Química analítica

Precipitación cromato plomo. Determinación gravimétrica. Complexometrías. Solubilidad yodato cobre. Identificación aniones. Cromatografía

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ANALISIS CUANTITATIVO

PRACTICA 1:

DETERMINACIÓN GRAVIMÉTRICA DEL CONTENIDO EN PLOMO MEDIANTE PRECIPITACIÓN DE CROMATO DE PLOMO.

-Materiales y reactivos:

-Crisoles para filtrar.

-Vasos de precipitado de 250ml. Embudo. Varilla.

-Papel sin cenizas.

-Soluciones 0,1M de dicromato de potasio.

-Fundamento:

El Pb2+, como numerosos cationes, precipita con cromato. La reacción es poco selectiva, pero la selectividad puede aumentar si el precipitado de cromato se trata con NaOH y se reprecipita el cromato acidulando con acético la solución alcalina.

Asi se distingue el cromato de plomo de los de bario, estoncio, mercurio y bismutilo, principalmente, que originan cromatos amarillos o ammarillos rojizos, insolubles en NaOH.

Cr2O 72- 2CrO42-

K2Cr2 O7 + Pb 2+ PbCrO4

-Procedimiento:

Intoducimos 25ml de muestra en un vaso de precipitado de 250ml. Añadimos agua hasta 50ml

aproximadamente. Calentamos la solución hasta casi ebullición y añadimos 10ml de solución de dicromato de potasio 0,1M mientras agitamos.

Tapamos el vaso con un vidrio de reloj y dejemos hasta que hierva. La solución sobrenadante es de color amarillo-naranja,por lo tanto quiere decir que henos adicionado suficiente cantidad de dicromato de potasio.

Enfriamos,filtramos y lo introducimos en el crisol en la mufla.

-Resultados:

DATOS EXPERIMENTALES

MUESTRA

TAMAÑO DE LA MUESTRA(ml)

25ml

MASA CRISOL VACÍO

20,968 g

MASA CRISOL MÁS PRECIPITADO

21,292 g

MASA PbCrO4

0,324 g

¿Pb2+ EN LA MUESTRA PROBLEMA?

0,208 g

0,324 g PbCrO4 × 1mol PbCrO4 × 1 mol Pb2+ × 207,2 g Pb2+ = 0,208 g Pb 2+

323,2 g PbCrO4 1mol PbCrO4 1mol Pb2+

PRÁCTICA 2:

DETERMINACIÓN DE VITAMINA C EN TABLETAS COMERCIALES.

-Materiales y reactivos:

-Pipeta de 10ml, matraz aforado de 250ml, bureta de 50ml.

-Yodato de potasio y yoduro de potasio sólidos.

-Soluciones preparadas: HCl 1M, ácido ascórbico.

-Tabletas de vitamina C.

-Yodato de potasio como valorante.

-Indicador almidon.

-Fundamento:

Se trata de una volumetria redox en la que el punto final se realiza mediante el imdicador almidón que forma un complejo azul intenso.

Reacción global: IO 3- + 8I- + 6H + 3I 3- + 3H2O

IO3- + 6H+ + 5e ½ I2 + 3H2O

+

5× ( I- -1e ½I2

+5I¯ + 6H+ 3I2 + 3H2O

IO3-

+3I¯ 3I¯

IO3- + 8I¯ + 6H+ 3I 3¯ + 3H2O

ACIDO ASCÓRBICO.

C6H8O6 -2e C6H6O6 + 2H+

+

I3 - 2e 3I¯

C6H8O6 + I3¯ C6H6O6 + 3I¯ + 2H+

La relación es 1mol de IO3¯ por cada 3 moles de C6H8O6.

-Resultados:

-Masa de KIO3: 535 mg

-Volumen total: 250 ml

-Molaridad: 0,01M

0,01mol × 214 g × 250ml = 0,535 g = 535 mg

1000ml 1mol

-Titulación de control:

volumen de KIO3: 22,5 ml

-Procedimiento para el ensayo de tabletas:

Pesamos la tableta completa y cogemos una parte de ella y la pesamos también. La colocamos en un erlenmeyer y añadimos 50ml de agua, 5ml de HCl 1M, 1 g de KI y % gotas de indicador almidón. Valoramos con la solución de yodato potásico.

-Promedios:

Contenido de vitamina C: 1,22 g

% vitamina C: 26,4

-Cálculos:

Primera pastilla:

0,085 L× 0.01 = 0,00085 moles KIO3

0,00085 moles KIO3 × 3 = 0,00255 moles de ácido

0,00255 moles de ácido × 176 g = 0,45 g ácido

1 mol

1,8 g pastilla 0,45 g ácido

X= 1,15 g ácido

4,608 g pastilla X g ácido

1,15 g ácido 4,608 g pastilla

X= 24,9%

X g ácido 100 g pastilla

Segunda pastilla:

0,0423 ml × 0,01 = 0,000423 moles KIO3

0,000423 moles KIO3 × 3 = 0,001269 moles ácido

0,001264 × 176 g = 0,223 g ácido

1 mol

0,8 pastilla 0,223 g ácido

X = 1,28 g ácido

4,608 g pastilla X g ácido

1,28 g ácido 4,608 g pastilla

X= 27,8 %

X g ácido 100 g pastilla

Resultados:

TABLETA

NÚMERO

MASA DE TABLETA (mg)

VOLUMEN DE KIO3 (ml)

CONTENIDO EN VITAMINA C

% VITAMINA C EN LA TABLETA

1

1,8

85

1,15 g

24,9

2

0,8

42,3

1,28 g

27,8

PRACTICA 3:

COMPLEXOMETRIAS: VALORACIÓN DE ZnSO4 CON EDTA.

-Materiales y reactivos:

-matraz aforado de 100 ml. -Disolución tampón pH = 10

-Erlenmeyer de 250 ml. -Disolución de Erio T indicador.

-Bureta de 25 ml. -Disolución de EDTA 0,01M:

-Pipeta de 25 ml.

-pHmetro.

Pesamos 0,93 g de EDTA y lo disolvemos hasta 250 ml de agua destilada.

1 ml EDTA = 0,6537 mg Zn

Fundamento:

Consiste en la formación estequiometrica de complejos metálicos con agentes quelantes (EDTA). El punto de equivalencia se hace patente por el cambio de color de un indicador metálico que actua en función de la concentración del metal de manera análoga a como lo hace un indicador

ácido -base respesto al pH.

Utilizamos como indicador el Negro de Eriocromo T que e sun ácido InH3 que se disocia gradualmente según el pH del medio.

H2NaI / Hna2In / Na3In

Rojo vino 6,3 azul 1,5 naranja

El ph óptimo para el uso de este indicador es 10. Al añadir EDTA en la disolución del complejo formado entre el Zn y negro de Eriocromo T ( color Rojo) el color cambia de rojo a azul ya que el complejo entre el EDTA y el Zn es más estable.

A su vez el EDTA en función del pH se disocia de acuerdo con los valores de pK:

H4Y / H3Y¯/ H2Y2- /HY3-/ Y4-

2,0 2,7 6,2 10,3

Procedimiento:

Tomamos 25 ml de la muestra y los pasamos a un erlenmeyer de 250 ml. Añadimos 1 ml de disolución tampón, unas gotas de Erio T y valoramos con la disolución de EDTA hasta viraje de rojo a azul.

