secciÓn de quÍmica analÍticaportal.cuautitlan.unam.mx/manuales/equilibrio_quimico_en_medio... ·...

UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICOFACULTAD DE ESTUDIOS SUPERIORES CUAUTITLÁNDEPARTAMENTO DE CIENCIAS QUÍMICASSECCIÓN DE QUÍMICA ANALÍTICA

Equilibrio químico en medio amortiguado(Prácticas de laboratorio para Q.I. y Q.)

Asignatura: Química analítica IIClave: 1455Carrera: Química IndustrialClave: 1411

Asignatura: Química Analítica III Clave: 1616Carrera: Química Clave: 1616

Autores: Verónica Altamirano LugoRosario Moya Hernández Juan Carlos Rueda JacksonGuadalupe Pérez CaballeroDalia Bonilla Martínez Carmen Campo Garrido Moreno Claudia Briones Jurado Alberto Rojas Hernández

Enero 2013

Índice Introducción 7

Objetivo general 8

Objetivos particulares 8

Puntos mínimos que debe incluir un reporte 9

Puntos que debe contener el protocolo de un proyecto 12

Reglamento interno de laboratorio 15

Manejo y tratamiento de residuos 18

Calendarización 19

Evaluación 23

Unidad I. Equilibrio químico en medio homogéneo 25

Sesión teórico práctica 1A 25

Sesión teórico práctica 1B 31

Práctica tradicional 1A 38

Práctica tradicional 1B 45

Unidad II. Equilibrio químico de solubilidad y precipitación 57

Sesión teórico práctica 2A 57

Sesión teórico práctica 2B 66

Práctica tradicional 2 72

Unidad III. Equilibrio químico redox 81

Sesión teórico práctica 3 81

Práctica tradicional 3 88

7LICENCIATURA EN QUÍMICA INDUSTRIAL Y LICENCIATURA EN QUÍMICA

Equilibrio químico en medio amortiguado (Prácticas de laboratorio para Q.I. y Q.)

IntroducciónEl presente manual está dirigido a los alumnos de cursos experimentales de Química Analítica, en los que se aborda 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 ayudarán 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. Asimismo, el estudiante será 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 otras habilidades, 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

Cada una de las unidades consta de cuatro sesiones experimentales, las cuales se describen a continuación:

Sesión Teórico Práctica (STP). En esta sesión, el estudiante realizará una experiencia práctica cualitativa, que lo introducirá en el conocimiento de los conceptos básicos de cada bloque.

Práctica Tradicional (PT). Durante esta sesión, el estudiante aplicará el Método de especies y equilibrios generalizados a la cuantificación de un analito en muestras reales, para justificar y analizar experiencias prácticas previamente probadas y reportadas en la literatura.



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 llevar a cabo un diseño experimental o guía metodológica que le ayude a resolver un problema real previamente señalado por el asesor.

Objetivo generalDespués 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 químicos y que ocurren bajo condiciones de amortiguamiento múltiple.

Objetivos particularesUNIDAD 1. Al terminar esta unidad, los estudiantes serán capaces de proponer las condiciones de amortiguamiento que permitan detectar los puntos de equivalencia en las mejores condiciones, tanto para valoraciones acidimétricas como complejométricas.

UNIDAD 2. Después de esta unidad, los estudiantes serán capaces de proponer las condiciones de amortiguamiento que permitan aplicar la solubilidad de las sustancias a cuantificaciones y separaciones gravimétricas.

UNIDAD 3. Al finalizar esta unidad, los estudiantes serán capaces de proponer las condiciones de amortiguamiento que permitan 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.

La tabla 1 muestra la distribución de prácticas en cada una de las unidades temáticas del curso.



Número

PrácticaTipo Título Unidad Temática

1

Sesión Teórico

Práctica 1A

Sesión Teórico

Práctica 1B

Influencia del amortiguamiento en ma-

nitol sobre la fuerza del ácido bórico.

Efecto del amortiguamiento en cobre(II)

sobre la acidez de la disolución del áci-

do aminoacético.

Unidad 1.

