: Solución problema de bismuto Realizar los cálculos para preparar 25 mL de Bismuto a una concentración aproximada 0.01M. Solución de EDTA (valorante) Realizar los cálculos para preparar 10 mL de EDTA a una concentración 0.1M. Solución amortiguadora de Tartrato 0.5M pH=4.5 Realizar los cálculos para preparar 25 mL de la solución amortiguadora a partir de ácido tartárico e NaOH, ajustar el pH y llevar el aforo.
Condiciones de operación del Polarógrafo:
Tabla 1. Condiciones a imponer en el potenciostato
Procedimiento:
Colocar 20 mL de una solución amortiguadora de tartratos 0.5 M de pH = 4.5 (electrolito soporte) en la celda polarográfica.
Se obtendrán los polarogramas (curva i vs E) de los diferentes sistemas (Tabla 2).
Tabla 2. Sistemas de trabajo *Se traza el polarograma del electrolito soporte (sistema 1), sin burbujear nitrógeno. Después burbujear el sistema durante aproximadamente 10 minutos con nitrógeno y trazar nuevamente el polarograma.
E inicial E intermedio E final I rango Step dT Step E Ciclo Baudios
250 mv 0 mv -1800 mv 100 A 0.033 s 10 mv Simple 19200
Sistema Electrólito Soporte
Problema (mL)
Adiciones EDTA 0.1M
(mL)
1
20mL
0 0*
2
5
0
3 0.1
4 0.2
5 0.3
6 0.4
7 0.5
8 0.7
1. Se trazan los dos polarogramas del electrolito soporte (sistema 1), de 250 mV a –1800 mV (sin y con burbujeo de nitrógeno).
2. A partir del sistema 1 se van preparando en forma sucesiva los sistemas del 2 al
8 y se trazan los demás polarogramas de acuerdo con la tabla 2. Se burbujea nitrógeno aproximadamente 1 minuto después de cada adición.
4. Se identifica la meseta producida por el metal así como por el complejo metal-
ligante y se elige un potencial adecuado para leer la corriente límite de difusión
(iM), restando previamente la corriente residual del sistema 1.
5. Trazar la curva de valoración iM = f (mL EDTA) y calcular sus parámetros estadísticos.
Manejo de Residuos: El mercurio es un metal altamente tóxico, se adsorbe por piel. No lo toque con las manos ni lo vierta a la tarja. Decante la mayor cantidad de líquido posible y vacíe los residuos de mercurio en un contenedor especial para su recuperación. Si llegará a darse algún derrame de mercurio avise inmediatamente a su profesor. El Informe de trabajo debe de contener lo siguiente, empleando un formato de reporte. 1. Los objetivos particulares de la práctica así como una breve introducción al tema incluyendo las propiedades fisicoquímicas del analito de interés. 2. Un diagrama de flujo con las actividades desarrolladas 3. Observaciones: Incluir los cambios realizados al protocolo de trabajo a lo largo de la experimentación 4. Resultados y análisis de los mismos que incluya:
a) Asociar a cada muro y meseta la reacción electroquímica correspondiente. b) Determinar en base a la gráfica los potenciales de media onda para todos los pares redox
presentes en el sistema a las condiciones de trabajo. c) Calcular los valores de potencial de media onda teóricos y compararlos con los obtenidos a
partir de las curvas i vs E. Explicar las diferencias. d) Calcular la concentración de bismuto en la solución problema y determinar el % de pureza
en la muestra inicial. e) En base a los polarogramas obtenidos, proponga un método indicador para cuantificar al
metal mediante una curva de adición patrón. Mencione cuál sería el potencial adecuado para este análisis.
5. Conclusiones. 6. Referencias (bibliográficas, hemerográficas u otras).
7. Anexos. Por ejemplo diagramas de zonas de predominio o de Pourbaix, u otro material necesario para la mejor comprensión de la práctica realizada. REFERENCIAS 1. Charlot, G. "Curso de Química Analítíca General", Toray-Masson, Barcelona (España). 2. Charlot, G. "Química Analítica General", Toray-Masson, Barcelona (España), Tomos I al IV. 3. Erwing, G. W., "Métodos Instrumentales de Análisis Químicos", Mc Graw-Hill, México. 4. Harris, D.C., "Analísis Químico Cuantitativo", Iberoamericana, México, 1992. 5. Skoog D.A., Holler F.J., Nieman T.A., “Principios de Análisis Instrumental”, McGrawHill, 5ª
Ed., 2001, Madrid, España 6. Rubinson J.F., Rubinson K.A., “Química Analítica Contemporánea”, Pearson Education,1ª
Ed., 2000, Estado de México, México. 7. Vassos, B.H., y Ewing G.W., "Electroquímica Analítica", Limusa, México.
DATOS:
Bi3+/Bi(Hg) E1/2 = -0.205 V (en búffer de tartrato con respecto a ECS)
Bi(OH)n log 1 =12.4 Bi(Tar)n Pendiente
BiY- log 1 = 22.8 H2Tar pKa1 = 3.04 , pKa2 = 4.37 H4Y pKa's = 2.07, 2.75, 6.24, y 10.34
DETERMINACIÓNPOLAROGRÁFICA
DEBI(III)
SepararladisolucióndeBi(III)conelBúfferdelHg
SoluciónproblemadeBi(III)
ValorarconsoluciónestandarizadadeEDTAhastaagregarunexceso
5mL
BúfferdetartratopH=4.5
20mL
BurbujearN2
R1*.HglíquidoR2*Soluciónresultantedebúffer/Bi(III)yEDTA.
R1.RecolectarelHgenunrecipienteR2.Desecharladisoluciónenlatarjaconlasinstruccionesdelasesor.
Realizarpolarograma
Realizarpolarograma
BurbujearN2
Realizarpolarograma
Realizarpolarograma
BurbujearN2
