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UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO
FACULTAD DE ESTUDIOS SUPERIORES
CUAUTITLÁN
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS QUÍMICAS
SECCIÓN DE QUÍMICA ANALÍTICA
MANUAL DE PRÁCTICAS DE LABORATORIO
EQUILIBRIO QUÍMICO EN MEDIO AMORTIGUADO
Química Analítica II
(Química Industrial, Clave: 1411)
Química Analítica III
(Química, Clave: 1616)
Autores:
Verónica Altamirano Lugo
Rosario Moya Hernández
Guadalupe Pérez Caballero
Dalia Bonilla Martínez
Carmen Campo Garrido Moreno
Claudia Briones Jurado
Alberto Rojas Hernández
Mayo 2012
ÍNDICE
INTRODUCCIÓN
i
OBJETIVO GENERAL
iii
OBJETIVOS PARTICULARES
iii
PUNTOS MÍNIMOS QUE DEBE INCLUIR UN REPORTE
v
PUNTOS QUE DEBE CONTENER EL PROTOCOLO DE UN PROYECTO
viii
REGLAMENTO INTERNO DE LABORATORIO
xi
MANEJO Y TRATAMIENTO DE RESIDUOS
xiv
CALENDARIZACIÓN
xv
EVALUACIÓN
xvi
UNIDAD I. Equilibrio químico en medio homogéneo
1
SESIÓN TEÓRICO PRÁCTICA 1A
2
SESIÓN TEÓRICO PRÁCTICA 1B
10
PRÁCTICA TRADICIONAL 1A
18
PRÁCTICA TRADICIONAL 1B
25
UNIDAD II. Equilibrio químico de solubilidad y precipitación
37
38
48
PRÁCTICA TRADICIONAL 2
55
UNIDAD III. Equilibrio químico redox
65
SESIÓN TEÓRICO PRÁCTICA 3
66
74
INTRODUCCIÓN
El presente manual está dirigido a cursos experimentales de Química Analítica, que
abordan
el
estudio
del
equilibrio
químico
de
sistemas
multicomponentes
y
multirreaccionantes bajo amortiguamiento, basados en el Modelo de Especies y
Equilibrios Generalizados (Rojas, 1997). Para el uso de este manual es requisito que el
alumno domine el estudio del equilibrio químico con intercambio de una partícula, desde
la perspectiva del método de Charlot (Charlot, 1967).
Este curso proporcionará al estudiante las herramientas necesarias que le apoyen a
comprender, analizar y establecer las condiciones óptimas requeridas para llevar a cabo
un determinado método analítico, a través del uso de Diagramas de Zonas de Predominio,
de Existencia Predominio y Tipo Pourbaix. Así mismo, el estudiante podrá ser capaz de
establecer las condiciones de amortiguamiento óptimas, que le permitan aumentar la
cuantitatividad de una reacción, eliminar las interferencias a través de reacciones de
enmascaramiento, entre otros, con el fin de llevar a cabo el análisis de muestras reales en
las mejores condiciones experimentales.
La propuesta metodológica de este curso experimental, considera tres unidades:
Unidad I. Equilibrio químico en medio homogéneo.
Unidad II. Equilibrio químico de solubilidad y precipitación.
Unidad III. Equilibrio químico redox.
i
Cada una de éstas consta de cuatro sesiones experimentales, las cuales se describen a
continuación:
Sesión Teórico Práctica (STP). En esta sesión, el estudiante realiza una experiencia
práctica cualitativa, que lo introduce en el conocimiento de los conceptos básicos de cada
bloque.
Práctica Tradicional (PT). Durante esta sesión el estudiante aplica el Método de
Especies y Equilibrios Generalizados, para justificar y analizar experiencias prácticas
previamente probadas y/o reportadas en la literatura, aplicado a la cuantificación de un
analito en muestras reales.
Proyecto. Consta de dos sesiones experimentales, en las cuales el estudiante se vale de
las herramientas teóricas y experimentales adquiridas durante el curso, para proponer y
llevara a cabo un diseño experimental o guía metodológica que le ayude a resolver un
problema real previamente señalado por el asesor.
La primera revisión del presente manual fue realizada en 2008, gracias al apoyo del
proyecto PAPIME 207606: Renovación y Fortalecimiento de la Enseñanza Experimental
de las Asignaturas de Química Analítica de la Carrera de Químico Industrial.
ii
OBJETIVO GENERAL
Después de este curso los alumnos serán capaces de establecer y calcular
adecuadamente, por aproximaciones, las condiciones de equilibrio termodinámico de
sistemas bajo condiciones de amortiguamiento múltiple (con soluciones reguladoras o
amortiguadoras),
utilizando para ello los diagramas de zonas de predominio
multidimensionales, los conceptos de especies y equilibrios generalizados y la
aproximación de equilibrios representativos. También serán capaces de explicar los
resultados experimentales de técnicas que permiten el estudio del equilibrio de métodos
de análisis químico que ocurren bajo condiciones de amortiguamiento múltiple.
OBJETIVOS PARTICULARES
UNIDAD 1:
Después de esta unidad los estudiantes serán capaces de proponer las
condiciones de amortiguamiento que permiten detectar los puntos de equivalencia en las
mejores condiciones, tanto para valoraciones acidimétricas como complejométricas.
UNIDAD 2:
condiciones de amortiguamiento que permitan aplicar la solubilidad de las sustancias a
cuantificaciones y separaciones gravimétricas.
UNIDAD 3:
condiciones de amortiguamiento que permiten optimizar el funcionamiento de electrodos
indicadores de tercer tipo, el ataque redox de algunas muestras y aplicar diferentes
amortiguamientos para optimizar cuantificaciones por valoraciones redox.
iii
La Tabla 1, muestra la distribución de prácticas en cada una de las unidades temáticas
del curso.
Tabla 1. Prácticas que integran el curso experimental
No.
Práctica
Tipo
Título
Unidad Temática
-Influencia del amortiguamiento en
manitol sobre la fuerza del ácido
1
Sesión Teórico
bórico
Práctica
-Efecto
del
amortiguamiento
en Unidad 1. Equilibrio
Cobre (II) sobre la acidez de la químico en
disolución del ácido aminoacético.
soluciones acuosas
-Determinación cuantitativa de ácido bajo condiciones de
bórico en una muestra de uso amortiguamiento
2
Práctica
Tradicional
oftálmico.
múltiple.
-Determinación de Zn (II) en una
muestra comercial
de óxido de zinc.
3
Proyecto 1
A definir por los asesores.
-Solubilidad
4
Sesión Teórico
Práctica
y
precipitación
de Unidad 2. Equilibrio
cloruro de plata y cromato de plata.
-Solubilidad de Ag(I) en función del precipitación en
pH
y
de
diferentes
agentes soluciones acuosas
complejantes.
5
6
7
8
9
Práctica
bajo condiciones de
-Determinación
gravimétrica
de amortiguamiento
Tradicional
aluminio como oxinato de aluminio.
Proyecto 2
Sesión Teórico
Práctica
Práctica
Tradicional
Proyecto 3
de solubilidad y
múltiple.
-Influencia del pH en el equilibrio Unidad 3. Equilibrio
redox.
redox en soluciones
-Determinación de etanol en una acuosas bajo
muestra comercial (enjuague bucal) condiciones de
mediante una valoración redox.
amortiguamiento
múltiple.
iv
PUNTOS MÍNIMOS QUE DEBE DE INCLUIR UN REPORTE
La realización de un reporte es el inicio para alcanzar el dominio de una buena redacción
científica. La mejor experimentación del mundo puede tener poco o ningún valor si no se
comunica a otras personas, y se les comunica bien, con una redacción clara y atractiva.
Aunque la comunicación puede a veces ser oral, en la abrumadora mayoría de los casos
la gente se entera de nuestro trabajo a través de páginas impresas. De aquí la
importancia de desarrollar la habilidad para redactar adecuadamente un documento de
manera clara y precisa.
Las secciones esenciales de un reporte son:
Portada
La portada debe incluir los siguientes datos: Nombre de la institución y facultad,
asignatura, grupo, nombre de la práctica, número de equipo, nombre completo de los
integrantes del equipo, nombre de los profesores, fecha de entrega.
Introducción
Al iniciar la redacción, se requiere expresar la importancia de la práctica correspondiente.
En este punto se puede citar algunas referencias para sustentar nuestras ideas.
Objetivos
Este es uno de los puntos más importantes. Su redacción debe ser muy clara ya que
contiene la razón de ser del trabajo experimental. Debe contestar las preguntas de qué,
porqué, para qué, cómo.
v
Procedimiento
Este apartado se incluirá en caso de que la versión original del manual de prácticas haya
sufrido modificaciones, así como en los informes de proyectos.
Se incluyen los siguientes puntos:
a) Bosquejo del procedimiento: Debe de ser lo más claro posible y sobre todo
conciso.
b) Detalles de las mediciones que se van a realizar.
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.
d) Diagramas de flujo: En este rubro realiza una esquematización de la parte
experimental, para que el lector analizándolo tenga una idea clara de las diferentes
actividades a realizar, así como el orden que debe seguir y de las actividades que
se pueden llevar a cabo en paralelo.
Resultados
a) Por lo general, lo resultados se reportan en forma de tablas, gráficas, etc.
b) Gráficas: Hay que realizar la presentación de manea 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 titulo.
c) Tablas: Nos apoyan a presentar de manera resumida y ordenada los resultados
experimentales.
d) 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
vi
misma perturbación del sistema nos pueden indicar si alguna lectura no es
correcta.
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 prácticas
tradicionales o proyectos).
Conclusiones
En las conclusiones debe de incluirse las razones por las cuales el modelo teórico es o no
es explicado por la información experimental (en el caso de que esto suceda).
Bibliografía.
Se debe de incluir toda la bibliografía consultada.
vii
PUNTOS QUE DEBE CONTENER EL PROTOCOLO DE UN PROYECTO
¿Qué es un proyecto?
En este laboratorio se entenderá como proyecto, un conjunto de acciones que se
planifican en equipo para resolver un determinado problema (análisis de una muestra real)
aplicando los conocimientos adquiridos y a partir de una consulta y análisis crítico de la
literatura.