Equilibrio químico

en soluciones acuo-

sas bajo condiciones

de amortiguamiento

múltiple.2

Práctica

Tradicional 1A

Práctica

Tradicional 1B

Determinación de Zn(II) en una mues-

tra comercial de óxido de zinc.

Determinación cuantitativa de ácido bó-

rico en una muestra de uso oftálmico.

3 Proyecto 1 A definir por los asesores.

4

Sesión Teórico

Práctica 2A

Sesión Teórico

Práctica 2B

Solubilidad de Ag(I) en función del pH

y de diferentes agentes complejantes.

Solubilidad y precipitación de cloruro de

plata y cromato de plata.

Unidad 2.

Equilibrio de solubi-

lidad y precipitación

en soluciones acuo-

sas bajo condiciones

de amortiguamiento

múltiple.

5Práctica

Tradicional 2

Determinación gravimétrica de alumi-

nio como oxinato de aluminio.

6Proyecto 2 A definir por los asesores.

7Sesión Teórico

Práctica 3

Influencia del pH en el equilibrio redox.Unidad 3.

Equilibrio redox en so-

luciones acuosas bajo

condiciones de amor-

tiguamiento múltiple.

8

Práctica

Tradicional 3

Determinación de etanol en una mues-

tra comercial (enjuague bucal) median-

te una valoración redox.

9 Proyecto 3 A definir por los asesores.

Tabla 1. Prácticas que integran el curso experimental

Puntos mínimos que debe incluir un reporteLa 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 de manera efectiva, con una redacción clara y atractiva. Aunque, a veces la comunicación puede 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, es decir, de manera clara y precisa.

Las secciones esenciales de un reporte son las siguientes:

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 y 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. La redacción de los objetivos debe ser muy clara, ya que contienen la razón de ser del trabajo experimental. Deben contestar las preguntas: de qué, por qué, para qué y cómo.

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 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 incluyen, generalmente, los cuidados que se deben tener en el manejo de la muestra o de los equipos que se van a utilizar.



d) Diagramas de flujo: en este rubro se realiza una esquematización de la parte experimental para que el lector, luego de analizarlo, 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, los resultados se reportan en forma de tablas, gráficas, etcétera.

b) Gráficas. Hay que realizar la presentación de manera adecuada. Es decir, escoger correctamente la escala de los ejes; en el caso de que sean varias 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. Ayudan 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 diversas lecturas para una 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 deben incluirse las razones por las cuales el modelo teórico es o no explicado por la información experimental (en el caso de que esto suceda).

Bibliografía

Se debe de incluir toda la bibliografía consultada, en formato APA.

Puntos que debe contener el protocolo de un proyecto¿Qué es un proyecto?

En este laboratorio, se entenderá como proyecto el 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 con 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 conocimiento más amplio sobre el tema y así poder plantear su hipótesis.

Hipótesis

El estudiante planteará la hipótesis, es decir, una suposición anticipada de lo que espera obtener, de manera que pueda realizar la interpretación de los resultados



experimentales sobre un fenómeno que ocurre. El valor de la hipótesis reside en su capacidad para establecer estas relaciones entre los hechos, y de esa manera, explicar por qué se produce el resultado.

Metodología experimental

La metodología experimental consiste en que los estudiantes propongan un trabajo 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. Deberán tener en cuenta los siguientes aspectos:

a) Equipo. Considerar el uso de los equipos con los 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 mediante propuestas personales. Debe realizarse la descripción detallada de la experimentación.

e) Diagrama de flujo. Este diagrama deberá incluir la asignación de actividades para cada una de las personas que integran el equipo de trabajo, así como una estimación de la duración de cada actividad. No hay que olvidar que existen actividades que se pueden realizar en forma paralela, lo que nos permite optimizar el tiempo.



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 y citarla en formato APA.



Facultad de Estudios Superiores Cuautitlán

Departamento de Ciencias Químicas

Sección de Química Analítica

Reglamento Interno de Laboratorio1. 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 a los mismos.

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.

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, 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, deberá ser anotado en el vale.