Calculos:

1 ml EDTA 0,6538 mg Zn

X= 12,2 mg Zn

18,7 ml EDTA X mg Zn

12,2 mg Zn

0,025 L = 488 mg / L

1ml EDTA 0,6538 mg Zn

X= 11,24 mg Zn

17,2 ml EDTA X mg Zn

11,24 mg Zn = 449,6 mg / L

0,025 L

Resultados:

MUESTRA 1

MUESTRA 2

VOLUMEN EDTA

18,7 ml

17,2 ml

CONTENIDO DE Zn ( mg / L )

488

449,6

mg / L Zn PROMEDIO

469

PRACTICA 4:

DETERMINACIÓN DE HIERRO EN UN MINERAL MEDIANTE VALORACIÓN CON DICROMATO DE POTASIO.

Materiales y reactivos:

-Dicromato de potasio sólido, calidad de estándar primario.

-Acido clorhidrico concentrado.

-Cloruro mercurico 0,2M.

-Acido sulfúrico 3M

-Acido fosfórico concentrado.

-Indicador: difenilaminosulfonato sódico.

Fundamento:

El experimento se basa en la determinación del contenido en hierro en la hematita, la cual es mayoritariamente Fe2O3, mediante una valoración con dicromato potásico después de haber reducido el hierro a Fe2+. El dicromato es preparado como estándar primario y el punto final será nítido y exacto.

Consiste en la reducción del Fe3+ a Fe2+ y posteriormente lo valoramos con dicromato potásico.

Conversión de férrico en ferroso:

Fe3+ Fe2+ Cr2O7—

Conversión de férrico en ferroso:

Fe3+ + 1e Fe2+

Sn2+ -1e Sn4+

2Fe3+ + Sn2+ 2Fe2+ + Sn4+

Sn2+ -2e Sn4+

2×( Hg2+ + 1e Hg+ )

Sn2+ + 2Hg2+ Sn4+ + 2Hg+

Reacción:

Fe2+ ­ -1e Fe3+

Cr2O72- + 14H+ + 6e 2Cr3+ + 7H2O

6Fe2+ + Cr2O72- + 14H+ 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O

Añadimos ácido sulfúrico para aportar el medio ácido, los protones.

Añadimos ácido fosfórico para que tengamos más nítido el punto de viraje

El indicador se oxida para dar un dimero. Este compuesto tiene el defecto de si bien el muy nítido, la reacción es muy rápida. Para relentizar esta rapidez añadimos el ácido fosfórico.

Procedimiento:

Pesamos 0,2 gr ( 0,199gr) de mineral triturado. Lo disolvemos en un erlenmeyer añadiendo 10ml de HCl concentrado. Calentamos ,hasta que se disuelva el mineral, para acelerar el proceso de dilución del mineral. Añadimos 10ml más de HCl para que no se seque.

Se forman complejos clorurados del Fe3+, Cl6Fe3-. El Fe3+ lo transformamos a Fe2+. Adicionamos un exceso de cloruro estanoso (Reductor muy potente).

El color amarillo indica la presencia de Fe3+. Éste pasa a transparente y entonces adicionamos una gota más de exceso de cloruro estanoso. Entonces aparece un color verde pálido. Esto indica que el Fe3+ se a reducido a Fe2+.

Eliminamos el posible exceso de Cl2Sn adicionando cloruro mercúrico (Cl2Hg) 10ml y agitamos rápidamente. Valoramos con dicromato.

Calculos:

gr mineral: 0,199

Volumen: 14,9

1,2 gr K2Cr2O7 = 4,08· 103- moles 4,08· 103- moles = 0,02M

294,2 gr 0,25 L

0,0142 L × 0,02 mol = 2,8· 104- mol Cr2O72-

L

Como la estequiometria es 1: 6

2,8· 104-× 6 = 1,68· 103- mol Fe

1,68· 103- mol Fe× 55,85 gr =0,094 de Fe gr de Fe

mol

0,094 gr Fe × 100 = 47,2 % Fe

0,199 gr muestra

1,68· 10-3 mol Fe 1mol Fe2O3 (16· 3 + 55,8· 2 ) gr Fe2O3 = 0,134 gr Fe2O3

2 moles Fe 1mol Fe2O3

0,134 gr Fe2O3 × 100 = 67,33 % Fe2O3

0,199 gr Fe2O3

Resultados:

Molaridad de la disolución: 0,02M

MUESTRA 1

PESO MUESTRA

0,119 gr

VOLUMEN TITULANTE

14,2 ml

PESO Fe EN LA MUESTRA

0,094 gr

Fe2O3 EN LA MUESTRA(%)

67,33 %

PRÁCTICA 5:

DETERMINACIÓN DEL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD DEL YODATO DE COBRE.

Materiales y reactivos necesarios:

- Solución estándar de yodato de potasio, alrededor ce 0,01M.

- Soluciones saturadas de yodato de cobre.

-Tiosulfato de sodio y yoduro de potasio sólidos.

-disoluciones: EDTA 0,1m, ácido ácético 1M.

-Bureta, pipetas de 10 ml y de 5ml.

-Disolución de Na2S2O3· 5H2O 0,02M

Procedimiento:

Valoramos la disolución por titulación de una disolución de yodato de potasio estandarizada. Transferimos 5 ml de la disolución de KIO3 a un matraz y añadimos 25 ml de agua y 10 ml de ácido acético 1M. Añadimos 1 gramos de KI sólido, agitamos y valoramos el I3- liberado con la solución de tiosulfato hasta que el color amarillo desaparece. Añadimos unos ml de indicador de almidón al 0,2% para apreciar más facilmente el viraje del color gracias al complejo azul almidón-triyoduro.

Las soluciones de cobre-yodato se analizan de forma similar.

Cogemos una muestra de 10 ml y añadimos 25 ml de agua, 10 ml de ácido acético 1M y 10 ml de EDTA 0,1M. Añadimos 1 gramo de KI sólido, agitamos y valoramos con la solución de tiosulfato estándar hasta que desaparece el color amarillo. El punto final tiene una apariencia difernte del de la valoración de tiosulfato debido a la presencia del complejo azul Cu-EDTA. Conforme llegamos al punto final la solución pasa por matices verdes ( mezcla del ion triyoduro amarillo y del complejo cúprico azul). El punto final preciso es más difícil de identificar pero es azul claro sin tinte verdoso.

Resultados

Estandarizacion del tiosulfato de sodio

Molaridad de solución estándar de KIO3:

Volumen de tiosulfato usado en la titulación:

  • 1 0,01 M · 0,005 L = 5·10-5 moles IO3- Promedio: 15,35 ml 1 mol IO3- 6 moles de S2O32-

  • 15,2 ml 5·10-5 · 6 = 0,0019 M = 0,02 M S2O32-

  • 0,01535 L

    Molaridad calculada de tiosulfato: 0,02M

    Resutados para las soluciones de yodato de cobre:

    COMPOSICIÓN INICIAL SOLUCIÓN

    VS2O3 ml

    SOLUBILIDAD

    M

    FUERZA IÓNICA

    Kps

    M

    HClO4

    20,1

    3,35·10-3

    0,01

    8·10-8

    Cu(NO3)2

    14,0

    2,3·10-3

    0,0249

    1,94·10-8

    NaClO4

    25,35

    4,225·10-3

    0,043

    7,32·10-8

    Cálculos:

    19,9 ml

    Valoración I: promedio: 20,1 ml

    20,3 ml

    20,1·10-3 L S2O32- × 0,02 moles S2O32- × 1 mol IO3- = 6,7 ·10-5 moles IO3-

    1 L 6 moles S2O32-

    6,7·10-5 moles IO3- = 6,7·10-3 M de IO3-

    10-2 L disolución

    s = ½ [IO3-] = 3,35·10-3 M

    I= 3s= 0,01

    Kps= 4s3f12·f2

    A= 0,51

    Log f = z2 -AI½ + 0,15 I para f1 ( coeficiente del IO3-) z = -1

    1 + I½ para f2 ( coeficiente del Cu2+ ) z = 2

    f1 = 0,9 f2 = 0,66 Kps = 8·10-8

    13,8 ml

    Valoración II: promedio: 14,0 ml

    14,2 ml

    14·10-3 L S2O32- × 0,02 moles S2O32- × 1 mol IO3- = 4,6·10-5 moles IO3-

    1 L 6 moles S2O32-

    4,6·10-5 moles IO3- = 4,6·10-3 M IO3-

    10-2 L

    s = ½ [ IO3-] = 2,3·10-3 M

    I = 3[ Cu(NO3)2] + 3s = 3·0,006 + 3·2,3·10-3 = 0,0249

    f1 = 0,86 f2 = 0,54 Kps = 1,94·10-8

    25,0 ml

    Valoración III: promedio: 25,35 ml

    25,7 ml

    25,35·10-3 l S2O32- × 0,02 moles S2O32- × 1 mol IO3- = 8,45·10-5 moles IO3-

    1L 6 moles S2O32-

    8,45·10-5 moles IO3- = 8,45·10-3 M IO3-

    10-2 L

    s = ½ [IO3-] = 4,225·10-3

    I = [NaClO4] + 3s = 0,03 + 3·4,225·10-3 = 0,043

    f1= 0,83 f2 = 0,47 Kps= 7,32·10-8

    PRÁCTICA 6:

    DETERMINACIÓN DE YODURO POTÁSICO EN UNA SAL DE MESA COMERCIAL.

    Materiales y reactivos necesarios:

    -Solución estándar de tiosulfato de sodio, aproximadamente 0,004M.

    -Sal yodurada comercial.

    -Agua de bromo, saturada.

    -Soluciones de ácido fórmico y formiato de sodio, cada una 0,5M

    -yoduro de potasio.

    -Indicador de almidón.

    Procedimiento:

    Pesamos 20,002g y añadimos 75ml de agua. Añadimos 1 ml de agua de bromo saturada y dejamos reposar ( 20 ml ). La disolución se pone amarilla debido al exceso de bromo. Añadimos 1 ml de ácido fórmico y formiato de sodio, ajitamos y dejamos 1 minuto en reposo. Desaparece el color amarillo. Añadimos 1g de yoduro de potasio, y agitamos hasta disolución. Se observa un color azul debido al I3-

    Valoramos con tiosulfato de sodio 0,004M, hasta que se observe un color amarillo pálido. Añadimos unos pocos mililitros de la solución indicadora de almidón. Seguimos la titulación hasta que desaparece el color azul el cual cambia a incoloro por la formación del complejo I3--Almidón

    Fundamento:

    Se usa sal yodurada ya que la sensibilidad del método no es muy alta.

    I- + 3Br2(ac) + 3H2O IO3- + 6Br- + 6H+

    Se produce la reducción del bromo (0) a bromo (-1).

    HCOOH + Br2 CO2 + 2H+ + 2Br-

    Se añade el ácido fórmico para eliminar el exceso de bromo.

    IO3- + 8I- + 6H+ 3I3- + 3H2O

    I3- + 2S2O32- 3I- + S4O62-

    Calculos:

    1 litro × 2,7 ml × 0,004 moles tiosulfato = 1,08· 10-5 moles de S2O32-

    1000 ml 1 litro

    1,08· 10-5 moles S2O32- × 1mol IO3- × 1 mol I- = 0,2 · 10 -6 moles KI

    6 moles S2O32- 9 moles IO3-

    0,2 · 10-6 moles KI × (39,1 + 126,9) g = 0,0332·10-3 gr KI

    1 mol KI

    Resutados:

    Molaridad del tiosulfato de sodio: 0,004 M

    Método por titulación:

    Masa de muestra de sal de mesa: 20,002

    Volumen del punto final: 2,7 ml

    Masa calculada de KI en la muestra: 0,0332· 10 -3 g 0,0332 · 10-3 × 100 = 0,0015 %

    20 g sal

    % KI en la sal de mesa: 0,0015

    ANALISIS DE CATIONES

    SEPARACIÓN Y ANALISIS DEL PRIMER GRUPO : V(V), Cr(VI), Mo(VI)

    -Procedimiento:

    Tomamos 5 ml de disolución problema (color amarillo) en un vaso de precipitado de 50 ml y hacemos un tratamiento con Na2CO3:

    Añadimos disolución 0,5 M de Na2CO3 hasta alcalinidad (El papel indicador se pone de color verde) . Añadimos 3 ml más de Na2CO3 y hervimos 10 minutos añadiendo agua destilada para mantener el volumen constante. A continuación hacemos los ensayos:

    Ensayo de V(V):

    Tomamos 5 gotas de disolucion (amarillo anaranjado) en un tubo de ensayo. Agregamos 5 gotas de HCl concentrado y se hierve hasta la mitad del volumen aproximadamente (verde azulado). Enfriamos y agregamos 1 gota de disolucion de FeCl3, 0,1 g de Na2HPO4 solido, 2 gotas de dimetilglioxima y disolucion de NH3 2N hasta que el medio es basico. La disolución es de color rojo que indica la presencia de V(V).

    Cuestiones:

  • ¿Para qué se agrega HCl concentrado y se hierve hasta reducir el volumen a la mitad, aproximadamente?

  • Para que reduzca el V (V) a catión vanadilo , VO2+, azul, por ebullición

    2VO3- + 8HCl 2VO2+ + Cl2 + 6Cl- + 4H2O

    2. ¿Para que se agrega Na2HPO4?

    Para complejar el exceso de Fe3+

    3. Indicar la naturaleza del compuesto rojo que sirve para identifcar V(V).

    El V (IV) formado reduce el Fe3+ a Fe2+

    VO2+ + Fe3+ + 2H2O VO3- + Fe2+ + 4H+

    Y este Fe2+ se identifica por el color rojo oscuro que origina con la dimetilglioxima en medio amoniacal.

    Ensayo de Cr(VI)

    En un tubo de ensayo tomamos 5 gotas de disolución y agregamos H2SO4 2N hasta medio ácido. Enfriamos la disolución, y añadimos 0,5 ml de éter etílico y un par de gotas de H2O2 al 3%. Agitamos. Obtenemos un color azul que indica Cr(VI).

    Cuestiones:

  • ¿Por qué es preciso enfriar la disolución?

  • Porque la elevación de temperatura originada al ponerse en contacto el líquido (alcalino) con el ácido, puede perturbar la reacción . Por eso es conveniente acidular y enfriar antes de añadir H2O2.

  • Indicar la naturaleza del compuesto azul.

  • El color azul es debido a la formación de CrO5.

    Cr2O72- + 2H+ + 4H2O2 2CrO5 + 5H2O

  • ¿Qué color presenta una disolución de cromato y como afecta el pH del medio?

  • CrO42- amarillo, a valores de ph próximos a 6 el cromato acepta protones transformandose en HCrO4- y Cr2O72- de color rojo-naranja.