Para llevar a buen término dicho proyecto se requiere realizar un protocolo, de acuerdo a
los siguientes pasos:
Planteamiento del problema.
En este paso, los profesores definirán el proyecto a desarrollar (la muestra real por
analizar). Guiarán a los estudiantes para que ellos comprendan de manera clara y
precisa, los objetivos que se desean alcanzar al término de dicho proyecto.
Investigación bibliográfica.
Una vez definido el problema, el estudiante se apoyará en la información contenida en la
bibliografía a su disposición (libros, artículos, tesis, etc), para obtener un más amplio
conocimiento sobre el tema para plantear su hipótesis.
Hipótesis.
El estudiante planteará la hipótesis, es decir, una suposición anticipada de lo que espera
obtener, de manera que le permita la interpretación de los resultados experimentales,
viii
sobre un fenómeno que ocurre. Su valor reside en la capacidad para establecer estas
relaciones entre los hechos, y de esa manera explicarnos porque se produce.
Metodología experimental.
La metodología experimental pretende que los estudiantes propongan un trabajo
experimental ordenado 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. Por lo siguiente, deberán tener en cuenta
los siguientes aspectos:
a) Equipo: Considerar el uso de los equipos con que cuenta la Sección de Química
Analítica.
b) 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.
c) Preparación de soluciones: Considerar cuidadosamente las cantidades que se
utilizarán durante el desarrollo experimental para evitar el desperdicio o la falta de
soluciones.
d) Procedimiento experimental: Basado en la información encontrada en la literatura,
o bien, propuestas personales, se realizará la descripción detallada de la
experimentación.
e) 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.
ix
Recolección de resultados
Se deberán preparar las tablas que serán utilizadas para la recolección de resultados.
Memoria de cálculo.
Elaborar la fórmula que será utilizada para cuantificar el contenido del analito en su
muestra analizada, a partir del resultado experimental obtenido en el laboratorio.
Disposición de residuos.
El alumno deberá presentar un apartado, en el que indique los residuos que generará
durante el procedimiento experimental; así como el tratamiento que dará a los mismos
para su adecuada disposición.
Bibliografía
Incluir fotocopia de las referencias bibliográficas que sirvieron de base para elaborar la
metodología de la parte experimental.
x
Facultad de Estudios Superiores Cuautitlán
Departamento de Ciencias Químicas
Sección de Química Analítica
REGLAMENTO INTERNO DE LABORATORIO
1. Es obligatorio el uso de bata y lentes de seguridad, en el laboratorio. No está
permitido quitarse el equipo de seguridad durante la sesión experimental.
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, quedando prohibida la entrada a personas ajenas al mismo.
4. Queda estrictamente prohibido fumar y consumir alimentos 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.
xi
7. Los reactivos químicos no deberán ser manipulados directamente, se deberán
usar los implementos adecuados como 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. 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.
13. Cuando el residuo no pueda ser eliminado, el alumno deberá resguardarlo, en un
contenedor adecuado y debidamente etiquetado y colocarlo en el anaquel
destinado para ello.
14. 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.
xii
15. 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.
16. 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.
17. 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 semestre.
18. El número máximo de alumnos que podrán permanecer en el cuarto de balanzas
(L-101-102) será el mismo que el número de balanzas disponibles.
19. 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.
20. 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.
Vo.Bo.: Comité de Calidad del Depto. de Ciencias Químicas.
Cuautitlán Izcalli, Mayo del 2012.
xiii
MANEJO Y TRATAMIENTO DE RESIDUOS
La generación de residuos ya sean peligrosos o no, constituye un problema que afecta a
la mayoría de los sectores productivos del país; es por ello, que se deben de identificar y
gestionar correctamente conforme a la ley (Ley General de Equilibrio Ecológico y la
Protección al Ambiente y su Reglamento en materia de Residuos Peligrosos).
El procedimiento para determinar si un residuo es peligroso, así como su clasificación, se
puede encontrar en la Norma Oficial Mexicana NOM-052-SEMARNAT-2005
Tanto los reactivos como los residuos generados en las prácticas de laboratorio, se deben
etiquetar de acuerdo al riesgo que representan. A continuación se presentan los
pictogramas utilizados para el correcto etiquetado y tratamiento de residuos.
Tabla 2. PICTOGRAMAS DE SEGURIDAD
Símbolo
Significado
Símbolo
Significado
Comburente,
Oxidante
Extremadamente
inflamable
F+
Irritante
Nocivo
Xi
Xn
Corrosivo
Tóxico
T
Explosivo
Muy Tóxico
T+
Peligroso para el
medio ambiente
Inflamable
F
xiv
UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO
FACULTAD DE ESTUDIOS SUPERIORES CUAUTITLÁN
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS QUÍMICAS
SECCIÓN DE QUÍMICA ANALÍTICA
CALENDARIZACIÓN
Grupo:_______________
CODIGO: FPE-CQ-DEX-01-02; FPECQ-DEX-03-02; FPE-CQ-DEX-04-02.
No de REVISIÓN: 0
Carrera: __ ________________________ Periodo: ________
SEMANA
ACTIVIDAD
1
Presentación de laboratorio
2
STP1
3
Práctica Tradicional 1
4
5
Proyecto 1
Proyecto 1
6
Examen 1
Reporte de Proyecto 1
7
STP2
C.P. STP2
8
Reporte de STP2,C.P. PT2 y avances
Protocolo 2
9
Proyecto 2
10
10
11
Proyecto 2
Examen 2
STP3
12
13
Proyecto 3
14
Proyecto 3
15
16
FECHA
ENTREGAR
Cuestionario previo.
Reporte de la STP1,C.P. PT1 y avances
Protocolo 1.
Reporte de la PT1 y Protocolo 1
Reporte de PT2 y Protocolo 2
Reporte Proyecto 2
C.P. STP3
Reporte de STP3, C.P. PT3 y avances
Protocolo 3.
Reporte PT3 y Protocolo 3
Examen y Cuestionario de
calidad
Entrega de calificaciones
Reporte del Proyecto 3
xv
EVALUACIÓN
Tabla 3. Porcentajes considerados por bloque para cada actividad de laboratorio.
Actividad
Porcentaje
Cuestionario previo
10
Protocolo
25
Trabajo de laboratorio
15
Reporte
20
Exámenes
30
Total
100
Entrega de reportes o protocolos
El cuestionario previo, protocolo o reporte deben ser entregados en la fecha indicada, a la
hora de entrada al laboratorio. No se aceptará ningún documento en fechas posteriores.
Para promediar las calificaciones del laboratorio, deben aprobarse al menos dos
exámenes.
La entrada al laboratorio es a la hora indicada. Para tener asistencia se tendrá una
tolerancia máxima de 15 minutos. El porcentaje mínimo de asistencias es el 80 %. Tres
retardos conformarán una falta. Los protocolos que se realicen para cada proyecto,
deberán ser aprobados por los asesores antes de que se inicien los procedimientos
experimentales.
xvi
Unidad I
Equilibrio químico en medio
homogéneo
1
INFLUENCIA DEL AMORTIGUAMIENTO EN MANITOL SOBRE LA
FUERZA DEL ÁCIDO BÓRICO
OBJETIVO
Analizar el efecto del Manitol sobre la acidez de la disolución del ácido bórico en
condiciones de amortiguamiento.
INTRODUCCIÓN
La cuantificación de un ácido débil –como el ácido bórico- mediante una valoración
con una base fuerte, es poco precisa por la baja cuantitatividad de la reacción. El uso de
partículas complejantes –como el manitol- provoca un aumento en la acidez del ácido
débil, debido a la formación de complejos con la base conjugada del ácido, haciendo
posible de esta manera llevar a cabo la cuantificación. No obstante, como estos complejos
son poco estables, es necesario adicionar un exceso de partículas complejantes.
CUESTIONARIO PREVIO
1. Definir los conceptos de fuerza, acidez y mencionar los factores que las afectan.
2. Investigar la manera en que se calcula el pH de la disolución de un ácido
monoprótico.
3. Calcular el pH de la solución de ácido bórico, utilizada en la práctica.
4. Expresar la ecuación química de la reacción de valoración de HBO2 con una base
fuerte y calcular su constante de equilibrio.
2
5. Investigar la toxicidad de los reactivos utilizados en la práctica, el tratamiento
indicado en caso de intoxicación o derrame, así como la forma segura de eliminar
los desechos obtenidos de la sesión experimental.
SOLUCIONES
Ácido bórico 5x10-3M
Manitol 10% p/v
Indicador Verde de Bromocresol (VBC)
Agua destilada
MATERIAL
5 Tubos de ensayo
1 Gradilla
3 Pipeta graduada de 5 mL
Matraces volumétricos
Espátula
Pizeta
Balanza analìtica
3
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
Experimento A.
a) En un tubo de ensayo agregar 3 mL de la solución de ácido bórico y unas gotas
del indicador VBC. Anotar sus observaciones.
b) En otro tubo de ensayo, agregar 2mL de agua, unas gotas del indicador VBC.
Anotar sus observaciones.
c) Mezclar ambos tubos y anotar sus observaciones.
Experimento B.
a) En un tubo de ensayo agregar 3 mL de ácido bórico y unas gotas del indicador
VBC. Anotar sus observaciones.
b) Agregar en un tubo de ensayo 2 mL de la solución de la solución de manitol, unas
gotas del indicador VBC. Anotar sus observaciones.
c) Mezclar ambos tubos. Anotar sus observaciones.
RESULTADOS
EXPERIMENTO A
OBSERVACIONES
3mL de HBO2 + indicador
2 mL de agua + indicador
mezcla
4
EXPERIMENTO B
OBSERVACIONES
3mL de HBO2 + indicador
2 mL de Manitol + indicador
Mezcla
5
DIAGRAMA ECOLÓGICO:
*Tratamiento de residuos:
Mezclar R1y R2, neutralizar con hidróxido de sodio diluido y desechar directamente en la
tarja.
La solución sobrante de manitol puede ser desechada directamente en la tarja.
DATOS
HBO2
pKa= 9.2
MaBO2-
log1=2.5
Ma2BO2-
log2=4.7
VBC
pKa=4.6
6
Intervalo de pH de vire: 3.8-5.4(amarillo - azul)
MaBO2-
14
12
Ma2BO2-
pH
10
BO2-
8
6
HBO2
4
2
0
1
2
3
4
5
6
pMa
Figura 1. Diagrama de Zonas de Predominio para el sistema BO2’-Ma-H2O, pH’=f(pMa).