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, no pudieran acceder a ella, 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 deberá desocuparla a más tardar en la semana 16.

Comité de Calidad del Departamento de Ciencias Químicas

Cuautitlán Izcalli, mayo de 2012



Manejo y tratamiento de residuosLa generación de residuos, peligrosos o no, constituye un problema que afecta a la mayoría de los sectores productivos del país; es por ello que se deben 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 con el riesgo que representan. A continuación, se presentan los pictogramas utilizados para el correcto etiquetado y tratamiento de residuos.

Símbolo Significado Símbolo Significado

Comburente, Oxidante

F+

Extremadamente inflamable

Xi

Irritante

Xn

Nocivo

Corrosivo

T

Tóxico

Explosivo

T+

Muy Tóxico

F

Inflamable

Peligroso para el medio ambiente

Tabla 2. Pictogramas de seguridad



UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO

FACULTAD DE ESTUDIOS SUPERIORES CUAUTITLÁN

DEPARTAMENTO DE CIENCIAS QUÍMICAS

SECCIÓN DE QUÍMICA ANALÍTICA

CALENDARIZACIÓN

CÓDIGO: FPE-CQ-DEX-01-02; FPE-CQ-DEX-03-02; FPE-CQ-DEX-04-02.

Núm. de REVISIÓN: 0

Grupo: _______________ Carrera: _____________________ Periodo: ________

SEMANA ACTIVIDAD FECHA ENTREGAR

1Presentación de laboratorio

2 STP1 Cuestionario previo

3 Práctica Tradicional 1Reporte de la STP1,C.P. PT1 y avances Protocolo 1

4 Proyecto 1Reporte de la PT1 y Protocolo 1

5 Proyecto 1

6 Examen 1 Reporte de Proyecto 1

7 STP2 C.P. STP2

8 Práctica Tradicional 2Reporte de STP2,C.P. PT2 y avances Protocolo 2

9 Proyecto 2Reporte de PT2 y Protocolo 2

10 Proyecto 2

10 Examen 2 Reporte Proyecto 2

11 STP3 C.P. STP3

12 Práctica Tradicional 3Reporte de STP3, C.P. PT3 y avances Protocolo 3



13 Proyecto 3Reporte PT3 y Protocolo 3

14 Proyecto 3

15Examen y cuestionario de calidad

Reporte del Proyecto 3

16Entrega de calificaciones

EvaluaciónActividad Porcentaje

Cuestionarios previos (exámenes) 10

Protocolo 25

Trabajo de laboratorio 15

Reportes 20

Examen 30

Total 100

Tabla 3. Porcentajes considerados por bloque para cada actividad de laboratorio

REPORTE DE STP Y PT

Aspectos a considerar en la calificación Puntaje Total

Carátula. Una cuartilla que deberá contener: 0.5

Nombre de la universidad, nombre de la facultad y campus 0.1

Carrera, asignatura, grupo y número de equipo 0.1

Nombre de la práctica 0.1

Nombres de los integrantes del equipo 0.1

Fecha de entrega 0.1

Objetivos (serán los mismos del manual) 0.0 0.0

Introducción (diferente a la propuesta en el manual, en un máximo de una cuartilla)

0.5 0.5



Metodología (en forma resumida o diagrama de flujo, en un máximo de una cuartilla)

0.5 0.5

Resultados. Deberán contener: STP PT 2.0

Concentraciones y masas reales de los reactivos empleados 0.5 0.5

Observaciones cualitativas 0.5 0.5

Tablas con los resultados obtenidos (cuando así se requiera, numeradas y con título)

1.0 0.5

Gráficas con los resultados obtenidos (cuando así se requiera, numeradas y con título)

0.5

Análisis de los resultados (de acuerdo con los puntos mínimos señalados en el manual. NO presentar como cuestionario)