    CrO42- + H+ HCrO4-

    2CrO42- + 2H+ Cr2O72- + H2O

    Ensayo de Mo(VI)

    Tomamos 5 gotas de disolución y agregamos HCl 2N hasta acidez. Añadimos 6 gotas de disolución de KSCN 0,5N y 2 gotas de disolución de SnCl2 0,5N. Se pone rojo vino que indica Mo(VI).

    Cuestiones:

  • ¿Para qué se agrega SnCl2?

  • Al agregar el SnCl2 el color rojo del Fe3+ desaparece. Si una vez añadida la disolución permanece roja, este color es debido a la presencia de Mo(VI).

  • Indicar la naturaleza del compuesto rojo.

  • Según BABKO, de los posibles tiocianatos de Mo(V) el único que presenta color es el Mo(SCN)5

    SEPARACION Y ANALISIS DEL SEGUNDO GRUPO: Sn(II,IV), Sb(III,V)

    Procedimiento:

    Tomamos 5 ml de la muestra y hacemos el tratamiento con Na2CO3 (descrito anteriormente). Lavamos con agua caliente (0,5 ml) y adicionamos 3 gotas de NH4NO3. Adicionamos 1,5 ml de HCl 1:1 y 5 gotas de H2O2 3% . Calentamos suavemente (La disolución es de color verde y al enfriarse se pone transparente). Centrifugamos y separamos . Nos quedamos con el precipitado y desechamos el sobrenadante . Añadimos 3 ml de agua caliente y centrifugamos . Separamos y desechamos la disolución . Repetimos el tratamiento del precipitado y lo secamos al baño maría. Procedemos a los ensayos.

    Cuestiones:

  • Aparte del carácter ácido, el ácido nítrico concentrado es oxidante, ¿sobre qué iones de los presentes se manifiesta este carácter?

  • Ag (I) y Cu(II)

    Ensayo de Sn(IV)

    Tomamos una porción de la disolución y le añadimos unas limaduras de hierro (se pone amarillo verdoso). Calentamos ligeramente (se pone verde turbio) y dejamos unos minutos. Aparecen unos copos negros que nos indican la presencia de Sb.

    Separamos los sólidos y añadimos dos gotas de disolución de HgCl2 0,5N. Nos aparece un precipitado gris que nos indica Sn(IV).

    Cuestiones:

  • ¿Podría agregarse cinc en vez de hierro? ¿Por qué?

  • No. Para la identificación del Sn(IV) se recurre a la reducción de éste a Sn2+ mediante hierro o aluminio en polvo, y no cinc ya que lo reduciria a estaño elemental

  • Escribir las reacciones que tienen lugar.

  • Sn4+ + Fe Sn2+ +Fe2+

    Sn2+ + 2Hg2+ + Cl- Cl2Hg2 precipitado blanco-gris.

    Pueden salir unos copos debido al antimonio.

    Ensayo de Sb(V)

    Cogemos una porción de la disolución y la neutralizamos con NaOH 2M. Añadimos igual volumen de EDTA al 5% y 0,5 g de Na2S2O3 solido y hervimos 1 minuto. El precipitado anaranjado nos indica Sb(V).

    Cuestiones:

  • Escribir las reacciones que tienen lugar.

  • 2 Sb5+ + 5S2O32- Sb2S2O + 7 SO2 + S

    rojo anaranjado

    SEPARACION Y ANALISIS DEL TERCER GRUPO: Ag(I), Pb(II).

    Procedimiento:

    Tomamos 5 ml de la muestra y le echamos 1 ml de HNO3 hasta color rojo del papel indicador (madio acido). Adicionamos HCl 2N gota a gota hasta que no apreciamos precipitación. Centrifugamos para poder apreciar si nos queda precipitado. Agitamos y calentamos suavemente. Enfriamos y tomamos el precipitado. Lavamos con 0,5 ml de agua fría acidulada con 1 gota de HCl 2 N. Enfriamos y separamos el residuo de la disolución al que le agregamos 1 ml de agua hirviente. Agitamos y centrifugamos en caliente. Con el precipitado resultante procedemos al ensayo de Ag(I) y con la disolución al de Pb(II).

    Cuestiones:

    1. Cuando se trata de separar AgCl y PbCl2 de la disolución se recomienda centrifugar en frio. ¿Por qué? Porque el PbCl2 es soluble en caliente, y centrifugando en frio conseguimos que precipite también. Por esta misma razón centrifugamos en caliente en el último paso para separar el AgCl del PbCl2.

    Ensayo de Ag(I)

    Tratamos el precipitado de AgCl con 0,5 ml de NH3 2M y agitamos. Observamos la disolución del mismo. Agregamos HCl 2N a una parte de la disolución amoniacal hasta acidez . Aparece un precipitado blanco que nos indica Ag(I) . Adicionamos 5 gotas de disolución de KI 0,5M a otra porción de la disolución amoniacal y nos aparece un precipitado blanco amarillento que nos asegura la presencia de Ag(I).

    Cuestiones:

  • ¿Que reacciones tienen lugar entre la Ag(I), el amoniaco, el ion cloruro y el ion yoduro?

  • AgCl + 2NH3 Ag(NH3)2+ + Cl-

    Cl- + Ag+ AgCl

    Ag(NH3)2+ + Cl- + 2H+ ClAg + 2NH4+

    Incoloro

    I- + Ag+ IAg

    Blanco amarillento

    Ag(NH3)2+ + I- IAg + NH3

    acuoso

  • AgCl y AgI ¿son solubles en NH3?¿Por qué?

  • Sí. Porque forma complejos aminados más estables que los correspondientes precipitados básicos.

    Ensayo de Pb(II)

    El PbCl2 es soluble en caliente, por lo que enfriamos la disolución y observamos la formación de unos cristales blancos que nos indica la presencia de Pb(II)

    Para confirmarlo agregamos a otra parte de la disolución , en medio neutro, unas gotas de disolución K2CrO4 y nos aparece un precipitado amarillo.

    Cuestiones:

  • Escribir las reacciones de precipitación que tienen lugar en los diferentes ensayos descritos.

  • Pb2+ + IK PbI2 + K+

    amarillo

    Pb2+ + CrO42- PbCrO4

    amarillo

    SEPARACION Y ANALISIS DEL CUARTO GRUPO: Sr(II), Ba(II)

    Procedimiento:

    Adicionamos a la muestra 1ml de HNO3 , y HCl 2N gota a gota hasta que no se aprecie precipitación . Agitamos y calentamos suavemente. Dejamos que se enfrie y separamos. Agregamos a la disolución 10 gotas de (NH4)2SO4. Calentamos a ebullición y dejamos durante 5 minutos al baño maría. Centrifugamos, separamos y nos quedamos con el precipitado (con la disolución haremos la separación y analisis del 5º y 6º grupo).

    Lavamos con 1 ml de agua fria agitando durante 1 ó 2 minutos. Centrifugamos, separamos y nos quedamos con el residuo insoluble. A continuación procedemos a los ensayos de Sr(II) y de Ba(II).

    Analisis de cationes :

    Adicionamos al precipitado 10 gotas de Na2-EDTA al 5%, 1 gota de indicador mixto (disolución violeta), y unas gotas de NaOH 0.05N hasta que la disolución se pone de color verde que nos indica que está a pH=5.6 .

    Calentamos al baño maría durante unos minutos y se pone de color violeta (ya que se disuelve SrSO4), por lo que acicionamos unas gotas de NaOH hasta color verde. Dejamos enfriar y centrifugamos.