7
7
PUNTOS MÍNIMOS PARA EL ANÁLISIS DE RESULTADOS
1. Expresar el equilibrio de disociación del ácido bórico con su correspondiente
constante de acidez.
2. Colocar las especies ácido-base del HBO2 en una escala de predicción de
reacciones como función del pH.
3. Para la solución inicial de HBO2, experimento A, calcular el valor de pH. Justificar
el color del indicador verde de bromocresol.
4. Para el punto 3 del experimento A, calcular el grado de disociación () y el pH.
Explicar el efecto de la dilución sobre la acidez del HBO2.
5. A partir del diagrama de zonas de predominio lineal para las especies de borato en
función del pMa, establecer la especie predominante de boratos en el sistema bajo
las condiciones del punto 3, experimento B.
6. Con la información anterior, establecer el equilibrio representativo de disociación
del HBO2, bajo las condiciones del punto 3, experimento B.
7. Calcular el valor de la constante de acidez condicional, bajo condiciones de
amortiguamiento de Ma.
8. Calcular el grado de disociación () y el pH para el sistema del punto 3,
experimento B.
9. Explicar el significado de la trayectoria del diagrama de zonas de predominio para
el sistema BO2’-Ma-H2O
10. Si se llevara a cabo la valoración de HBO2 en presencia de Ma bajo las
condiciones prescritas, con una base fuerte, calcular su constante de equilibrio
condicional y compararla con la obtenida en el cuestionario previo. Concluir.
8
REFERENCIAS
1. Ringbom, A. (1979). Formación de complejos en Química Analítica. España: Editorial
Alhambra.
2. Rojas Hernández, A. (1991). II Equilibrio Químico de soluciones con medio
amortiguado. México: UNAM-FESC, Colección de Química Analítica.
3. Trejo Córdova, G. Rojas Hernández, A. y Ramírez Silva M. T. (1993). Diagramas de
zonas de Predominio Aplicado al Análisis Químico. México: Universidad Autónoma
Metropolitana.
9
EFECTO DEL AMORTIGUAMIENTO EN COBRE (II) SOBRE LA ACIDEZ
DE LA DISOLUCIÓN DEL ÁCIDO AMINOACÉTICO
OBJETIVO
Analizar el efecto del Cu2+ sobre la acidez de la disolución de un aminoácido en
condiciones de amortiguamiento.
INTRODUCCIÓN
La aplicación de concepto de “amortiguamiento” permite, de una manera simple,
aumentar la cuantitatividad de una reacción química, en sistemas multicomponentes. La
actividad experimental correspondiente a una valoración ácido base, se realizará en la
siguiente sesión; sin embargo, los principios en los que se fundamenta se estudiarán en
esta práctica. Concierne así, en esta ocasión, comprender y diferenciar los términos
siguientes:
1.
Condición de amortiguamiento.
2.
Constante condicional.
Para tal fin, se aprovecharán las propiedades ácido-base de la glicina o ácido
aminoacético y la propiedad de su base conjugada de formar quelatos con algunos
cationes metálicos, como Ag+, Mg2+ y Cu2+, entre otros.
10
CUESTIONARIO PREVIO
1. Definir los conceptos de fuerza, acidez y mencionar los factores que las afectan.
2. Investigar la manera en que se calcula el pH de la disolución de un anfolito en un
sistema ácido–base.
3. Calcular el pH de la solución de glicina, utilizada en la práctica.
4. Expresar la ecuación química de la reacción de valoración de HGli con una base
fuerte y calcular su constante de equilibrio.
indicado en caso de intoxicación o derrame, así como la forma segura de eliminar
los desechos obtenidos de la sesión experimental.
SOLUCIONES
Disolución de glicina 3.3 x 10-3 M.
Disolución de nitrato de cobre (II) 7.0 x 10-2 M
Disolución indicadora de naranja de metilo.
MATERIAL
10 Tubos de ensayo 100 x 10 mm
3 pipetas graduadas de 5 mL
1 gradilla
1 perilla
11
NOTAS DE PREPARACIÓN DE SOLUCIONES
Glicina. Muy soluble en agua, no requiere condiciones de preparación especiales.
Nitrato de cobre. Soluble en agua.
Naranja de metilo. Pesar 50 mg del indicador y disolverlos en 100 mL de agua caliente.
Experimento A.
1. En un tubo de ensayo, agregar 2 mL de la disolución de glicina, y una gota del
indicador naranja de metilo. Anotar sus observaciones.
2. En otro tubo de ensayo, agregar 3 mL de agua y una gota del indicador naranja de
metilo. Anotar sus observaciones.
3. Añadir la disolución de la mezcla agua-indicador al tubo que contiene la disolución
de glicina. Registrar sus observaciones.
Experimento B.
1. En otro tubo de ensayo, agregue 2 mL de la disolución de glicina y una gota del
indicador naranja de metilo. Anotar sus observaciones.
2. En un tubo de ensayo, agregar 3 mL de la disolución de nitrato de cobre, y una
gota del indicador naranja de metilo. Anotar sus observaciones.
3. Añadir la disolución de nitrato de cobre al tubo que contiene la disolución de
glicina. Registrar sus observaciones.
12
RESULTADOS
EXPERIMENTO A
OBSERVACIONES
2mL de glicina + indicador
3 mL de agua + indicador
mezcla
EXPERIMENTO B
OBSERVACIONES
2mL de glicina + indicador
3 mL de Cu(II) + indicador
Mezcla
13
R1, desechar directamente en la tarja
R2, guardar y etiquetar en un frasco de capacidad adecuada. Por ningún motivo verter en
el desagüe soluciones que contengan Cu(NO3)2.
La solución sobrante de glicina puede ser desechada directamente en la tarja.
14
DATOS
La glicina o ácido aminoacético (simbolizada por HGli) es un polvo cristalino, blanco, sin
olor, de sabor dulce, muy soluble en agua, y presenta la estructura química siguiente:
Es capaz de recibir un H+ para formar su ácido conjugado, representado por H2Gli+, y
también de donar un H+ para formar su base conjugada, simbolizado por Gli-.
H2Gli+
pka1= 2.35
CuGlin2-n
log β1= 8.1
pka2= 9.78
Por otra parte, se encuentra que la especie Cu2+ forma con el ion OH- un hidroxocomplejo,
Cu(OH)+, al cual se le asocia un valor log β1= 6.0
El Intervalo de pH de transición del indicador: 3.1 – 4.4 (rojo – amarillo)
La autoionización del agua tiene asociado un valor de pKw= 14.0
pH'
12
Gli-
11
10
CuGli+
9
8
7
6
HGli
5
4
3
2
H2Gli+
1
0
-2
-1
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
pCu(II)
’
Figura 2. Diagrama de Zonas de Predominio para el sistema Gli -Cu(II)-H2O, pH’=f(pCu).
15
1. Expresar los equilibrios de disociación sucesivos del sistema ácido-base de glicina
con sus correspondientes constantes de acidez.
2. Colocar las especies ácido-base de la glicina en una escala de predicción de
reacciones como función del pH.
3. Para la solución inicial de glicina, experimento A, calcular el valor de pH. Justificar
el color del indicador naranja de metilo.
4. Para el punto 3 del experimento A, calcular el pH. Explicar el efecto de la dilución
sobre la acidez de la glicina.
5. A partir del diagrama de zonas de predominio lineal para las especies de glicina en
función del pCu, establecer la especie predominante de glicina en el sistema bajo
las condiciones del punto 3, experimento B.
6. De acuerdo a la respuesta del punto 5, identificar a cuál de los equilibrios ácidobase de la glicina, afecta el amortiguamiento en Cu(II).
7. Con la información anterior, establecer los equilibrios representativos de
disociación sucesivos del sistema ácido-base de glicina.
8. Calcular el valor de las constantes de acidez condicionales, bajo condiciones de
amortiguamiento de Cu(II).
9. Calcular el pH para el sistema del punto 3, experimento B.
10. Explicar el significado de la trayectoria del diagrama de zonas de predominio para
–
el sistema Gli -Cu2+-H2O
11. Si se llevara a cabo la valoración de HGli en presencia de Cu2+ bajo las
condiciones prescritas, con una base fuerte, calcular su constante de equilibrio
condicional y compararla con la obtenida en el cuestionario previo. Concluir.
16
REFERENCIAS
1. Ringbom, A. (1979). Formación de complejos en Química Analítica. España: Editorial
Alhambra.
2. Rojas Hernández, A. (1991). II Equilibrio Químico de soluciones con medio
3. Skoog, D. A. y West D. M., et al. (2005). Fundamentos de Química Analítica (8ª ed.,
Blanco y Correa, J. L, Trad.). México: Thomson. (Trabajo original publicado en 2004).
17
PRÁCTICA TRADICIONAL 1A
DETERMINACIÓN DE Zn (II) EN UNA MUESTRA COMERCIAL
DE ÓXIDO DE ZINC
OBJETIVOS
Justificar el uso del buffer amonio/amoniaco en la valoración del zinc con EDTA.
Determinar el contenido de óxido de zinc en una muestra comercial por medio de una
valoración con EDTA en medio amortiguado amonio/amoniaco
INTRODUCCIÓN
El ácido etilendiaminotetracético (EDTA) es con mucho el agente químico complejante
más utilizado en química analítica. Forma complejos estables de estequiometría 1:1 con la
mayoría de los iones metálicos. Por titulación directa o por una secuencia indirecta de
reacciones, en principio, todos los elementos de la tabla periódica pueden determinarse
con EDTA. Las constantes de formación de la mayoría de los complejos de EDTA son
bastante grandes, y los valores tienden a ser más grandes en el caso de iones metálicos
con mayores cargas iónicas positivas.
Sin embargo, no se debe olvidar el carácter ácido-base que presenta este ligando. De
esta forma sus equilibrios de formación de complejos metálicos se verán seriamente
afectados por el pH. De esta forma puede apreciarse que un complejo Metal-EDTA se
vuelve menos estable a medida que decrece el pH. Para que una reacción de valoración
18
tenga utilidad, se requiere que sea completa o “cuantitativa”. Esto es, su constante de
equilibrio debe ser suficientemente grande.