3.5 3.5

Conclusiones (expresadas en forma muy concreta) 2.5 2.5

Bibliografía (reportada en el formato APA) 0.5 0.5

TOTAL 10.0

Tabla 4. Rúbrica de evaluación de los reportes correspondientes a la STP y PT

REPORTE DE PROYECTO


Carátula. Una cuartilla que deberá contener: 0.5

Nombre de la universidad, nombre de la facultad y campus 0.1

Carrera, asignatura, grupo y número de equipo 0.1

Nombre de la práctica 0.1

Nombres de los integrantes del equipo 0.1

Fecha de entrega 0.1

Objetivos 1.0 1.0

Introducción (en un máximo de una cuartilla) 0.5 0.5

Metodología (en forma resumida o diagrama de flujo, en un máximo de una cuartilla)

0.5 0.5

Resultados. Deberán contener: 1.5

Concentraciones y masas reales de los reactivos empleados 0.5

Observaciones cualitativas 0.5



Tablas con los resultados obtenidos (cuando así se requiera, numeradas y con título)

0.25

Gráficas con los resultados obtenidos (cuando así se requiera, numeradas y con título)

0.25

Análisis de los resultados 3.5 3.5

Conclusiones (expresadas en forma muy concreta) 2.5 2.5

TOTAL 10.0

Tabla 5. Rúbrica de evaluación del reporte correspondiente al proyecto

PROTOCOLO DEL PROYECTO


Planteamiento del problema (definido por los asesores) 0.5 0.5

Investigación bibliográfica 1.5 1.5

Hipótesis 0.5 0.5

Metodología experimental 4.0

Equipo (considerar el equipo existente en la Sección de Química Analítica)

0.5

Reactivos (verificar su existencia en el anexo al laboratorio o en el almacén de la sección)

0.5

Cálculo de preparación de soluciones 0.5

Procedimiento experimental (presentado en forma detallada, justificando los volúmenes y cantidades a emplear)

2.0

Diagrama de flujo (asignando actividades y tiempos de realización para cada integrante del equipo)

0.5

Recolección de resultados (propuesta de las tablas y gráficos necesarios para la recolección de los resultados experimentales)

1.0 1.0

Memoria de cálculo (para la cuantificación del analito a partir de los resultados experimentales)

1.0 1.0

Disposición y tratamiento de los residuos (los generados durante la realización del proyecto)

1.0 1.0



Bibliografía (deberá entregarse copia fotostática de las referencias empleadas para plantear la metodología experimental)

0.5 0.5

TOTAL 10.0

Tabla 6. Rúbrica de evaluación del protocolo de proyecto

Evaluación del cuestionario previo

La evaluación de los cuestionarios previos se realizará durante los primeros diez minutos de las sesiones experimentales, mediante la aplicación de un examen al inicio de las prácticas (STP y PT) correspondientes a cada bloque, éste incluirá aspectos relativos a la investigación del cuestionario previo y a las actividades experimentales que se realizarán. Por lo anterior, es importante que el estudiante ingrese al laboratorio a la hora establecida, para no perder la evaluación correspondiente. No habrá reposiciones de exámenes bajo ninguna circunstancia.

Entrega de reportes o protocolos

Los protocolos o reportes deberán 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 10 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.



Unidad IEquilibrio químico en medio homogéneoSESIÓN TEÓRICO PRÁCTICA 1A

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 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 y 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.

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 ensaye

1 gradilla

3 pipeta graduada de 5 mL

Matraces volumétricos

1 espátula

1 piseta

1 balanza analítica



Procedimiento experimental

Experimento A

a) En un tubo de ensaye agregar 3 mL de la solución de ácido bórico y unas gotas del indicador VBC. Anotar sus observaciones.

b) En otro tubo de ensaye, agregar 2 mL de agua y 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) En un tubo de ensayo, agregar 2 mL de la solución de manitol, unas gotas del indicador VBC. Anotar sus observaciones.

c) Mezclar ambos tubos. Anotar sus observaciones.