    Determinación de Ba(II):

    Tomamos el precipitado (de color blanco) y le adicionamos 4 gotas de NH4OH concentrado y 10 gotas de Na2-EDTA. Calentamos a baño maría. La disolución es de color celeste y le añadimos H2SO4 2N hasta color violeta del indicador. Calentamos y aparece un precipitado de color blanco de BaSO4 que nos indica la presencia de Ba(II)

    Determinación de Sr(II):

    Tomamos la disolución (de color verde) y le añadimos H2SO4 2N hasta que la disolución se pone de color violeta. Aparece un precipitado blanco de SrSO4 que indica Sr(II).

    Cuestiones:

  • ¿Cómo podrían separarse Sr(II), Ba(II) y Pb(II)?

  • Añadir a la disolución problema 10 gotas de disolución saturada de sulfato amónico. Calentar a ebullición a fuego directo y luego poner al baño María alrededor de 5 minutos. El Ba(II) precipita enseguida, el Sr(II) y el Pb(II) tardan en precipitar, el Ca(II) solo lo hará si su concentración es elevada. Centrifugar y separar el líqudo del precipitado.

    El precipitado del sulfato anterior, que debe tener reacción neutra eliminando cualquier acidez por reiterados lavados con agua, se trata con un mililitro de Na2-EDTA al 5%. Calentar suavemente y centrifugar.

    El líquido claro, que tendra un pH=4,5 correspondiente al Na2-EDTA, habrá disuelto el sulfato de plomo en forma de PnY2-. Separar el líquido del precipitado, identificar el Pb(II) a partir del líquido. Tratar el residuo de sulfatos con 10 gotas de Na2-EDTA al 5%, 1 gota de indicador mixto ( mezcla de volumenes iguales de disoluciones en etanol de rojo de metilo al 0,2% y azul de metileno al 0,1%) y gotas de NaOH 0,05 N justo hasta el color verde del indicador ( pH=5,6). A este pH se disuelve solo el SrSO4 para formar SrY2-. Calentar unos minutos al baño María. Si hay un cambio a color violeta al calentar ( disminución del pH), señal de que se está disolviendo el SrSO4 , se añaden más gotas de NaOH 0,05N hasta recuperación del color verde. Centrifugar. El residuo es BaSO4. En la disolución se realizan los ensayos de Sr(II) para su identificación.

    Al residuo obtenido le añadimos 4 gotas de amoniaco concentrado y 10 gotas de Na2-EDTA al 5%. Calentar al baño María hasta disolución del precipitado. Efectuar los ensayos de identificación del Ba(II)

    SEPARACION Y ANALISIS DEL 5º Y 6º GRUPOS.

    Procedimiento:

    Añadimos a la muestra (color verde) 1 ml de HNO3, 1 g de NH4Cl solido, y disolución de NH3 concentrada, gota a gota, hasta que huele a amoniaco de forma persistente. Calentamos al baño María durante 1 minuto, centrifugamos y separamos:

    A) Precipitado: Separacion y analisis del quinto grupo.

    B) Disolución: Ensayos del sexto grupo.

    A) Disolvemos el precipitado (que es de color marron) con 2 ml de HCl 2M y reprecipitamos. La disolución que obtenemos la unimos a la del grupo 6, y el precipitado lo lavamos con H2O caliente y lo disolvemos con 3 ml de HCl 2M.Con esta disolución procedemos a los ensayos del grupo 5º.

    -Ensayos del 5º grupo: Fe(III), Cr(III):

    Ensayo de Fe(III):

    Ponemos una gota de disolución en papel de filtro y le echamos 1 gota de disolución KSCN 0.5M. Nos aparece una mancha de color rojo que nos indica Fe(III).

    Cuestiones:

  • Escribir la fórmula del compuesto rojo que se forma.

  • Se forman complejos tiocianato, desde Fe(SCN)2+ hasta Fe(SCN)63-

  • El Fe(III) también se puede identificar con ferrocianuro de potasio. Describir en qué consiste este ensayo y nombrar el compuesto que se forma de acuerdo con la nomenclatura IUPAC.

  • El ferrocianuro de potasio forma con el Fe3+ un precipitado azul intenso ( azul de Prusia o azul de Berlín) de ferrocianuro férrico:

    4Fe3+ + 3Fe(CN)64- Fe4[Fe(CN)]3

    El precipitado no se disuelve en los ácidos diluidos, y con los alcalis fuertes se descompone en ferrocianuro e hidróxido férrico. Se disuelve en ácido oxálico con intenso color azul.

    La reacción no es muy sensible y nada selectiva, dado que la mayoría de los cationes precipitan con ferrocianuro. Sin embargo, por la intensidad del color azul, que se aprecia bien sobre las tonalidades generalmente claras de los demás ferrocianuros que pueden precipitar, constituye un ensayo útil para la identificación de hierro.

    Procedimiento:

    En la placa de gotas se mezcla una del problema y otra del reactivo. Si el hierro es ferroso, se oxida previamente con un cristal de persulfato potásico. Prcipitado azul, indica hierro.

  • ¿Qué color presenta el Fe2O3·xH2O?

  • A ph próximo a 2 se produce el precipitado de Fe(OH)3 que le da un color pardo rojizo.

  • ¿Qué color presenta el ion Fe(III) en disolución?

  • Amarillo producido por el Fe(OH)2+ y por Fe(OH)2+

  • Si el problema hubiese contenido inicialmente Fe(II) ¿en qué forma se encontraría en este grupo? ¿Por qué?

  • Como Fe(OH)2 precipitado alrededor de pH=8. Este Fe(OH)2 se oxida rapidamente con el oxigeno ambiental produciendo Fe(OH)3 y otros compuestos de Fe(III).

    Ensayo de Cr(III):

    A 2 ml de disolución agregamos 0.5 ml de EDTA al 5% y 0.2 g de NaF sólido. Calentamos suavemente al baño maría y aparece un color violeta que nos indica Cr(III)

    Cuestiones:

  • Escribir la fórmula del compuesto violeta.

  • Cr3+ + YH22- YCr- + 2H+

    violeta

  • ¿Para qué se agrega NaF?

  • Para el enmascaramiento del posible Fe3+ y disminución de la acidez

  • ¿Qué color presenta el ion Cr(III) en disolución?

  • Se encuentra formando autocomplejos simples y mixtos con los anione existentes en la disolución; la diversidad de estos complejos determina el color de la disoluciones de cromo que presentan tonalidaddes verde, violeta y, a veces, gris

  • ¿Qué color presenta el Cr2O3·xH2O?

  • Verde

    -Ensayos del 6º grupo: Cu(II), Ni(II), Co(II).

    Ensayo de Cu(II):

    Tomamos 0.5 ml de la disolucion amoniacal y la neutralizamos con HCl diluido. Agregamos 5 gotas de disolución KCN 1M , 0.5 ml de tetrabase y agitamos. Nos aparece un precipitado azul que nos indica Cu(II).

    Cuestiones:

  • Escribir la fórmula del complejo amoniacal de Cu(II).

  • Cu(NH3)42+ azul intenso

  • Escibir la fórmula del tetrabase.

  • ¿Qué ocurre y para qué se agrega KCN?

  • El cianuro potásico decolora las soluciones azules amoniacales del complejo tetraamincúprico por transformación en el complejo cianurado, más estable; por ser el medio alcalino no se forma (CN)2 sino (CON-)

    2Cu(NH3)42+ + 7CN- + 2OH- 2Cu(CN)32- + CON- + 8NH3 + H2O

    Ensayo de Ni(II):

    Ponemos 1 gota de la disolución de los complejos amoniacales en papel de filtro y agregamos 1 gota de dimetilglioxima. Aparece una mancha roja que indica Ni(II).