En algunas ocasiones, el elevar el pH de un sistema para poder llevar a cabo una
valoración con EDTA provoca la precipitación de los hidroxocomplejos del catión. Sin
embargo, es posible utilizar agentes complejantes auxiliares que sirven tanto para fijar el
pH, como para complejar el ión metálico y mantenerlo en solución. Por ejemplo, la
valoración de Zn(II) con EDTA suele efectuarse en un tampón amoniacal, que compleja al
Zn para evitar su precipitación como Zn(OH)2 y al mismo tiempo impone el pH de la
solución.
CUESTIONARIO PREVIO
1. Investigar las propiedades y aplicaciones del óxido de zinc.
2. Investigar los requerimientos óptimos para la cuantificación de iones metálicos con
el uso de EDTA.
3. Establecer las características que debe cumplir un indicador metalocrómico.
4. Explicar el funcionamiento del Negro de Eriocromo T para valoraciones
complejométricas.
5. Investigar la toxicidad de los reactivos utilizados en esta práctica, el tratamiento
por intoxicación o derrame, así como la forma adecuada de desechar los residuos
generados en el procedimiento experimental.
19
SOLUCIONES Y REACTIVOS
HCl 5 M
EDTA (sal disódica) 1x10-2 M
Solución buffer NH4+/NH3 0.2 M y pH=9.0
Indicador Negro de Eriocromo T (NET)
Agua destilada
Solución buffer de pH para calibración
Muestra de ZnO (el alumno debe traerla)
MATERIAL Y EQUIPO
copas tequileras
1 bureta de 25 mL
matraces volumétricos
1 pipeta volumétrica de 20 mL
1 pipeta graduada de 1 mL
Piseta,
Espátula
pH-metro con electrodos
soporte universal completo
balanza analítica
20
1. Preparar la solución buffer NH4+/NH3 0.2 M y pH=9.0
2. Pesar la cantidad de óxido de zinc necesario para preparar una solución de Zn(II)
de concentración 10-2 M, adicionarle gota a gota la cantidad mínima de HCl 5 M
necesaria para disolverlo completamente.
3. Llevar al volumen de aforo con la solución buffer preparada en el inciso 1.
4. Preparar la solución de EDTA de concentración 10-2 M, disolviendo y llevando al
volumen de aforo con la solución buffer preparada en el inciso 1
5. Valorar 5 mL de la solución de Zn(II) con la solución de EDTA, empleando NET
como indicador de fin de valoración. Realizar la valoración por triplicado.
RESULTADOS
g de muestra
VALORACIONES
VALORACIÓN
Volumen de Vire
1
2
3
21
R1, diluir en agua y desechar directamente en el desagüe.
Las soluciones sobrantes de Buffer, EDTA y Zn(II) también podrán ser desechadas
directamente en el desagüe.
22
DATOS
Zn(NH3)n2+
log1=2.27, log2=4.61, log3=7.01, log4=9.06
Zn(OH)n2-n
log1=4.4, log3=14.4, log4=15.5
NH4+
pKa=9.25
ZnY2-
pKc=16.5
ZnHY-
pKa=3.0
H4Y
pKa1=2.0, pKa2=2.7, pKa3=6.2, pKa4=10.3
NET
pZntrans= 6.24 (rojo-azul)
4
pNH3’
3
Zn+2
Zn(OH)3+
Zn(OH)4+2
2
1
0
Zn(NH3)4+2
-1
-2
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
pH
Figura 3. Diagrama de Zonas de Predominio para el sistema Zn(II)-NH3’-H2O, pNH3’=f(pH).
23
1. De acuerdo al Diagrama de Zonas de Predominio; conociendo la concentración
del buffer de amonio/amoniaco y el pH, determinar cuál es la especie
predominante de Zn(II) a las condiciones experimentales.
2. Con base en las condiciones de amortiguamiento, establecer los diagramas de
zonas de predominio (DZP) lineales en función del pH, y determinar las especies
predominantes de EDTA (Y’’) y del complejo ZnY’’ a las condiciones
experimentales.
3. Con la información de los puntos anteriores, expresar la reacción de valoración.
4. Calcular las constantes de equilibrio termodinámica y bicondicional.
5. Establecer la Tabla de Variación de Cantidades Molares para la valoración.
6. Calcular el valor de pZn’’ en el punto de equivalencia.
7. Determinar el error cometido al usar el NET como indicador de fin de valoración.
8. Explicar el funcionamiento del indicador y los colores observados empleando el
DZP y la EPR, además de escribir la reacción representativa de detección del
punto final.
9. Determinar el contenido de ZnO, expresado en %p/p, en la muestra comercial.
REFERENCIAS
1. Day, R. A. y Underwood, A. L. (1989) Química Analítica Cuantitativa (5a ed; M.C.
Arroyo Espinosa, Trad.). México: Pearson.
2.
Ringbom, A. (1979). Formación de complejos en Química Analítica. España:
Editorial Alhambra.
24
PRÁCTICA TRADICIONAL 1B
DETERMINACIÓN CUANTITATIVA DE ÁCIDO BÓRICO EN UNA
MUESTRA DE USO OFTÁLMICO
OBJETIVO
Determinar la concentración de ácido bórico en una disolución de uso oftálmico a través
de una curva de valoración ácido base, a fin de destacar la importancia de las condiciones
de amortiguamiento en el análisis químico.
INTRODUCCIÓN
Muchas
muestras
industriales,
biológicas,
farmacéuticas
y
naturales
presentan
propiedades ácido-base. Su contenido ácido o básico puede cuantificarse en medio
acuoso mediante una valoración con una disolución patrón. Sin embargo, la
cuantitatividad de la reacción depende tanto de la constante de equilibrio como de la
concentración inicial del analito. En este sentido, la reacción de valoración del ácido
bórico con una base fuerte, es poco cuantitativa y el punto de equivalencia no puede ser
detectado con precisión. La presencia en el sistema de compuestos polialcohólicos
(manitol, dextrosa o sorbitol) que actúan como agentes complejantes del ión borato,
pueden alterar significativamente la acidez del ácido bórico, de forma tal que pueda ser
valorado con una cuantitatividad suficiente con una base fuerte. Asimismo, el efecto de la
concentración de estos reactivos complejantes en el sistema de valoración es
25
determinante, debido a la baja estabilidad de este tipo de complejos. Por tal motivo, en
esta práctica se evidenciará particularmente el aumento de la acidez del ácido bórico
causado por el efecto complejante del manitol a través de su titulación con una base
-
fuerte. Se utilizará el diagrama de zonas de predomino del sistema BO2 /Ma/H2O para
explicar este comportamiento.
CUESTIONARIO PREVIO
1. Calcular el grado de disociación de una solución 10-3M de ácido bórico y con éste,
calcular el pH.
2. Expresar la reacción de valoración de ácido bórico con una base fuerte y calcular
su Keq.
3. Si se valoran 10mL de la solución anterior de ácido bórico con hidróxido de sodio
0.005M, calcular la cuantitatividad de la reacción de valoración.
4. Calcular el pH del punto de equivalencia para la valoración de la pregunta 3.
5. ¿Qué características debe cumplir un indicador ácido base para ser utilizado en
una valoración? Traer una tabla de indicadores ácido base con información de
intervalos de transición de pH y su preparación (puede incluir fotocopia).
6. Mencionar un indicador ácido base adecuado para la titulación anterior, así como
las razones que justifican su elección.
7. Establecer el procedimiento para la estandarización de una solución de hidróxido
de sodio.
8. Investigar la toxicidad de los reactivos utilizados en esta práctica, el tratamiento
por intoxicación o derrame, así como la forma adecuada de desechar los residuos
generados en el procedimiento experimental.
26
Manitol en disolución 0.5 M
NaOH en disolución 0.01M
Buffer para calibración del potenciómetro
Biftalato de potasio
Muestra problema que el grupo traerá (Ejemplo: Solución oftálmica Lav Ofteno,
Laboratorios Sofía)
MATERIAL
Potenciómetro con electrodo combinado de pH
Agitador magnético
Soporte universal con pinzas
1 Espátula
1 Piseta con agua destilada
1 Matraz volumétrico de 100mL
1 Pipeta volumétrica de 2mL
2 Pipeta volumétrica de 10mL
2 Pipetas volumétricas de 5mL
1 Bureta graduada de 25mL
3 Vasos de precipitados de 50mL
27
1. Realizar la calibración del potenciómetro para la medición de pH.
2. Preparar las disoluciones de manitol y de NaOH.
3. Un equipo de trabajo, procederá a estandarizar por triplicado la disolución de
NaOH 0.01 M con un patrón primario.
4. Tomar una alícuota de 2 mL de la muestra (frasco c/250 mL) y llevar al aforo de
100 mL (disolución A). Esta disolución servirá para todo el grupo.
MÉTODO A. Sin condiciones de amortiguamiento.
1. De la disolución A, tomar una alícuota de 10 mL y colocarla en un vaso de
precipitados de 50 mL y añadir 10 mL de agua destilada.
2. De acuerdo al contenido de ácido bórico indicado en la etiqueta del producto,
calcular el volumen de punto de equivalencia que se espera obtener.
3. Proceder a titular potenciométricamente con NaOH estandarizado, realizar las
adiciones en incrementos de 0.5 mL; hasta un total de 10mL. En la cercanía al
punto de equivalencia añadir en incrementos más pequeños de acuerdo con la
precisión de la bureta.
4. Graficar simultáneamente los valores de pH como función del volumen de
valorante agregado.
5. Detener la valoración hasta añadir aproximadamente el doble del volumen de
punto de equivalencia.
28
MÉTODO B. Bajo condiciones de amortiguamiento.
1. De la disolución A, tomar una alícuota de 10 mL y colocarla en un vaso de
precipitados de 50 mL, añadir 5 mL de la disolución de manitol 0.5M y adicionar 5
mL de agua destilada.