Resultados

EXPERIMENTO A OBSERVACIONES

3 mL de HBO2 + indicador

2 mL de agua + indicador

Mezcla



EXPERIMENTO B OBSERVACIONES

3 mL de HBO2 + indicador

2 mL de Manitol + indicador

Mezcla

Figura 1. Diagrama ecológico para tratamiento de residuos



*Tratamiento de residuos:

Mezclar R1 y 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- logb1 = 2.5

Ma2BO2- logb2 = 4.7

VBC pKa = 4.6

Intervalo de pH de vire: 3.8-5.4 (amarillo - azul)

2

4

6

8

10

12

14

0 1 2 3 4 5 6 7

pMa

pH

HBO2

Ma2BO2- M

aBO

2-

BO2-

Figura 2. Diagrama de zonas de predominio para el sistema BO2’-Ma-H2O, pH’= f(pMa)



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 (a) 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 (a) 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.



Referencias

1. Ringbom, A. (1979). Formación de complejos en Química Analítica. España: Alhambra.

2. Rojas Hernández, A. (1991). II Equilibrio químico de soluciones con medio amortiguado. México: UNAM-FESC.

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.

SESIÓN TEÓRICO PRÁCTICA 1B

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 del concepto de amortiguamiento permite, de una manera simple, aumentar la cuantitatividad de una reacción química en sistemas multicomponentes. La actividad experimental corresponde a una valoración ácido base, misma que 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:

• Condición de amortiguamiento.

• Constante condicional.



Para tal fin, se aprovecharán las propiedades ácido-base de la glicina o ácido aminoacético y la propiedad de su base conjugada para formar quelatos con algunos cationes metálicos, como Ag+, Mg2+ y Cu2+, entre otros.

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.

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

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 ensaye 100 x 10 mm

3 pipetas graduadas de 5 mL

1 gradilla

1 perilla



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 ensaye, agregar 2 mL de la disolución de glicina y una gota del indicador naranja de metilo. Anotar sus observaciones.

2. En otro tubo de ensaye, 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.



Resultados

EXPERIMENTO A OBSERVACIONES

2 mL de glicina + indicador

3 mL de agua + indicador

Mezcla

EXPERIMENTO B OBSERVACIONES

2 mL de glicina + indicador

3 mL de Cu(II) + indicador

Mezcla





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.

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 pka2= 9.78

CuGlin2-n log β1= 8.1

Por otra parte, la especie Cu2+ forma con el ión 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

0

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

-2 -1 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13

pH'

pCu(II)

Gli-

HGli

CuGli+

H2Gli+

Figura 4. Diagrama de zonas de predominio para el sistema

Gli’- Cu (II)-H2O, pH’= f(pCu)




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 con la respuesta del punto 5, identificar a cuál de los equilibrios ácido-base 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.



Referencias


2. Rojas Hernández, A. (1991). II Equilibrio Químico de Soluciones con Medio Amortiguado. México: UNAM-FESC.

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.

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, por 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 aumentar 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 manera, sus equilibrios de formación de complejos metálicos se verán seriamente afectados por el pH. Así, puede apreciarse que un complejo Metal-EDTA



se vuelve menos estable a medida que decrece el pH. Para que una reacción de valoración tenga utilidad, se requiere que sea completa o “cuantitativa”. Esto es, su constante de equilibrio debe ser suficientemente grande.

En algunas ocasiones, 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.

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

Vasos de volumen pequeño

1 bureta de 25 mL

Matraces volumétricos

1 pipeta volumétrica de 20 mL




1 piseta

1 espátula

pH-metro con electrodos

1 soporte universal completo



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




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.

Datos:

Zn (NH3)n2+ logb1=2.27, logb2=4.61, logb3=7.01, logb4=9.06

Zn (OH)n2-n logb1=4.4, logb3=14.4, logb4=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)

-2

-1

0

1

2

3

4

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

pH

pNH ’3

Zn(NH3)4+2

Zn(O

H)4+2

Zn(OH)3+Zn+2

Figura 6. Diagrama de zonas de predominio para el sistema Zn(II)-NH3’-H2O, pNH3’=f(pH)




1. De acuerdo con el diagrama de zonas de predominio y 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.

5. Calcular el valor de pZn’’ en el punto de equivalencia.

6. Determinar el error cometido al usar el NET como indicador de fin de valoración.

7. 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.