    Cuestiones:

  • Escribir la formula del compuesto formado.

  • Ensayo de Co(II):

    A 5 gotas de la disolución amoniacal le agregamos 10 gotas de EDTA al 5% y 2 gotas de H2O2 al 3%. Calentamos al baño maría unos minutos. El color azul de la disolución que pasa a violeta nos indica Co(II).

    Cuestiones:

  • Escribir la fórmula del compuesto formado.

  • CoY(OH)2- que pasa a CoY-

    Azul violeta

  • Otra forma de identificar Co(II) es la reaccion de Ilinski ¿En qué consiste?

  • Acidulamos con acético 4 gotas de la disolución y se hierve. Añadir, poco a poco y agitando, esta mezcla sobre un volumen doble de otra preparada en el acto disolviendo unos cristales de KSCN en etanol o en acetona. Color azul o azul verdoso intenso.

    ANALISIS CUALITATIVO.

    IDENTIFICACIÓN DE ANIONES

    S2-: Disolución alcalina

    Fundamento: Precipitación del sulfuro de plata negro que compleja suficientemente al ión Ag+.

    Reactivo: Nitrato de plata al 25%.

    Procedimiento: A 5 gotas de problema le agregamos 5 gotas de nitrato de plata y agitamos

    Efectivamente se produce un precipitado negro que corresponde al sulfuro de plata.

    S2O32-: Disolución ligeramente ácida, neutra o alcalina.

    Fundamento: En presencia de Ag+ los tiosulfatos dan en caliente, un precipitado de sulfuro de plata negro.

    Reactivos: Nitrato de plata al 25%.

    Procedimiento: A 10 gotas de problema le agregamos 5 gotas de nitrato de plata. Calentamos durante 30 segundos al baño María y centrifugamos.

    SO42-: Disolución ácida, neutra o alcalina

    Fundamento: Precipitación del sulfato de bario en medio ácido.

    Reactivos: HCl 4N; BaCl22H2O en disolución al 10%.

    Procedimiento: A 10 gotas de problema le agregamos 10 gotas de HCl. Calentamos 1 minuto al baño María. Añadimos a la disolución clara 5 gotas de cloruro bárico y esperamos 1 minuto.

    Se produce un precipitado blanco que es debido al sulfato de bario.

    SCN-: Disolución ácida, neutra o alcalina.

    Fundamento: Formación, en medio ácido fuerte, el complejo Fe(SCN)2+.

    Reactivos: Disolución de cloruro férrico (FeCl3· 6H2O) de 25g/l; HCl 2N

    Procedimiento: A 5 gotas de problema, acidificadas con HCl, le agregamos 5 gotas de sal férrica.

    Observamos una mancha color rojo sangre.

    ClO3-: Disolución ácida, neutra o alcalina.

    Fundamento: Reducción del clorato y precipitación del cloruro de plata.

    Reactivos: Nitrato de plata al 25%; Nitrito potásico sólido; HNO3 4N.

    Procedimiento: A 10 gotas de disolución problema neutra la agregamos 5 gotas de nitrato de plata. Centrifugamos, Agregamos unos cristales de nitrito potásico y observamos la precipitación del cloruro de plata que es de color blanco.

    F-: Disolución ácida, neutra o alcalina.

    Fundamento: Las sales de Zr4+ dan, con alizarina S. Una coloración roja. La presencia de F- hace desaparecer esta coloración por formación de un complejo estable de Zr4+.

    Reactivos: Nitrato de circonio (0,05 g en 50 ml de HCl 12N); alizarina S (0,05 g en 50 ml de agua). Mezclar ambas disoluciones en el momento del ensayo.

    Procedimiento: A 5 gotas de la mezcla de reactivos (naranja) le añadimos 5 gotas de disolución a analizar (en acidez de HCl 4N). Se observa la decoloración del reactivo. El color final es amarillo que es producido por la alizarina S en medio ácido).

    C2O42-: Disolución ácida, neutra o alcalina.

    Fundamento: Se usan las dos siguientes propiedades que son una prueba específica de oxalatos:

    • El C2O4Ca es poco soluble en medio acético

    • El H2C2O4 reduce el permanganato en medio sulfúrico diluido en caliente.

    Reactivos: Solución de CaCl2· 2H2O al 10%; Solución de KMnO4 al 0,02%; H2SO4 9N; Tampón acético (56 g acetato sódico + 25 ml de ácido acético por cada 100 ml de disolución).

    Procedimiento: A 5 gotas de disolución le añadimos 2 gotas del tampón y 1 gota de cloruro cálcico ( precipitado blanco). Calentamos al baño María durante 1 minuto. Centrifugamos. Lavamos tres veces el precipitado con 3 gotas de agua. Tratamos el precipitado con 1 gota de ácido sulfúrico y 1 gota de permanganato (disolución rosa y precipitado blanco). Calentamos (se disuelve el precipitado y la disolución se pone blanca y turbia). Se produce la decoloración del permenganato.

    Fe(CN)64- (ferrocianuro): Disolución ácida neutra o alcalina. (color amarillo)

    Fundamento: Formación del azul de Prusia o ferrocianuro férrico en medio ácido.

    Reactivo: disolución de cloruro férrico (Cl3Fe· 6H2O) 25 g/l (color naranja).

    Procedimiento: A 5 gotas de disolución problema en medio ácido añadimos 5 gotas del reactivo. Precipitado azul.

    Fe(CN)63- ( ferrocianuro) : Disolución ácida, neutra o alcalina

    Fundamento: Formación del ferrocianuro ferroso o azul de Turnbull

    Reactivo: disolución de sulfato ferroso ( SO4Fe· 7H2O) al 5% en ácido sulfúrico 1N.

    Procedimiento: A 5 gotas de disolución problema en medio ácido añadimos 5 gotas del reactivo. Se produce un precipitado azul.

    I-: disolución ácida, neutra o alcalina.

    Fundamanto: oxidación selectiva del yoduro a yodo por la acción del nitrito en medio acético. El yodo se extrae a continuación en tetracloruro de carbono.

    Reactivo: Ácido acético; nitrito potásico sólido; Tetracloruro de carbono.

    Procedimiento: A 6 gotas de disolución problema en medio neutro le añadimos 4 gotas de ácido acético y, acontinuación, un poco de nitrito sólido. Se produce una disolución amarilla-verde y un precipitado negro. Agitamos con 6 gotas de tetracloruro de carbono. Se produce la coloración en la capa orgánica que es de color rosa.

    ANALISIS INSTRUMENTAL.

    PRACTICA 1:

    DETERMINACIÓN DE LA CONCENTRACIÓN IÓNICA TOTAL DEL AGUA CORRIENTE MEDIANTE CROMATOGRAFÍA DE CAMBIO IÓNICO.

    Fundamento

    Los iones presentes en el agua son : Na+, K+, Ca2+, Mg2+, Cl-, SO42-, HCO3- y NO3-, deiendo ser iguales el número de meq/l de cationes y aniones para satisfacer la necesaria electroneutralidad de la disolución.

    El ión HCO3- es un anión procedente de un ácido débil y por tanto, una base que puede ser valorada con ácido clorhidrico contrastado.