2. Proceder a titular potenciométricamente con NaOH 0.01M, realizar adiciones de
titulante en incrementos de 0.5 mL; en la cercanía al punto de equivalencia,
adicionar cuidadosamente volúmenes más pequeños de acuerdo con la precisión
de la bureta. Detener la valoración hasta añadir el doble del volumen de punto de
equivalencia aproximadamente. Superponer el gráfico pH= f (Vol. de titulante
añadido) de esta titulación con el gráfico de la curva de valoración sin condiciones
de amortiguamiento. Proceder a comparar ambos gráficos y discutir entre los
integrantes de su equipo de trabajo, cuál de los métodos (A o B) se elegiría para
seguir la titulación de manera visual con indicador.
3. Utilizar una tabla de indicadores visuales ácido base y seleccionar un indicador
para la titulación elegida.
4. Proceder a titular con indicador.
29
RESULTADOS
Estandarización de NaOH
g de biftalato de potasio
Volumen de Vire
[NaOH]
Promedio
VALORACIONES REALIZADAS
Volumen de
mL Gastados
PE
NaOH ______ M
Método
OBSERVACIONES
A
B
Indicador
Indicador elegido: ________________________
30
VALORACIÓN A
Volumen de
NaOH
VALORACIÓN B
Volumen de
NaOH
pH
31
pH
VALORACIONES DE HBO2 CON NaOH EN PRESENCIA Y AUSENCIA DE MANITOL
32
Mezclar R1 y R2, ajustar el pH en el intervalo de 5.5-10 con ácido acético diluido y
verter en el desagüe.
La solución restante preparada a partir de la muestra de uso oftálmico, puede ser
desechada directamente en la tarja.
33
DATOS
Peso Molecular del ácido bórico H3BO3 61.83 g / mol
Peso Molecular del manitol C6H14O6 182.17 g / mol (represéntese por Ma)
HBO2 pKa= 9.2
pKw=14.0
(Ma)nBO2-
log1=2.5
log2= 4.7
pH'
MaBO2-
10
9.5
9
BO2-
Ma2BO2-
8.5
8
7.5
7
6.5
6
5.5
HB02
5
4.5
4
3.5
3
2.5
2
1.5
1
0.5
0
0
1
2
3
4
pMa
‘
5
Figura 2. Diagrama de Zonas de Predominio para el sistema BO2 -Ma-H2O, pH’=f(pMa).
34
1.
Establecer la reacción de valoración del método A, y calcular su constante de
equilibrio.
2.
Comparando las curvas obtenidas para los métodos A y B, concluir sobre el
método más adecuado para la cuantificación de ácido bórico. Justificar la respuesta.
3.
Con
el
volumen
de
punto
de
equivalencia
del
método
B
seguida
potenciométricamente, calcular la concentración de ácido bórico en la muestra.
4.
Con el volumen de vire del indicador determinar el error cometido con este
método.
5.
Para el método B, identificar y explicar cuál es la condición de amortiguamiento.
Establecer el Diagrama de Zonas de Predominio lineal para las especies de boratos,
como función del pMa, e identificar la especie predominante de boratos, bajo la
condición de amortiguamiento.
6. A través del uso del DZP de la figura 2, deducir el par conjugado ácido-base y
calcular su constante de acidez condicional, pKa’. Con esto, construir una escala de
pH de predicción de reacciones.
7. Expresar la reacción de valoración en el método B y calcular su correspondiente
constante condicional.
8. A partir de los valores de pH inicial en ambos métodos, analizar el efecto que tiene
el manitol sobre la acidez de la disolución del ácido bórico.
9. Concluir sobre las ventajas de utilizar un amortiguamiento en manitol para la
cuantificación de ácido bórico.
35
REFERENCIAS
3. Secretaría de Salud (2004). Farmacopea de los Estados Unidos Mexicanos. (8ª,
Ed.). México: Comisión permanente FEUM.
5.
Editorial Alhambra.
6.
Rojas Hernández, A. (1991). II Equilibrio Químico de soluciones con medio
7. Schenk, G. H., Hahn, R. B., Hartkopf, A (1984). Química Analítica Cuantitativa.
México: C.E.C.S.A.
36
Unidad II
Equilibrio químico de
solubilidad y precipitación
37
SOLUBILIDAD DE Ag(I) EN FUNCIÓN DEL pH Y
DE DIFERENTES AGENTES COMPLEJANTES
OBJETIVO
Analizar el efecto de la acidez del medio acuoso en la solubilidad molar de algunos
compuestos insolubles de plata, bajo condiciones de amortiguamiento múltiple.
INTRODUCCIÓN
El interés por el estudio de los equilibrios de precipitación y solubilidad radica en sus
múltiples aplicaciones en diversos campos de la Química. Entre estas aplicaciones se
encuentran:
-
La identificación de especies químicas que pueden formar sustancias sólidas insolubles
con características específicas.
-
La separación selectiva de especies químicas con base en diferencias de solubilidad.
-
La determinación cuantitativa de especies químicas.
Los equilibrios de precipitación y de solubilidad en disoluciones acuosas implican la
presencia de dos o más fases; de éstas, una es la líquida (disolución acuosa) y la fase o
las fases sólidas constituidas por sustancias capaces de entrar a la solución por el
proceso de disolución, ya sea como especies cargadas eléctricamente (iones) o como
especies neutras (moléculas).
38
Un equilibrio de solubilidad es aquel en el cual una especie sólida al disolverse en una
fase líquida, se incorpora a ésta en forma de moléculas y/o iones. Estos últimos, guardan
la misma relación estequiométrica que en el sólido. Por ejemplo:
AgCl  Ag+ + Cl-
En las disoluciones las partículas presentes son del orden atómico, iones o moléculas
pequeñas (0.1-1.0 nm). Son estables a la gravedad, transparentes y a menudo
coloreadas, y sus componentes no pueden ser separados por filtración. Las disoluciones
pueden ser saturadas o no saturadas. Si al preparar una disolución manteniendo una
temperatura constante, el soluto alcanza la concentración máxima que el equilibrio
permite, a la disolución así constituida se le llama disolución saturada. Si en estas
condiciones se adiciona más soluto, éste permanece sin disolverse y se establece un
equilibrio entre el sólido presente y la disolución, es decir, el mismo número de partículas
que pasan del sólido al líquido lo hacen del líquido al sólido. La concentración de una
sustancia correspondiente a su disolución saturada es llamada: solubilidad. Cuando en
una disolución, el soluto tiene una concentración inferior a la correspondiente a la
solubilidad, la disolución se conoce como no saturada y por lo tanto no se puede afirmar
que ésta se encuentre en equilibrio con el sólido.
Para los compuestos poco solubles, y en particular para los que al disolverse forman
iones, es decir los que se comportan como electrolito, se aplican las leyes del equilibrio
químico y en particular la constante del producto de solubilidad, representada por Ks. Por
lo que respecta a la solubilidad para estos compuestos, se anota como “S” y las unidades
más frecuentes son: cantidad de sustancia/unidad de volumen (mol/L). La solubilidad
39
depende de la composición de la fase líquida y de la temperatura, por lo que deben
especificarse estas condiciones.
La precipitación puede considerarse el fenómeno contrario a la disolución. En ella el
sólido, al que se reconoce como precipitado, se separa de una disolución homogénea
(una sola fase) por interacción entre las especies presentes, y se llega a conformar un
sistema de dos fases (el precipitado y la disolución).
CUESTIONARIO PREVIO
1. Enlistar y explicar los factores que afectan la solubilidad de una sustancia.
2. ¿Cómo afecta un agente enmascarante y uno precipitante, a la solubilidad de un
compuesto poco soluble?
3. ¿Qué significado físico tiene el pM’ de saturación?
4. ¿Cuál es el significado de la trayectoria en los Diagramas de Existencia
Predominio?
indicado en caso de intoxicación, así como la forma segura de eliminar los
desechos obtenidos de la sesión experimental.
AgNO3 10-3 M
NaCl 0.23 M
NH4OH R.A.
En frascos goteros:
NaOH 2 M
HNO3 2 M
40
MATERIAL Y EQUIPO
Vasos de precipitados de 50 mL
Pipetas graduadas: 1 mL, 10 mL y 5 mL
Papel indicador de pH
Agitador magnético
Barra magnética
Piseta
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:
PRIMERA PARTE
1. Verter en un vaso de precipitados 10 mL de la solución de Ag(I). Observar sus
características y registrar el pH de la solución.
2. Añadir gota a gota solución concentrada de NaOH, observar los cambios ocurridos
en el sistema y registrar el pH.
3. Añadir gota a gota HNO3 concentrado, observar los cambios ocurridos en el
sistema y registrar el pH.
SEGUNDA PARTE
1. Verter en un vaso de precipitados 10 mL de la solución de Ag(I) y con una pipeta
adicionar 0.5 mL de la solución de NaCl. Observar los cambios ocurridos y
registrar el pH de la solución.
2. Con el sistema resultante repetir los incisos 2 y3 de la primera parte.
TERCERA PARTE
1. Verter en un vaso de precipitados 10 mL de la solución de Ag(I), con una pipeta
adicione 0.5 mL de la solución de NaCl y con otra pipeta realizar la adición de 0.8
41
mL de NH3 concentrado. Observar los cambios ocurridos y registrar el pH de la
solución.
2. Con el sistema resultante repetir los puntos 2 y 3 de la primera parte.
RESULTADOS
PRIMERA PARTE
pHs DEL SISTEMA Y OBSERVACIONES
10 mL de Ag(I)
10 mL de Ag(I) + gotas de NaOH
10 mL de Ag(I) + gotas de NaOH+ gotas
de HNO3
SEGUNDA PARTE
10 mL de Ag(I)+0.5 mL NaCl
10 mL de Ag(I) + 0.5 mL NaCl +gotas de
NaOH
10 mL de Ag(I) +0.5 mL NaCl +gotas de
NaOH+ gotas de HNO3
TERCERA PARTE
10 mL de Ag(I)+0.5 mL NaCl+0.8 mL de
NH3 concentrado
NH3 concentrado+ gotas de NaOH
NH3 concentrado+ gotas de NaOH+ gotas
de HNO3
42
Mezclar R1, R2 y R3, con los restos de la solución inicial de AgNO3; resguardar en un
contenedor apropiado al volumen y etiquetado como “residuos de plata” para su posterior
tratamiento.