8. 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. México: Pearson.




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, con el 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 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. Calcular la cuantitatividad de la reacción de valoración, al valorar 10 mL de la solución anterior de ácido bórico con hidróxido de sodio 0.005 M.

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.


Manitol en disolución 0.5 M

NaOH en disolución 0.01 M

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 100 mL


2 pipetas volumétricas de 10 mL


1 bureta graduada de 25 mL

3 vasos de precipitados de 50 mL


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, colocarla en un vaso de precipitados de 50 mL y añadir 10 mL de agua destilada.

2. De acuerdo con el 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.

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 0.5 M y adicionar 5 mL de agua destilada.

2. Proceder a titular potenciométricamente con NaOH 0.01 M, 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 del 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.



Resultados

ESTANDARIZACIÓN DE NAOH

g de biftalato de potasio Volumen de vire [NaOH] Promedio

VALORACIONES REALIZADAS

Método Volumen de PE

mL gastados

NaOH ______ M

Observaciones

A

B

Indicador

Indicador elegido: ________________________



VALORACIÓN A VALORACIÓN B

Volumen de NaOH

pHVolumen de

NaOHpH



Figura 7. Valoraciones de HBO2 con NaOH en presencia y ausencia de manitol





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.

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- logb1=2.5 logb2= 4.7

0

0.5

1

1.5

2

2.5

3

3.5

4

4.5

5

5.5

6

6.5

7

7.5

8

8.5

9

9.5

10

0 1 2 3 4 5pMa

pH'

HB02

BO2-

Ma2BO2-

MaB

O2-

Figura 9. Diagrama de zonas de predominio para el sistema BO2‘-Ma-H2O, pH’=f(pMa)


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 9, 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.

Referencias

1. Secretaría de Salud (2004). Farmacopea de los Estados Unidos Mexicanos. México: Comisión permanente FEUM.

2. Day, R. A. y Underwood, A. L. (1989) Química Analítica Cuantitativa. México: Pearson.

3. Ringbom, A. (1979). Formación de complejos en Química Analítica. España: Editorial Alhambra.

4. Rojas Hernández, A. (1991). II Equilibrio Químico de soluciones con medio amortiguado. México: UNAM-FESC.

5. Schenk, G. H., Hahn, R. B., Hartkopf, A (1984). Química Analítica Cuantitativa. México: CECSA



Unidad II

Equilibrio químico de solubilidad y precipitaciónSESIÓN TEÓRICO PRÁCTICA 2A

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).



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 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, 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 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?

5. Investigar la toxicidad de los reactivos utilizados en la práctica, el tratamiento 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

Material y equipo

Vasos de precipitados de 50 mL

Pipetas graduadas: 1 mL, 10 mL y 5 mL

Papel indicador de pH



1 agitador magnético

1 barra magnética

1 piseta


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 y 3 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 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

10 mL de Ag(I) + 0.5 mL NaCl+0.8 mL de NH3 concentrado + gotas de NaOH

10 mL de Ag(I)+0.5 mL NaCl+0.8 mL de NH3 concentrado + gotas de NaOH+ gotas de HNO3





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.

Mezclar las soluciones restantes de NaOH y HNO3, con precaución, para neutralizar y, posteriormente, verter en la tarja.



Datos:

Ag (OH)n1-n logb1=2.3, logb2=3.6, logb3=4.8

Ag (Cl)n1-n logb1=2.9, logb2=4.7, logb3=5.0, logb4=5.9

Ag (NH3)n+ logb1=3.4, logb2=7.4

Ag OH↓ pKs=7.71

Ag Cl↓ pKs=9.752

NH4+ pKa=9.25

-2

-1

0

1

2

3

4

5

6

7

8

0 2 4 6 8 10 12 14

pH

pAg’

Ag+

AgOH Ag(OH)2-

Ag(OH)32-

AgOH(s)

Figura 11. Diagrama de Existencia Predominio (DEP)

para Ag(I). pAg’sat=f(pH)



-2

0

2

4

6

8

10

12

10 11 12 13 14 15 16pH

pAg'

AgCl

AgCl↓

AgOH↓

Ag(OH)3-2

AgOH

Ag(OH)2-


para Ag(I)’’. pAg’’sat=f(pH) a pCl’=2.0.