    Por otra parte, al pasar un volumen medido de agua por una resina cambiadora e cationes en ciclo de hidrógeno, tienen lugar reacciones de intercambio como las siguientes:

    R-H + Na+ + Cl- R-Na + H+ + Cl-

    2R-H + Ca2+ + 2NO3- R2-Ca + 2H+ +2NO3-

    R-H + Na+ + HCO3- R-Na + H2CO3 ( CO2 + H2O)

    De forma que las sales presentes se convierten en los correspondientes ácidos que pueden ser valorados con una disolución constrastada de NaOH, excepto el ácido carbónico, que es un ácido muy débil y además se elimina en forma de CO2. Naturalmente, el número total de meq/l de aniones, será la suma de los obtenidos en la valoración con HCl y en la valoración con NaOH.

    Reactivos

    - HCl 2N Naranja de metilo

    - HCl 0,02N Fenolftaleina

    - NaOH 0,02N

    Procedimiento

  • Valoración del ión HCO3- con HCl

  • Medimos con una pipeta 100ml de agua y los introducimos en un erlenmeyer de 250ml.

    Añadimos 2 o 3 gotas de naranja de metilo y valoramos con HCl 0,002 N. Valoramos hasta viraje de amarillo a naranja.

  • Valoración de los restantae aniones previo intercambio ionico.

  • Preparamos una columna de intercambio iónico conteniendo un lecho de resina catiónica de unos 5 cm de altura. Ponemos la resina catiónica en ciclo hidrógeno y pasamos por ella 20ml de HCl 2N a una velocidad de flujo de 1 gita por segundo y lavamos la resina con agua destilada hasta que las aguas de lavado, den reacción neutra y no consuman más de 1 o 2 gotas de NaOH 0,02N para hacer virar la fenolftaleina. Pasamos a continuación por la resina 50 ml de agua en dos porciones de 25ml a una velocidad d 1 gota por segundo y recogemos la muestra en un matraz erlenmeyer de 250ml. Lavamos la resina con 20ml de agua destilada, recogemos las aguas de lavado en el erlenmeyer. Calentamos la disolución problema para expulsar el CO2, añadimos 2 ó 3 gotas de fenolftaleina y valoramos con una disolución de NaOH 0,02N hasta que aparece el primer tinte rosado que permanece unos minutos.

    Resultados:

    MUESTRA 1

    MUESTRA 2

    VHCl GASTADO

    ( ml )

    18,2

    18,5

    VNaOH GASTADO

    ( ml )

    3,1

    2,9

    Calculos:

    Muestra 1

    -HCl

    0,02 eq HCl × 18,2 ml = 0,000364 eq

    1000 ml

    0,000364 eq = 3,64·10-6 eq /ml

    100 ml disolución

    3,64·10-6 eq / ml × 1000 ml × 1000 meq = 3,64 meq/l

    1 L 1 eq

    -NaOH

    0,02 eq × 3,1 ml = 0,062·10-3

    1000 ml

    0,062·10-3 eq =0,62·10-6 eq/ml = 0,62 meq/l

    100 ml

    meq/l totales de aniones = 4,26 meq/l

    Muestra 2:

    HCl

    0,02 eq × 18,5 ml = 0,00037 eq

    1000 ml

    0,37·10-3 = 3,7·10-6 eq/ml = 3,7 meq/l

    100 ml

    NaOH

    0,02 eq × 2,9 ml = 0,058·10-3 eq

    1000 ml

    0,058·10-3 eq = 0,58·10-6 eq/ml = 0,58 meq/l

    100 ml

    meq/l totales de aniones = 4,28 meq/l

    PRÁCTICA 2:

    VALORACIÓN CONDUCTIMÉTRICA DE UNA MEZCLA DE ÁCDO CLORHIDRICO ÁCIDO Y ACÉTICO.

    Fundamento

    La valoración conductimétrica es la más adecuada para la determinación de una mezcla de ácidos clorhídrico y acético ya que las volumetrias clásicas y las potenciométricas no resuelven satisfactoriamente el problema. Debemos medir la conductividad de la disolución conforme añadimos el agente valorante ( en nuestro caso NaOH 0,5 N ). Con los datos experimentales, se realizará una gráfica volumen adicionado-conductividad de la que se obtienen los puntos finales de la valoración para cada uno de los ácidos.

    Material y reactivos

    - NaOH 0.5N

    -vasos de precipitado de 250 ml

    - Conductímetro

    -Bureta

    - Agitador

    Procedimiento

    En un vaso de precipitado de 250 ml intoducimos 25 ml de la disolución problema y diluimos con agua destilada hasta unos 200 ml. Medimos la conductividad de esta disolución. Vamos añadiendo volumenes de 0,5 ml de disolución de NaOH 0,5N y medimos la conductividad en cada adición.

    ml de NaOH (0,5M)

    µS/cm

    ml de NaOH

    µS/cm

    0

    2,87 mS/cm

    6

    1501

    0,5

    2,51 mS/cm

    6,5

    1605

    1

    2,16 mS/cm

    7

    1675

    1,5

    1739

    7,5

    1779

    2

    1365

    8

    1959

    2,5

    1089

    8,5

    2,16 mS/cm

    3

    977

    9

    2,40 mS/cm

    3,5

    1049

    9,5

    2,79 mS/cm

    4

    1113

    10

    3,12 mS/cm

    4,5

    1203

    10,5

    3,38 mS/cm

    5

    1312

    11

    3,7 mS/cm

    5,5

    1388

    Punto de equivalencia de HCl 3ml

    25 ml · NHCl = 3 ml · 0,5 NHCl = 0,06 N

    25 ml · NAcH = 4,5 ml · 0,5 NAcH = 0,09 N

    PRÁCTICA 3:

    DETERMINACIÓN ESPECTROFOTOMÉTRICA DE HIERRO TOTAL

    ( Fe2+ + Fe3+ ) EN VINOS.

    Fundamento

    La determinación se basa en medir la absorbancia del complejo rojo formado por el ión Fe(II) y

    1,10-fenantrolina y relacionarla con la concentración de analito en la muestra.

    Material y aparatos

    -Matraces aforados de 50 ml

    -Pipetas

    -Espectofotómetro

    Reactivos

    -Disolución de Fe2+ de 200 ppm, preparada por pesada de (SO4)2Fe(NH4)2 6H2O.

    -Disolución 2· 10-3M de 1,10-fenantrolina.

    -Disolución al 20% de clorhidrato de hidroxilamina.

    -Disolución 0,1M de acetato sódico.

    Procedimiento

    Introducimos 10 ml de vino en un matraz aforado de 50 ml, añadimos 2 ml de clorhidrato de hidroxilamina (para reducir todo el Fe3+ a Fe2+ que es el que forma el complejo coloreado con la fenantrolina), 10 ml de acetato sódico ( para pner el pH adecuado), 5 ml de 1, 10-fenantrolina ( en exceso para que todo el Fe2+ forme complejo) y enrasamos con agua destilada. Construimos una curva de calibrado procediendo de la forma antes descrita, pero añadiendo además cantidades de 1,2,3 y 4 ml de disolución patrón de Fe2+ de 20 ppm.Enrasamos con agua destilada. Esperamos unos 10 minutos y medimos la absorbancia de todas las disoluciones a 510 nm

    Datos experimentales

    ml Fe(II)

    Ppm Fe(II)

    A × 103

    1

    0,4

    0,429

    2

    0,8

    0,546

    3

    1,2

    0,565

    4

    1,6

    0,650

    muestra

    0

    0,347

    Calculos:

    A= 0,183x + 0,353 r = 0,99

    Para A= 0

    CFe2+ = 0,183 = 0,518 0,515 × 50 ml = 2,59 mgL-1

    0,353 10 ml

    PRÁCTICA 4:

    DETERMINACIÓN FLUORIMÉTRICA DE QUININA EN AGUA DE TÓNICA COMERCIAL.