Las soluciones restantes de NaOH y HNO3, mezclarlas con precaución para neutralizar, y
posteriormente verter en la tarja.
43
DATOS
Ag(OH)n1-n
log1=2.3, log2=3.6, log3=4.8
Ag(Cl)n1-n
log1=2.9, log2=4.7, log3=5.0, log4=5.9
Ag(NH3)n+
log1=3.4, log2=7.4
AgOH
pKs=7.71
AgCl
pKs=9.752
NH4+
pKa=9.25
8
AgOH Ag(OH)2
7
6
Ag(OH)32-
Ag+
5
4
pAg’
3
2
AgOH(s)
1
0
-1
-2
0
2
4
6
8
10
12
pH
Figura 4. Diagrama de Existencia Predominio (DEP) para Ag(I). pAg’sat=f(pH).
44
14
AgOH
12
pAg'
10
Ag(OH)2-
AgCl
8
Ag(OH)3-2
6
4
AgCl
2
AgOH
0
10
11
12
13
14
15
pH
16
-2
Figura 5. Diagrama de Existencia Predominio (DEP) para Ag(I)’’. pAg’’sat=f(pH) a pCl’=2.0.
12
AgCl
10
Ag(NH3)2+
Ag(OH)3-2
pAg'''
8
6
4
AgCl
2
0
2
4
6
8
-2
-4
10
12
14
AgOH
0
16
18
pH
Figura 6. Diagrama de Existencia Predominio (DEP) para Ag(I)’’’. pAg’’’sat=f(pH) a pCl’=2.0 y pNH3’=0.0.
45
PUNTOS MÍNIMOS DEL REPORTE
1. Para la primera parte, de acuerdo a las observaciones experimentales, establecer
a cada valor de pH estimado, si existe o no la presencia de precipitado y justificarlo
con ayuda del Diagrama de Existencia Predomino de Ag(I)’ de la Figura 4.
2. Plantear el equilibrio generalizado de precipitación, y para cada valor de pH el
equilibrio representativo, calculando el valor de [Ag(I)’]sat.
3. Para la segunda parte experimental, establecer los amortiguamientos impuestos
en este sistema.
4. Analizar el efecto de los cloruros en la precipitación de Ag(I)’’.
5. Bajo
las
condiciones
experimentales
impuestas,
establecer
el
equilibrio
generalizado de precipitación a segundo orden, y para cada valor de pH estimado,
el equilibrio representativo de precipitación. Justificar la presencia o no de
precipitado de acuerdo al Diagrama de Existencia Predomino para Ag(II)’’ de la
Figura 5.
6. Para cada valor de pH, calcular el valor de [Ag´´]sat.
7. Para el tercer experimento, Establecer los amortiguamientos impuestos en este
sistema.
8. Analizar el efecto del NH3’ en la solubilidad de la plata.
9. Bajo
las
condiciones
experimentales
impuestas,
establecer
el
equilibrio
generalizado de precipitación a tercer orden, y el equilibrio representativo a cada
valor de pH estimado. Justificar la presencia o no de precipitado de acuerdo al
Diagrama de Existencia Predomino para Ag(II)’’’ de la Figura 6.
10. Para cada valor de pH, calcular el valor de [Ag´´´]sat.
11. Concluir sobre el efecto de agentes enmascarantes y precipitantes en la
solubilidad de los iones metálicos.
46
REFERENCIAS
1. Ringbom, A. (1979). Formación de complejos en Química Analítica. España:
Editorial Alhambra.
2. Charlot, G. (1980) Curso de Química Analítica General (1a. reimpresión de la 1a.
edición en español; S. Vicente Pérez, Trad.). Barcelona, España: Toray-Masson,
S. A. (Trabajo original publicado en 1967)
47
SOLUBILIDAD Y PRECIPITACIÓN
DE CLORURO DE PLATA Y CROMATO DE PLATA
OBJETIVOS
Comprender y analizar los conceptos de: solubilidad, equilibrio de solubilidad, equilibrio de
precipitación y constante de solubilidad.
Predecir el orden de precipitación cuando se cuenta con una mezcla de aniones (sistema
multirreaccionante).
INTRODUCCIÓN
Se pretende estudiar el equilibrio químico de solubilidad y precipitación a través de la
formación experimental de precipitados en medio acuoso, lo que permitirá al estudiante
comprender el concepto de solubilidad e incluso predecir el orden de precipitación en un
sistema multirreaccionante. De esta manera, el estudiante podrá familiarizarse con la
aplicación de estos conceptos en condiciones de amortiguamiento.
CUESTIONARIO PREVIO
1. ¿Qué es la solubilidad de una sustancia?
2. ¿Qué es una solución no saturada, saturada y una sobresaturada?
3. ¿Qué es un agente precipitante?
4. En procesos de precipitación, ¿cuál es la función de un agente enmascarante?
5. ¿De qué colores son el cloruro de plata y el cromato de plata?
48
En frascos goteros:
10 mL de Cromato de Potasio 0.01 M
10 mL de Nitrato de Plata 0.01 M
10 mL de Cromato de Potasio 10 – 4 M
10 mL de Nitrato de Plata 10 – 4 M
10 mL de Cloruro de Sodio 0.01 M
Agua destilada
MATERIAL Y EQUIPO
1 gradilla
6 tubos de ensaye
1 piseta
3 vasos de precipitado de 50 mL
4 pipetas graduadas de 1 mL
Espátula
Balanza analítica
49
PRIMERA PARTE: Obtención de precipitados
1. Verter en un tubo de ensaye 10 gotas de solución 10–2 M de Cromato de Potasio
(K2CrO4) y agregar gota a gota solución 10–2 M de Nitrato de Plata (AgNO3). Agitar
continuamente y registrar los cambios físicos.
2. Verter en un tubo de ensaye 10 gotas de solución 10–2 M de Cloruro de sodio
(NaCl) y agregar gota a gota solución 10–2 M de Nitrato de Plata (AgNO3). Agitar
continuamente y registrar los cambios físicos.
SEGUNDA PARTE: Predicción del orden de precipitación
SISTEMA 1:
En un tubo de ensaye, mezclar 10 gotas de K2CrO4 10–2 M y 10 gotas de
NaCl 10–2 M. Agregar a esta mezcla, poco a poco, AgNO3 10–2 M. Anotar
los cambios físicos observados y registrar el volumen de nitrato de plata
que se adiciona hasta obtener la aparición del segundo precipitado.
SISTEMA 2:
En un tubo de ensaye mezclar 10 gotas de K2CrO4 10–2 M con 1 gota de
NaCl 10–2 M. Agregar a este sistema, poco a poco, AgNO3 10–2 M. Anotar
SISTEMA 3:
En un tubo de ensaye mezclar 1 gota de K2CrO4 10–2 M y 10 gotas de
NaCl 10–2 M. Agregar a este sistema, poco a poco, AgNO3 10–2 M. Anotar
50
RESULTADOS
PRIMERA PARTE
CAMBIOS FÍSICOS OBSERVADOS
10 gotas K2CrO4 10-2 M + gotas AgNO3 10-2 M
10 gotas NaCl 10-2 M + gotas AgNO3 10-2 M
SEGUNDA PARTE
CAMBIOS FÍSICOS OBSERVADOS
SISTEMA 1: 10 gotas K2CrO4 10-2 M+10 gotas
NaCl 10-2 M+ AgNO310-2 M
SISTEMA 2: 10 gotas K2CrO4 10-2 M+1 gota
NaCl 10-2 M+ AgNO310-2 M
SISTEMA 3: 1 gota K2CrO4 10-2 M+10 gotas
NaCl 10-2 M+ AgNO3 10-2 M
51
52
Mezclar R1, R2, R3, R4 y R5. Verter en un recipiente etiquetado: “Residuos de Plata”. No
desechar en el desagüe.
53
DATOS
Ag2CrO4 
pKs = 11.92
AgCl 
pKs = 9.74
Nota: Considerar que una gota equivale a 0.05 mL
1. Calcular las solubilidades molares del Ag2CrO4 y AgCl.
2. De acuerdo con las solubilidades molares, explicar cuál de los precipitados de
plata es el más insoluble.
3. Calcular la concentración mínima de Ag+ necesaria, para que empiece a precipitar
el AgCl y el Ag2CrO4 en cada sistema de la tercera parte experimental. Justificar el
orden de precipitación.
REFERENCIAS
2.
Editorial Alhambra.
54
DETERMINACIÓN GRAVIMÉTRICA DE ALUMINIO
COMO OXINATO DE ALUMINIO
OBJETIVO
Cuantificar el contenido de aluminio en una muestra de papel aluminio comercial, por un
método gravimétrico.
INTRODUCCIÓN
El análisis gravimétrico abarca una variedad de técnicas en las que la masa de un
producto se utiliza para determinar la cantidad original de analito (esto es, la especie que
se analiza). Puesto que la masa puede medirse con gran exactitud, los métodos
gravimétricos se encuentran entre los más exactos de la Química Analítica.
El análisis gravimétrico se basa en la formación de un producto que se pueda pesar y
cuya masa puede relacionarse con la del analito. Frecuentemente un ion se precipita
mediante la adición de un contraión apropiado. El producto ideal sería insoluble,
fácilmente filtrable, puro y de composición conocida. Si bien pocas sustancias reúnen
todas estas condiciones, el uso de técnicas apropiadas puede ayudar a optimizar las
propiedades de los precipitados gravimétricos.
Las medidas que se toman para reducir la sobresaturación y favorecer la formación de
partículas grandes y fácilmente filtrables incluyen: (1) elevación de la temperatura durante
55
la precipitación, (2) adición lenta y mezcla vigorosa de los reactivos, (3) mantenimiento de
un gran volumen de solución y (4) precipitación en un medio homogéneo.
La formación de coloides es particularmente indeseable en el análisis gravimétrico.
Después de que se forma un precipitado, por lo común se procede a su digestión en la
solución madre, a temperatura elevada para favorecer el crecimiento cristalino y la
recristalización. Posteriormente, todos los precipitados se filtran y se lavan; algunos deben
lavarse con un electrólito volátil para evitar la peptización. En el último paso, el precipitado
se calienta hasta sequedad o se calcina para obtener una composición estable y
reproducible. Todos los cálculos gravimétricos se encaminan a relacionar los moles del
producto con los del analito.