-4

-2

0

2

4

6

8

10

12

0 2 4 6 8 10 12 14 16 18pH

pAg'''

Ag(NH3)2+AgCl

Ag(

OH

) 3-2

AgCl↓

AgO

H↓


para Ag(I)’’’. pAg’’’sat=f(pH) a pCl’=2.0 y pNH3’=0.0




1. Para la primera parte, de acuerdo con 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 11.

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 con el diagrama de existencia predomino para Ag(II)’’ de la figura 12.

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 con el diagrama de existencia predomino para Ag(II)’’’ de la figura 13.

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.



Referencias


2. Charlot, G. (1980). Curso de Química Analítica General. Barcelona: Toray-Masson.

SESIÓN TEÓRICO PRÁCTICA 2B

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?



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




1 espátula



Primera parte. Obtención de precipitados

1. En un tubo de ensaye, verter 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. En un tubo de ensaye, verter 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. A esta mezcla, agregarle AgNO3 10–2 M, poco a poco. 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. A este sistema, agregarle AgNO3 10–2 M, poco a poco. Anotar los cambios físicos observados y registrar el volumen de nitrato de plata que se adiciona hasta obtener la aparición del segundo precipitado.

SISTEMA 3. En un tubo de ensaye, mezclar 1 gota de K2CrO4 10–2 M y 10 gotas de NaCl 10–2 M. A este sistema, agregarle AgNO3 10–2 M, poco a poco. Anotar los cambios físicos observados y registrar el volumen de nitrato de plata que se adiciona hasta obtener la aparición del segundo precipitado.



Resultados

PRIMERA PARTECAMBIOS 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 PARTECAMBIOS 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



Figura 14. Diagrama ecológico para tratamientos de residuos




Mezclar R1, R2, R3, R4 y R5. Verter en un recipiente etiquetado: “Residuos de plata”. No desechar en el desagüe.

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

1. Day, R. A. y Underwood, A. L. (1989). Química Analítica Cuantitativa (5a ed; M.C. Arroyo Espinosa, Trad.). México: Pearson.




PRÁCTICA TRADICIONAL 2

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 ión 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 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, es común que se proceda a su digestión en la solución madre y 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.



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 de acetato de amonio al 2 %

10 mL de acetato de amonio al 1 % (preparado a partir del acetato de amonio al 2 %)

HCl R. A.

10 mL de HCl 2 M

10 mL de amoníaco 1:1

Agua destilada



Material y equipo



1 matraz aforado de 25 mL



2 matraces aforados de 10 mL

1 vaso de precipitados de 200 mL



1 embudo de filtración de vidrio sinterizado (si no se cuenta con él, se puede emplear papel filtro Whatman del número 2 y un embudo buchner)

1 desecador


1 parrilla

1 termómetro

1 matraz kitasato

Tiras de papel pH

1 estufa




Primera parte. Tratamiento de la muestra

Pesar la cantidad necesaria de la muestra problema 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.

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. De preferencia, la filtración debe hacerse sin aplicar vacío; en caso de que sea muy lenta, puede aplicarse, 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 llegar a un peso constante.

Deducir 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

Núm. de pesada

g de papel g de papel + oxinato de aluminio

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

g muestra de aluminio

g oxinato de aluminio a peso constante




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 logb3=27

Al(Ox)3↓ pK=32.3

H2Ox pKa = 5.0, 9.7

Al(Ox)3↓ P.M=458.97g/mol

Al P.A= 26.97 g/mol

Al(OH)4-

Al(OH)3↓

-12

-10

-8

-6

-4

-2

0

2

4

6

8

0 2 4 6 8 10 12 14

pH

pAl sa

t’'

Al3+ Al(Ox)3↓

Al(Ox)3

Al(OH)3↓

Figura 16. 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.