    Fundamento:

    La fluorescencia consisite en la absorción de radiación electromagnética por parte de las moléculas, que pasan a estado excitado, para posteriormente emitir parte de esa energía también en forma de radiación electromagnética. La intensidad de radiación emitida es proporcional a la concentración de fluorógeno en la muestra.

    Un compuesto fluorógeno es el sulfato de quinina. Este compuesto se encuentra en el agua de tónica y en esta práctica se propone su determinación. Presenta una eficacia cuántica de fluorescencia bastante elevada, utilizandose por ello como patrón de fluorescencia. Asimismo se utiliza como indicador fluorescente acido-base: intervalo de viraje 9,5 - 10 ( fluorescente - no fluorescente ). Es extemadamente sensible a la presencia de iones haluros, de forma que en HCl 0,1N no es fluorescente.

    La máxima intensidad de fluorescencia la presenta en H2SO4 0,1N. Máximos de excitación: 250 y 350 nm (longitud de onda de emisión = 450 nm). Máximos de emisión :450 nm (longitud de onda de excitación = 350 )

    Material e instrumentación.

    • Vasos de precipitado de 500 ml.

    • Matraces aforados de 50, 100, y 1000 ml.

    • Pipetas de 1,2,5 y 10 ml

    • Espectrofluorímetro.

    Disoluciones necesarias.

    • Disolución de ácido sulfúrico 0,1M.

    • Disolución de sulfato de quinina en H2SO4 0,1M de 1mg/l

    Procedimiento operatorio.

    - Preparación de la curva de calibrado.

    En un matraz de 50ml preparamos una disolución que contenga 80 µg/l de sulfato de quinina en ácido sulfúrico 0,1M.

    Introducimos una elicuota de la disolución anterior en la cubeta de cuarzo de 1cm de paso de luz y registamos el espectro de excitación, tomando como longitud de onda de emisión 450 nm. Utilizando la longitud de onda de excitación máxima, registramos el expectro de emisión.

    Partiendo de la disolución de 1000 µg/l, preparamos 4 disoluciones que contienen 20, 40, 60 y 80 µg/l de sulfato de quinina en ácido sulfúrico 0,1N. Medimos la intensidad de fluorescencia emitida, en las condiciones óptimas antes establecidas y representar la intensidad de fluorescencia frente a la concentración de analito ( sulfato de quinina).

    ml DE PATRÓN 1000 µg/L

    ml de H2SO4 1M

    ml DE AGUA

    CONCENTRACIÓN FINAL

    INTENSIDAD DE FLUORESCENCIA

    1

    1

    5

    44

    20

    0,49

    2

    2

    5

    43

    40

    0,90

    3

    3

    5

    42

    60

    1,23

    4

    4

    5

    41

    80

    1,85

    A = 0,022[ ]final + 0,015

    A = 0,49 [ ] inicial = 0,022 ppm (mg/l)

    A = 0,90 [ ] inicial = 0,04 ppm

    Si

    A = 1,23 [ ] inicial = 0,055 ppm

    A = 1,85 [ ] inicial = 0,083 ppm

    -Determinación del contenido de sulfato de quinina en el agua de tónica,

  • Tratamiento de la muestra.

  • En un vaso de precipitado de 500 ml intoducimos 100 ml de agua de tónica y se calienta lentamente para expulsar el CO2. Dejamos enfriar e introducimos la muestra en un matraz aforado. Tomamos 3 ml de esta disolución, añadimos 5 ml de H2SO4 1M y enrasamos con agua destilada hasta un volumen de 50 ml. De estos 50 ml cogemos 5 ml y lo llevamos hasta 50 ml, es decir, diluimos 10 veces.

  • Medida de la fluorescencia

  • Introducimos una porción de la muestra en la cubeta y medimos la intensidad de fluorescencia a la longitud de onda de emisión de 450 nm con una longitud de onda de excitación de 350 nm

    PRÁCTICA 5:

    DETERMINACIÓN DE COBRE EN VEGETALES POR CÁMARA DE GRAFITO

    Procedimiento:

    2gr de una hoja triturada los ponemos en un crisol. Los tenemos en la mufla 4h a 550ºC (acenizamos la muestra). La cenizas la disolvemos utilizando 10 ml de HCl 2N. Lo pasamos por un papel de filtro para eliminar los residuos solidos que no se hayan disulto. Pasamos a un matraz de 50ml y enrasamos con agua destilada. Utilizamos la mejor de las técnicas que existen para la determinación de metales la cual es la espectrofotometría de adsorción atómica.

    Existen variedades:

    -Latradicional utiliza para atomizar la muestra una llama.

    -Otra variedad es la cámara de grafito o atomozación electrotermica que es más sensible que la primera y más sotisficada.

    -hay otra variedades en los cuales la atomización se lleva a cabo en medio de un plasma de alta energía.

    La técnica de adsoción atómica consisite en:

    Una lampara que emite una radiación electromagnética de una determinada lingitud de onda. Para el cobre sería 324,8 nm que corresponde a la energía que hace falta para excitar un electrón en el cobre. La lámpara tiene que ser especifica parra el elemento que queramos determinar. Algunios sirven para varios elementos. Esta máquina sirve para : Cr,Co,Cu,Fe, Mn, Ni.

    En el centro hay un sistema que es el que atomiza la muestra, la disgrega en átomos y mantiene en una zona los átomos que queremos detrminar.

    En la cámara de grafito la atomización se lleva a cabo en un tubo pequeño en el que se introduce la muestra por un pequeño orificio y podemos controlar la temperatura exterior con una fuente de calor potente. Se pueden alcanzar temperaturas de 3000ºC. Cuando una corriente eléctrica llega al tubo de grafito se calienta ya que es una resistencia.

    Pasos

    - Colocar la lámpara adecuada y alinearla con el sistema.

    - Abrir el agua y el gas.

    - Encender el horno.

    - Usamos ácido nítrico 1% para limpiar.

    - Introducimos disoluciones de 5,10,20 ppb.

    - Hacemos blanco a la disolución de nítrico.

    Vial 1 25 ppb

    Vial muestra

    5 y 20 de agua con HNO3

    10 y 15 de agua con HNO3

    20 y 5 de agua con HNO3

    De la muestra diluimos 5 veces.

    La temperatura va a aumentar de la siguiente forma:

    Tª ambiente 2s 90º (20s) 15s 130ºC (10s) 20s 1200ºC (30s)

    Se elimina aseguramos que Tª de calcinación. Es la

    suavemente el agua no hay agua máxima para calentar la muestra

    pero no perder el Cu

    0s 2300ºC83s) 1s 2500ºC (3s)

    Tª de atomización. Volatilizar todo y

    Se libera el Cu. Se realiza la medida arrastrarlo con el Argón.

    De la abservancia

    Resultados

    4,5 ppb m = 0,005

    9,1 ppb r = 1

    19,9 ppb b = 0

    5·( 32,9) µg/l ·50·10-3 = 8,225 µg

    8,225µg = 4,11 µg Cu

    2 gr vegetal gr vegetal

    1

    15