CUESTIONARIO PREVIO
1.
¿Qué es el análisis gravimétrico?
2. ¿Cómo se pone a peso constante un recipiente?
3. Investigar las propiedades físicas y químicas del oxinato de aluminio.
4. Enumerar las etapas esenciales del Análisis Gravimétrico y mencionar algunos
ejemplos de otras determinaciones gravimétricas comúnmente empleadas
56
Muestra de aluminio
25 mL de Oxina al 2.5%
(pesar la cantidad necesaria, agregar un poco de agua y
después adicionar 0.5 – 0.7 mL de HCl R.A.)
25 mL Acetato de Amonio al 2%
10 mL Acetato de Amonio al 1% (preparado a partir del acetato de amonio al 2%)
HCl R. A.
10 mL HCl 2 M
10 mL Amoníaco 1:1
Agua destilada
MATERIAL Y EQUIPO
3 vasos de precipitados 50 mL
2 pipetas graduadas 5 mL
1 matraz aforado 25 mL
2 pipetas volumétricas 5 mL
2 matraces aforados 10 mL
1 vaso de precipitados 200 mL
2 pipetas volumétricas 20 mL
57
3 vasos de precipitados 50 mL
1 embudo de filtración de vidrio sinterizado (si no se cuenta con él, se puede emplear
papel filtro Whatman No. 2 y un embudo buchner)
Desecador
Balanza analítica
1 Parrilla
1 Termómetro
1 matraz kitasato
tiras de papel pH
Estufa
PRIMERA PARTE: Tratamiento de la muestra
De la muestra problema pesar la cantidad necesaria para la preparación de 25 mL de una
solución de [Al(III)]  0.1 M. Disolver con un poco de agua y la mínima cantidad de ácido
clorhídrico, siempre utilizando la campana de extracción. Una vez disuelto, aforar.
A partir de esta solución preparar 100 mL de [Al(III)]  5.X 10-3 M, aforando con agua
destilada.
58
SEGUNDA PARTE: Precipitación de Aluminio
En un vaso de precipitados apropiado vaciar los 100 mL de [Al(III)]  5 X 10-3 M, añadir
amoniaco 1:1, gota a gota, hasta apreciar el inicio de la precipitación. Una vez que esto
ocurra, agregar ácido clorhídrico 2 M hasta que el precipitado se disuelva. Con una tira de
papel pH medir y registrar el valor.
Agregar 20 mL de la solución de oxina (2.5%). Calentar la solución a 70°C y añadir
lentamente con agitación 20 mL de acetato de amonio (2%) y medir el pH de la solución.
Calentar hasta justo antes de que hierva y dejar el vaso en la parrilla para continuar con el
calentamiento durante media hora.
Una vez transcurrido el tiempo, verificar que la precipitación haya sido completa,
agregando 1 o 2 gotas de oxina y observar atentamente la formación de sólido. En caso
de que esto ocurra la precipitación no ha sido cuantitativa, por lo que se deberá adicionar
nuevamente oxina para asegurar la precipitación completa del aluminio.
TERCERA PARTE: Cuantificación de Aluminio
Dejar enfriar el sistema a 50° C o bien a temperatura ambiente (si el tiempo así lo
permite). El precipitado obtenido se filtra empleando el embudo de vidrio sinterizado el
cual ha sido previamente puesto a peso constante. La filtración de preferencia hay que
hacerla sin aplicar vacío, solo en caso de que ésta sea muy lenta se puede aplicar pero
muy suavemente. Cuidar que todo el sólido pase al embudo.
Posteriormente se lava el sólido con acetato de amonio al 1% y finalmente con agua
destilada fría. Secar en la estufa a 140° – 150° C hasta peso constante.
59
Se deduce el peso del oxinato de aluminio, para realizar los cálculos necesarios y
determinar el porcentaje de aluminio en la muestra original.
Entregar en el reporte el sólido obtenido en una bolsa de plástico, debidamente
etiquetado.
RESULTADOS
g muestra de aluminio
g oxinato de aluminio
60
61
Mezclar R1 y R2, ajustar el pH en el intervalo de 5.5-10 y verter en el desagüe.
La solución restante de aluminio preparada a partir de la muestra, puede ser desechada
directamente en la tarja.
DATOS
Al(Ox)n3 – n
log3=27
Al(Ox)3
pKs=32.3
H2Ox
pKa’s = 5.0, 9.7
Al(Ox)3
P.M=458.97g/mol
Al
P.A= 26.97 g/mol
62
8
Al(Ox)3
6
Al(OH)4 -
4
pAlsat’'
2
Al(Ox)3 
Al3+
0
-2 0
2
4
6
8
10
14
pH
-4
Al(OH)3 
-6
-8
12
Al(OH)3 
-10
-12
Figura 7. Diagrama de Existencia Predominio para Al (III), pAlsat’’=f(pH), a pOx’=1.6
1. Definir el valor de pH y pOx’ impuestos en el sistema.
2. Escribir el equilibrio generalizado de precipitación de aluminio.
3. Escribir el equilibrio representativo de precipitación y calcular la Kp’’ a las
condiciones impuestas.
4. Con la masa de sólido obtenido, calcular el contenido de aluminio en la muestra
problema (%p/p).
5. Plantear el estado de equilibrio del sistema y calcular la solubilidad condicional.
6. A las condiciones impuestas en el sistema, calcular la [Al’’]sat; con este dato y con
el apoyo del DEP, demostrar que la precipitación es cuantitativa.
63
REFERENCIAS
2.
Editorial Alhambra.
3. Orozco, F. D. (1985) Análisis Químico Cuantitativo (16a ed.) México: Porrúa.
64
Unidad III
Equilibrio químico redox
65
SESIÓN TEÓRICA PRÁCTICA 3
INFLUENCIA DEL pH EN EL EQUILIBRIO REDOX
OBJETIVO
Analizar el efecto de la acidez en la espontaneidad de los procesos redox de anfolización
y dismutación.
INTRODUCCIÓN
En todas las reacciones hasta ahora consideradas, el estado de oxidación de todos los
elementos que intervenían en ellas permanecía constante. Por el contrario, en las
reacciones de oxidación-reducción (reacciones redox), existe un intercambio de
electrones, lo que implica un cambio en el estado de oxidación. Por ejemplo, en la
reacción:
Cu2+ + Znº  Cuº + Zn2+
Para el proceso tal cual está escrito, el número oxidación del cobre cambia de 2+ a cero,
así como el del zinc que cambia de cero a 2+. Las reacciones redox pueden separarse en
dos semirreacciones o reacciones parciales, una oxidación o pérdida de electrones, y una
reducción o ganancia de electrones. En el caso de la reacción anterior, las dos
semirreacciones son:
Cu2+ + 2e-  Cuº
Znº  Zn2+ + 2e-
66
(reducción)
(oxidación)
Puede decirse que una reacción redox tiene lugar entre un agente oxidante y un agente
reductor. Por agente oxidante se designa una sustancia que hace que tenga lugar una
oxidación, a la par que ella misma se reduce. Agente reductor será aquella sustancia que
da lugar a una reducción, siendo ella misma oxidada. Cada semirreacción posee un
potencial normal E° asociado a ella, por ejemplo:
Cu2+ + 2e-  Cuº
Eº=0.34 V
Zn2+ + 2e  Znº -
Eº=-0.76 V
El valor de E° de una semirreacción es una medida de la tendencia que presenta la
reacción a desplazarse hacia la derecha y es característico de cada semirreacción en
particular y de las concentraciones de las especies involucradas en la misma. La ecuación
de Nernst relaciona estas variables. No obstante, hasta el momento no se ha tomado en
cuenta el efecto de la hidrólisis de los iones metálicos, por ejemplo el cobre en disolución
acuosa puede comportarse como ácido:
Cu2+ + H2O  CuOH+ + H+
Cuando el pH es muy elevado, el Cu+2 desaparece para formar CuOH+ , y por lo tanto la
semirreacción presentada anteriormente cambia, en consecuencia el E° se ve alterado:
CuOH+ + H+ + 2e-  Cuº + H2O
Eº= 0.58 V
CUESTIONARIO PREVIO
1. Definir el significado de potencial normal Eº y mencionar las condiciones en las
que se determina.
67
2. Expresar la semirreacción que involucra a las siguientes especies químicas de
cada par redox:
Par redox:
IO3– / I –
Par redox
I3–/ I –
3. Definir oxidante, reductor y anfolito redox y con base en esto, clasificar a las
especies IO3– , I3–, I –
4. Expresar las ecuaciones de Nernst para cada par redox de la pregunta 2.
5. Investigar en qué consiste una yodometría y una yodimetría. Mencionar tres
analitos que sean determinados por cada método.
SOLUCIONES Y REACTIVOS:
KIO3 10-2 M
NaI 10-1M
HCl 0.1 M
NaOH 0.1 M
Agua destilada
MATERIAL Y EQUIPO:
6 Tubos de ensayo
4 Pipetas graduadas de 5 mL
Papel indicador de pH
68
1 Gradilla
1 Piseta
PRIMERA PARTE
1. Verter en un tubo de ensayo 1.0 mL de una solución de yodato, medir el pH inicial
y agregar ácido clorhídrico gota a gota. Anotar las observaciones.
2. Verter en un tubo de ensayo 1.0 mL de una solución de yodato, agregar gota a
gota hidróxido de sodio. Anotar las observaciones.
SEGUNDA PARTE
1. Verter en un tubo de ensayo 1.0 mL de una solución de yoduro, medir el pH inicial
y agregar ácido clorhídrico gota a gota. Anotar las observaciones.
2. Verter en un tubo de ensayo 1.0 mL de una solución de yoduro, agregar gota a
gota hidróxido de sodio. Anotar las observaciones.
TERCERA PARTE
1. Agregar 1.0 mL de la solución de yodato en un tubo de ensayo y adicionar en el
mismo tubo 1 mL de la solución de yoduro y medir el pH. Agregar ácido clorhídrico
gota a gota y anotar las observaciones.
2. Al sistema resultante agregar gota a gota hidróxido de sodio. Observar y anotar los
cambios ocurridos en el sistema.