Referencias

1. Day, R. A. y Underwood, A. L. (1989). Química Analítica Cuantitativa. México: Pearson.


3. Orozco, F. D. (1985). Análisis Químico Cuantitativo. México: Porrúa.



Unidad IIIEquilibrio químico redoxSESIÓN TEÓRICO 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 (reducción)

Znº Zn2+ + 2e- (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.

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.





KIO3 10-2 M

NaI 10-1M

HCl 0.1 M

NaOH 0.1 M

Agua destilada

Material y equipo

6 tubos de ensaye


Papel indicador de pH

1 gradilla

1 piseta




Primera parte

1. En un tubo de ensaye, verter 1.0 mL de una solución de yodato, medir el pH inicial y agregar ácido clorhídrico, gota a gota. Anotar las observaciones.

2. En un tubo de ensaye, verter 1.0 mL de una solución de yodato, agregar gota a gota hidróxido de sodio. Anotar las observaciones.

Segunda parte

1. En un tubo de ensaye, verter 1.0 mL de una solución de yoduro, medir el pH inicial y agregar ácido clorhídrico, gota a gota. Anotar las observaciones.

2. En un tubo de ensaye, verter 1.0 mL de una solución de yoduro, agregar gota a gota hidróxido de sodio. Anotar las observaciones.

Tercera parte

1. En un tubo de ensaye verter 1.0 mL de la solución de yodato, adicionar 1 mL de la solución de yoduro y medir el pH. Agregar ácido clorhídrico gota a gota y anotar las observaciones.

2. Agregar hidróxido de sodio, gota a gota, al sistema resulatante. Observar y anotar los cambios ocurridos en el sistema.



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





Mezclar R1, R2 y R3, diluir con agua, ajustar el pH en el intervalo de 8.5-10 con hidróxido de sodio al 30 % y verter en el desagüe.

Datos:

I3-/I- E° = 0.54 V (ENH)

IO3-/I3

- E° = 1.21 V (ENH)

I3- especie química de color ámbar-rojizo



0

0.2

0.4

0.6

0.8

1

1.2

1.4

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14pH

Eº'

IO3-

I3-

I-

Figura 18. 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.

Referencias

1. Daniel C. Harris. (2007). Análisis Químico Cuantitativo. España: Reverté.

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.



PRÁCTICA TRADICIONAL 3

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 que sus propiedades 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 temperaturas elevadas para su oxidación completa.

La muestra que se analizará 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.

Como ya se indicó, el sistema debe estar amortiguado en medio ácido debido a que sólo así se oxidará, de forma completa, 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?



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; en este caso, funcionan mejor los azules, ya 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








1 matraz aforado 10 mL

1 soporte universal completo

1 parrilla con agitador

1 termómetro

1 barra magnética

1 piseta


Tiras de papel pH

Varilla de vidrio



3 matraces aforados de 50 mL


*Si el profesor lo considera conveniente 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. En cada uno de los matraces Erlenmeyer, colocar 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 minutos.

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 SISTEMA

VPE mL GASTADOS

Fe(II) 0.06 M

OBSERVACIONES

1

2

3




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.

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– CrHSO4

2+ logK=2.6

-2

-1

0

1

2

3

4

5

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14pH

pSO4'

FeH

SO

4+

FeSO4

Fe+2

FeOH+

Figura 20. DZP para Fe(II), pSO4’=f (pH)

-4

-2

0

2

4

6

8

-1 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14pH

pSO4'Fe+3

Fe(OH)2+

FeOH+2

FeSO4+

Fe(H

SO

4)2+

Fe(SO4)2-

Figura 21. DZP para Fe(III), pSO4’=f (pH)



-40

-30

-20

-10

0

10

20

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14pH

pSO4'

CrHSO4+2

Cr+3 CrOH+2Cr(OH)2+

Cr(OH)4-

Figura 22. 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.

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. España: Reverté.

2. Lurie, J. (1978). Handbook of Analytical Chemistry. URSS: Mir Publishers.

secciÓn de quÍmica analÍticaportal.cuautitlan.unam.mx/manuales/equilibrio_quimico_en_medio... ·...

Documents