69
RESULTADOS
PRIMERA PARTE
OBSERVACIONES
1 mL yodato+ gotas HCl
1 mL yodato + gotas NaOH
SEGUNDA PARTE
1 mL yoduro+ gotas HCl
1 mL yoduro + gotas NaOH
TERCERA PARTE
1 mL yodato+1 mL yoduro+ gotas HCl
1 mL yodato + 1 mL yoduro+ gotas de
HCl+ gotas NaOH
70
Mezclar R1, R2 y R3, diluir con agua y ajustar el pH en el intervalo de 8.5-10 con
hidróxido de sodio al 30% y verter en el desagüe.
71
DATOS:
I3-/I-
E° = 0.54 V (ENH)
IO3-/I3-
E° = 1.21 V (ENH)
I3-
especie química de color ámbar-rojizo
1.4
Eº'
1.2
IO3-
1
0.8
I30.6
0.4
I-
0.2
0
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
pH
Figura 8. Diagrama Tipo Pourbaix para el sistema:*I(V)/*I(-I/III)/*I(-I), E°’=f(pH).
1. Expresar las semirreacciones de los pares redox IO3-/I-, I3-/I- y IO3-/I3-con su
correspondiente ecuación de Nernst, así como las funciones Eº’=f(pH).
2. Expresar la ecuación química de dismutación del I3- y calcular los valores de Kdism’
a los diferentes valores de pH registrados en el experimento.
3. Concluir el efecto del pH en la estabilidad del anfolito.
72
REFERENCIAS
1. Daniel C. Harris. (2007). Análisis Químico Cuantitativo. (3ª. Ed. En español;
Berenguer Navarro V., Berenguer Murcia A., Trad). España: Reverté. (Edición
original en inglés publicada por W. H. Freeman and Company, New York, 2003).
2.
Trejo Córdova, G. Rojas Hernández, A. y Ramírez Silva M. T. (1993). Diagramas
de zonas de Predominio Aplicado al Análisis Químico. México: Universidad
Autónoma Metropolitana.
73
DETERMINACIÓN DE ETANOL EN UNA MUESTRA
COMERCIAL (ENJUAGUE BUCAL) MEDIANTE UNA VALORACIÓN
REDOX
OBJETIVO
Cuantificar etanol en una muestra de enjuague bucal por medio de una valoración redox
por retroceso en medio ácido.
INTRODUCCIÓN
La determinación de etanol siempre ha sido motivo de interés puesto que varios productos
de uso común lo contienen debido a sus propiedades que le confieren gran diversidad de
efectos y aplicaciones.
Pero casi siempre esta determinación se hace por Cromatografía de gases, técnica
instrumental que será abordada en un curso superior de Química Analítica; sin embargo,
el etanol posee propiedades óxido reductoras que pueden ser aplicadas en el presente
curso.
Uno de los métodos químicos de oxidación del etanol (CH3CH2OH) a ácido acético
(CH3COOH) está basado en una oxidación completa con dicromato de potasio en
presencia de ácido sulfúrico. Este compuesto es útil para la oxidación de los compuestos
orgánicos que normalmente exigen para su oxidación completa temperaturas elevadas.
La muestra a analizar se hará reaccionar con un exceso de dicromato. Una vez finalizada
la reacción, el dicromato remanente puede ser determinado con un agente reductor como
el sulfato ferroso.
74
Como ya se indicó, el sistema debe estar amortiguado en medio ácido debido a que solo
así se oxidará totalmente el etanol a ácido acético. La valoración puede ser seguida
potenciométricamente o empleando diferentes indicadores para visualizar el punto final de
esta valoración, como la difenilamina.
CUESTIONARIO PREVIO
1. Definir qué es una valoración por retroceso.
2. Investigar el funcionamiento de los indicadores redox y los colores que presenta la
Difenilamina en su forma oxidada y reducida.
3. Calcular la concentración molar del ácido sulfúrico en el sistema por valorar
4. Escribir y balancear los siguientes equilibrios electroquímicos:
Ácido acético/acetaldehído
y acetaldehído/etanol
5. ¿Cuál es la función del etanol en el enjuague bucal?
75
Muestra de enjuague bucal*
Sulfato Ferroso amoniacal 0.06 M
Difenilamina 1% **
Ácido Sulfúrico, R. A.
Dicromato de Potasio 0.055 M
Agua Destilada
* Tiene que contener etanol, funcionan mejor los azules, puesto que no enturbian la
solución.
** Se prepara en H2SO4 R.A., es inestable por lo que se recomienda prepararla el día de
la práctica
MATERIAL Y EQUIPO
1 bureta graduada de 25 mL
3 matraces erlenmeyer con tapón
3 vasos de precipitados de 50 mL
3 matraz aforado de 50 mL
76
1 soporte universal completo
1 parrilla con agitador
1 termómetro
1 barra magnética
1 piseta
balanza analítica
tiras de papel pH
varilla de vidrio
3 matraz aforado de 50 mL
*Si el profesor lo cree conveniente se puede solicitar potenciómetro.
PRIMERA PARTE: Tratamiento de la muestra
1. De la muestra problema tomar 1 mL y aforar a 10 mL (solución A)
2. De la solución “A” tomar una alícuota de 2 mL y aforar a 50 mL (solución B)
3. Colocar en cada uno de los matraces Erlenmeyer una alícuota de 10 mL de la
solución “B” y adicionar con pipeta volumétrica 5 mL de K2Cr2O7 0.055 M.
4. Agregar 1 mL de H2SO4 R.A.
5. Colocar la barra magnética, tapar el matraz y someter a calentamiento durante
15 min a 60°C, finalmente elevar la temperatura a ebullición y mantenerlo así por
5 min.
77
SEGUNDA PARTE: Valoración por retroceso
1. Dejar enfriar la mezcla de reacción a temperatura ambiente
2. Con una tira de papel pH medir el pH del sistema
3. Valorar el sistema con Fe (II) 0.06 M, hasta disminuir la tonalidad café, es decir, se
tiene que observar un color verde olivo. O bien la valoración se puede seguir
potenciométricamente.
4. Adicionar una o dos gotas de indicador Difenilamina.
5. Continuar la valoración hasta observar el cambio de color de morado a verde.
6. Anotar todas las observaciones y resultados.
7. Repetir la valoración por triplicado
RESULTADOS
VALORACIONES
VALORACIÓN
pH DEL
VPE
SISTEMA
mL GASTADOS
Fe(II) 0.06 M
1
2
3
78
OBSERVACIONES
79
Colectar R1 y verter en un recipiente etiquetado como: ”Residuos de Cromo”. No
permitir el paso al sistema de desagüe.
Las diluciones sobrantes de la muestra de enjuague bucal, deberán ser desechadas
en el desagüe.
80
DATOS
Fe3+/Fe2+
E°=0.77 V (ENH)
Cr2O72-/Cr3+
E°=1.36 V (ENH)
CH3CHO/CH3CH2OH
E°=0.19 V (ENH)
CH3COOH/CH3CHO
E°=-0.12V (ENH)
DifenilaminaOx/DifenilaminaRed
E°=0.76V (ENH) en medio ácido
H2SO4
es un ácido fuerte
HSO4-
pKa=1.98
Fe(II):
Fe2+ + HSO4–  FeHSO4+
logK=2.2
Fe(III):
Fe3+ + 2HSO4–  Fe(HSO4)2+
logK=5.38
Cr(III):
Cr3+ + HSO4–  CrHSO42+
logK=2.6
81
5
pSO4'
4
Fe+2
3
FeOH+
2
FeHSO4+
1
0
FeSO4
-1
-2
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
12
13
14
pH
Figura 9. DZP para Fe(II), pSO4’=f (pH)
8
pSO4'
FeOH+2
Fe+3
6
4
+
FeSO4
Fe(OH)2+
Fe(HSO4)2+
2
0
-2
Fe(SO4)2-
-4
-1
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
14
pH
Figura 10. DZP para Fe(III), pSO4’=f (pH)
82
20
pSO4'
Cr+3
10
CrOH+2
Cr(OH)2+
0
Cr(OH)4-
-10
CrHSO4+2
-20
-30
-40
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
pH
Figura 11. DZP para Cr(III), pSO4’=f (pH)
1.- Colocar los pares redox ácido acético/aceltaldehído y acetaldehído/etanol en una
escala de potencial y verificar la estabilidad del anfolito.
2.- Expresar la reacción de oxidación de etanol a ácido acético y calcular su potencial
estándar mediante ley de Hess.
3.- Calcular los valores de pSO4’ y pH impuestos en el sistema, antes de iniciar la
valoración
4.- Con los valores anteriores y con ayuda del Diagrama de Zonas de Predomino
para Cr(III)’, determinar la especie representativa de Cr(III)’.
5.- Expresar la reacción de reducción de Dicromato a Cr(III)’, balancearla y calcular
su potencial estándar mediante ley de Hess.
6.- Colocar los pares redox Cr2O7-2/Cr(III)’ y etanol/ácido acético en una escala de
potencial.
83
7.- Expresar la reacción del etanol con dicromato y calcular su Keq’’.
8.- Bajo las condiciones de amortiguamiento (pH y pSO4’), y con ayuda de los
Diagramas de Zonas de Predomino para Fe(III)’’ y Fe(II)’’, determinar las especies
representativas.
9.- Expresar el equilibrio representativo de la oxidación de Fe(II)’’ a Fe(III)’’ y calcular
su potencial estándar con la ley de Hess.
10.- Escribir la reacción de valoración representativa de dicromato con Fe(II)’’ y
calcular su correspondiente Keq’’.
11.- Realizar los cálculos necesarios para determinar el %v/v de etanol en la muestra
original.
12.- Explicar el funcionamiento del indicador (puede usar una escala de predicción de
reacciones).
REFERENCIAS
1. Daniel C. Harris. (2007). Análisis Químico Cuantitativo. (3ª. Ed. En español;
Berenguer Navarro V., Berenguer Murcia A., Trad). España: Reverté. (Edición original
en inglés publicada por W. H. Freeman and Company, New York, 2003).
2.
Lurie, J. (1978). Handbook of Analytical Chemistry. (Segunda edición en inglés;
Nicholas Bobrov, Trad). URSS: Mir Publishers. (Trabajo original publicado en 1975.)
84

Document 6542843

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